Olimpiada Nacional de Química 1997

1. Señale la proposición correcta: (1 puntos)

En 22.4 L de oxígeno gaseoso, a 0 °C y 1 atm, hay N (número de Avogadro) átomos de oxígeno. En una reacción, el número total de átomos de los reactivos es igual al número total de los productos. En una reacción entre gases, el volumen total de los reactivos es igual al volumen total de los productos (medidos a la misma P y T). En una reacción, el número total de moles de los reactivos es igual al número total de moles de los productos. El volumen de 16 g de oxígeno es igual al de 16 g de hidrógeno (a la misma P y T).

Retroalimentación: La conservación de la masa implica que el número total de átomos de cada elemento se conserva en una reacción química. Las otras opciones son incorrectas: 22.4 L contienen N moléculas de O₂ (es decir, 2N átomos); los volúmenes de gases no se conservan necesariamente; los moles tampoco.

2. ¿Cuál de las siguientes combinaciones de valores para $n$, $l$, $m_l$, $m_s$ representa una de las soluciones permitidas de la ecuación de ondas para el átomo de hidrógeno? (1 puntos)

$n=2,\ l=0,\ m_l=3,\ m_s=-\tfrac{1}{2}$ $n=2,\ l=0,\ m_l=0,\ m_s=+\tfrac{1}{2}$ $n=2,\ l=1,\ m_l=-1,\ m_s=+\tfrac{1}{3}$ $n=4,\ l=2,\ m_l=3,\ m_s=-\tfrac{1}{2}$ $n=5,\ l=6,\ m_l=1,\ m_s=+\tfrac{1}{2}$

Retroalimentación: La combinación válida debe cumplir: $0 \le l < n$, $-l \le m_l \le l$, y $m_s = \pm\tfrac{1}{2}$. Solo $n=2, l=0, m_l=0, m_s=+\tfrac{1}{2}$ cumple todas las reglas.

3. Señale la proposición correcta sobre los iones $\text{Na}^+$ y el gas noble Ne: (1 puntos)

El número de electrones de los iones $\text{Na}^+$ es igual al de los átomos neutros del gas noble Ne. El número atómico de los iones $\text{Na}^+$ es igual al del gas noble Ne. Los iones $\text{Na}^+$ y los átomos de gas noble Ne son isótopos. El número de protones de los iones $^{23}\text{Na}^+$ es igual al de los átomos de $^{22}\text{Ne}$. La masa atómica de los iones $^{23}\text{Na}^+$ es igual a la de los átomos de $^{22}\text{Ne}$.

Retroalimentación: $\text{Na}^+$ tiene 10 electrones (Z=11, pierde 1), igual que Ne (Z=10). Son isoelectrónicos. El número atómico del Na (11) es distinto al de Ne (10); no son isótopos (son elementos distintos); los protones de $^{23}\text{Na}^+$ son 11 y los de $^{22}\text{Ne}$ son 10.

4. Señale la proposición correcta sobre energía y espectro atómico: (1 puntos)

La longitud de onda característica de una partícula elemental depende de su carga. La transición $n = 1$ a $n = 3$ en el átomo de hidrógeno requiere más energía que la transición $n = 2$ a $n = 5$. Dos fotones de $\lambda = 400$ nm tienen distinta energía que uno de $\lambda = 200$ nm. Los fotones de luz visible ($\lambda \approx 500$ nm) poseen menor energía que los de radiación infrarroja ($\lambda = 10000$ nm). Las energías de los electrones de H y $\text{He}^+$ son iguales si el número cuántico $n$ es el mismo.

Retroalimentación: Para H: $\Delta E \propto \left(\frac{1}{n_i^2} - \frac{1}{n_f^2}\right)$. $\Delta E(1\to 3) \approx 0.889$ y $\Delta E(2\to 5) \approx 0.210$ (en unidades de $E_1$), por lo que la transición $1\to 3$ requiere más energía.

5. Dadas las siguientes configuraciones electrónicas de átomos neutros: $X: 1s^2\, 2s^2\, 2p^6$&emsp;$Y: 1s^2\, 2s^2\, 2p^5\, 3s^1$ Señale la proposición correcta: (1 puntos)

La configuración de Y corresponde a un átomo de sodio. Para pasar de X a Y se consume energía. La configuración de Y representa a un átomo del tercer periodo. Las configuraciones de X e Y corresponden a diferentes elementos. La energía para arrancar un electrón es igual en X que en Y.

Retroalimentación: X es la configuración del estado fundamental del Ne (o del Ne con 10 electrones). Y es un estado excitado del mismo elemento (Ne), con un electrón promovido al subnivel 3s. Esa promoción requiere energía, por lo que pasar de X a Y consume energía.

6. De las reacciones químicas que se formulan a continuación, indique la única que puede tener lugar: (1 puntos)

$\text{Ca}_3\text{N}_2 + 2\text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{N}_2 + 2\text{Ca(OH)}_2 + \text{Ca}^{2+}$ $\text{Ca}_3\text{N}_2 + 3\text{H}_2\text{O} \rightarrow 2\text{NH}_3 + 3\text{CaO}$ $\text{Ca}_3\text{N}_2 + 6\text{H}_2\text{O} \rightarrow 2\text{NH}_3 + 3\text{Ca(OH)}_2$ $4\text{Ca}_3\text{N}_2 + 9\text{H}_2\text{O} \rightarrow 3\text{HNO}_3 + 5\text{NH}_3 + 12\text{Ca}$ $\text{NaCl} + \text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{NaOH} + \text{HCl}$

Retroalimentación: El nitruro de calcio reacciona con agua produciendo amoníaco e hidróxido de calcio. Esta es la única reacción correctamente balanceada y coherente con la química de los nitruros: $\text{Ca}_3\text{N}_2 + 6\text{H}_2\text{O} \rightarrow 2\text{NH}_3 + 3\text{Ca(OH)}_2$.

7. Dada la reacción: $\text{Cl}_2 + 2\text{NaI} \rightarrow 2\text{NaCl} + \text{I}_2$. De los siguientes enunciados señale el que considere correcto: (1 puntos)

La molécula de $\text{Cl}_2$ actúa como reductor. Los iones $\text{Na}^+$ actúan como oxidantes. El $\text{I}_2$ es el oxidante conjugado de los iones $\text{I}^-$. Los iones $\text{Cl}^-$ son los oxidantes conjugados del $\text{Cl}_2$. El número de oxidación del cloro aumenta en esta reacción.

Retroalimentación: El $\text{I}^-$ se oxida a $\text{I}_2$ (pierde electrones), por lo que $\text{I}_2$ es la forma oxidada —el oxidante conjugado— de $\text{I}^-$. El $\text{Cl}_2$ actúa como oxidante (se reduce a $\text{Cl}^-$), no como reductor.

8. Si el número de moles de electrones, así como el de todas las especies químicas que intervienen en la reacción de una pila, se multiplica por dos: (1 puntos)

El potencial de la pila se duplica. El potencial se reduce a la mitad. El potencial no varía. El potencial se eleva al cuadrado. La intensidad de la corriente eléctrica permanece constante.

Retroalimentación: El potencial de una pila es una propiedad intensiva que depende de la naturaleza de las semirreacciones, no de la cantidad de sustancia. Multiplicar los coeficientes estequiométricos no cambia $E^\circ$.

9. Los enlaces de hidrógeno: (1 puntos)

Aparecen siempre que hay un átomo de hidrógeno. Hacen disminuir, generalmente, las temperaturas de fusión y de ebullición. Aparecen en moléculas como $\text{H}_2\text{O}$, $\text{NH}_3$ y $\text{CH}_4$. Son muy fuertes cuando el elemento unido al hidrógeno es muy electronegativo. Poseen una energía de enlace superior a la de un enlace químico covalente.

Retroalimentación: Los enlaces de hidrógeno se forman cuando H está unido a átomos muy electronegativos (F, O, N). Cuanto mayor es la electronegatividad del átomo unido al H, más intenso es el enlace de hidrógeno. No aparecen con $\text{CH}_4$ (C no es suficientemente electronegativo) ni elevan siempre las temperaturas de ebullición de forma indiscriminada.

10. Para una reacción entre gases ideales del tipo: $2\text{A} \rightleftharpoons \text{B} + \text{C}$; $\Delta G^\circ = +20 \text{ kcal}$, a 25 °C. Si partimos solo de A, a 25 °C y 1 atm, en ausencia de B y C: (1 puntos)

La reacción se produce hasta que $\Delta G^\circ = 0$, en cuyo caso $K_p = 1$. La reacción no se produce espontáneamente. La reacción directa es siempre espontánea en todas las condiciones. Por ser gases ideales, el equilibrio no depende de la temperatura. La constante de equilibrio no depende de la temperatura.

Retroalimentación: $\Delta G^\circ > 0$ implica que $K_p = e^{-\Delta G^\circ/RT} < 1$, por lo que la reacción directa no es espontánea en condiciones estándar. Partiendo solo de A a 1 atm ($Q = 0$), aunque inicialmente $\Delta G < 0$, el sistema avanza muy poco antes de alcanzar el equilibrio, sin producirse reacción apreciable.

11. Dada la siguiente reacción: $\text{CN}^-(aq) + \text{H}_2\text{O}(l) \rightarrow \text{HCN}(aq) + \text{OH}^-(aq)$. Si $K_a$ para el ácido HCN es $4.8 \times 10^{-10}$, y $K_w = 1 \times 10^{-14}$, la constante de equilibrio para la reacción anterior es: (1 puntos)

Retroalimentación: $K_b(\text{CN}^-) = K_w / K_a = (1 \times 10^{-14}) / (4.8 \times 10^{-10}) = 2.1 \times 10^{-5}$.

12. Cuando se mezclan volúmenes iguales de disoluciones 0.1 M de $\text{HClO}_4$ y $\text{KNO}_2$, el pH de la disolución resultante será: (1 puntos)

Retroalimentación: $\text{HClO}_4$ es ácido fuerte y $\text{NO}_2^-$ es base conjugada de ácido débil. Al mezclarlos en proporciones iguales y concentraciones iguales, el ácido fuerte reacciona con la base dando $\text{HNO}_2$ (ácido débil) y exceso de $\text{H}^+$, resultando en pH ácido, entre 1 y 7.

13. Una disolución reguladora contiene concentraciones iguales de un ácido débil, HA, y su base conjugada $\text{A}^-$. Si $K_a$ para HA es $1.0 \times 10^{-9}$, el pH de la disolución reguladora es: (1 puntos)

Retroalimentación: Por la ecuación de Henderson-Hasselbalch: $\text{pH} = pK_a + \log([\text{A}^-]/[\text{HA}]) = -\log(1.0 \times 10^{-9}) + \log(1) = 9.0$.

14. ¿Cuál de las siguientes disoluciones es una disolución reguladora con un pH mayor de 7? La constante $K_a$ para el HCNO es $2.2 \times 10^{-4}$ y $K_b$ para el $\text{NH}_3$ es $1.7 \times 10^{-5}$. (1 puntos)

10 mL $\text{NH}_3$ 0.1 M + 5.0 mL HCl 0.1 M 10 mL HCNO 0.1 M + 10 mL NaOH 0.1 M Ninguna de estas. 10 mL HCNO 0.1 M + 5.0 mL NaOH 0.1 M 10 mL $\text{NH}_3$ 0.1 M + 10 mL HCl 0.1 M

Retroalimentación: Al mezclar 10 mL de $\text{NH}_3$ 0.1 M con 5 mL de HCl 0.1 M, la mitad del $\text{NH}_3$ se convierte en $\text{NH}_4^+$, dando una mezcla tampón de $\text{NH}_3$/$\text{NH}_4^+$ con $\text{pH} = pK_a(\text{NH}_4^+) + \log(1) \approx 9.2 > 7$.

15. Calcule el producto de solubilidad del $\text{PbBr}_2(s)$ si la solubilidad de esta sal en agua a 25 °C es $0.022 \text{ mol L}^{-1}$. (1 puntos)

Retroalimentación: $\text{PbBr}_2 \rightarrow \text{Pb}^{2+} + 2\text{Br}^-$. $K_{ps} = s \cdot (2s)^2 = 4s^3 = 4 \times (0.022)^3 = 4.3 \times 10^{-5}$.

16. Para la reacción: $\text{Ag(OOCCH}_3)(s) \rightarrow \text{Ag}^+(aq) + \text{CH}_3\text{COO}^-(aq)$, $\Delta H$ es positivo. ¿Cuál de los siguientes cambios aumentará la solubilidad del acetato de plata en agua? (1 puntos)

Disminución de la temperatura. Adición de ácido nítrico. Adición de acetato de plata. Adición de agua. Adición de acetato sódico.

Retroalimentación: El $\text{HNO}_3$ reacciona con el $\text{CH}_3\text{COO}^-$ formando ácido acético (débil), desplazando el equilibrio hacia la disolución y aumentando la solubilidad.

17. Indique lo que ocurre cuando se mezclan 50 mL de $\text{AgNO}_3(aq)$ 1.0 M y 50 mL de $\text{NaBrO}_3(aq)$ 0.01 M. $K_{ps}(\text{AgBrO}_3) = 5.8 \times 10^{-5}$ (1 puntos)

Precipita espontáneamente $\text{AgBrO}_3$. El valor de $K_{ps}$ aumenta en un factor de 43. El valor de $K_{ps}$ disminuye en un factor de 43. No se produce precipitación. Precipita espontáneamente $\text{NaNO}_3$.

Retroalimentación: Tras mezclar: $[\text{Ag}^+] = 0.50$ M, $[\text{BrO}_3^-] = 0.005$ M. Producto iónico $= 0.50 \times 0.005 = 2.5 \times 10^{-3} \gg K_{ps} = 5.8 \times 10^{-5}$, por lo que precipita $\text{AgBrO}_3$.

18. ¿Cuál es el estado de oxidación del azufre en el ditionato sódico, $\text{Na}_2\text{S}_2\text{O}_4$? (1 puntos)

Retroalimentación: $\text{Na}_2\text{S}_2\text{O}_4$: $2(+1) + 2x + 4(-2) = 0 \Rightarrow 2 + 2x - 8 = 0 \Rightarrow x = +3$.

19. Para la siguiente reacción: $\text{MnO}_2 + 2\text{Cl}^- + 4\text{H}^+ \rightarrow \text{Mn}^{2+} + \text{Cl}_2 + 2\text{H}_2\text{O}$. Los agentes oxidante y reductor, respectivamente, son: (1 puntos)

$\text{Cl}^-$ y $\text{Cl}_2$ $\text{MnO}_2$ y $\text{Mn}^{2+}$ $\text{Cl}^-$ y $\text{MnO}_2$ $\text{MnO}_2$ y $\text{Cl}^-$ $\text{Cl}^-$ y $\text{H}^+$

Retroalimentación: $\text{MnO}_2$ se reduce (Mn pasa de +4 a +2), por lo que es el agente oxidante. $\text{Cl}^-$ se oxida (Cl pasa de −1 a 0), por lo que es el agente reductor.

20. Si la entalpía de vaporización del agua a 100 °C es $40.7 \text{ kJ mol}^{-1}$, calcule $\Delta S$ para la condensación de 1.00 mol de $\text{H}_2\text{O}(g)$ a esta temperatura. (1 puntos)

Retroalimentación: La condensación es el proceso inverso a la vaporización: $\Delta H_{cond} = -40700 \text{ J mol}^{-1}$. $\Delta S = \Delta H / T = -40700 / 373 = -109 \text{ J K}^{-1}$.

21. Para la siguiente reacción: $\text{PCl}_5(g) \rightarrow \text{PCl}_3(g) + \text{Cl}_2(g)$. ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es cierta? (1 puntos)

Retroalimentación: La reacción pasa de 1 mol de gas a 2 moles de gas, aumentando el desorden. Por lo tanto $\Delta S > 0$.

22. Para la siguiente reacción: $2\text{Cu}^+(aq) \rightarrow \text{Cu}(s) + \text{Cu}^{2+}(aq)$, el potencial estándar es 0.19 V a 25 °C. Sabiendo que $F = 96489 \text{ C}$, el valor de $\Delta G^\circ$ es: (1 puntos)

Retroalimentación: $\Delta G^\circ = -nFE^\circ = -(1)(96489)(0.19) = -18333 \text{ J} = -18.33 \text{ kJ}$ (n = 1 porque se transfiere 1 electrón).

23. La energía libre de formación del $\text{NO}(g)$ es $86.69 \text{ kJ mol}^{-1}$ a 25 °C y 1 atm. Sabiendo que $R = 8.314 \text{ J K}^{-1}\text{mol}^{-1}$, la constante de equilibrio de la reacción $\text{N}_2(g) + \text{O}_2(g) \rightarrow 2\text{NO}(g)$ es: (1 puntos)

Retroalimentación: $\Delta G^\circ = 2 \times 86690 = 173380 \text{ J mol}^{-1}$. $K = e^{-\Delta G^\circ/RT} = e^{-173380/(8.314 \times 298)} = e^{-69.97} \approx 4.06 \times 10^{-31}$.

24. ¿Cuál de los siguientes iones será reducido por el ión $\text{Cr}^{2+}(aq)$ en condiciones estándar? Los potenciales estándar de reducción (en voltios) son: $E^\circ(\text{Pb}^{2+}/\text{Pb}) = -0.13$; $E^\circ(\text{Ca}^{2+}/\text{Ca}) = -2.87$; $E^\circ(\text{Al}^{3+}/\text{Al}) = -1.67$; $E^\circ(\text{Fe}^{2+}/\text{Fe}) = -0.44$; $E^\circ(\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}) = -0.76$; $E^\circ(\text{Cr}^{3+}/\text{Cr}^{2+}) = -0.42$ (1 puntos)

Retroalimentación: $\text{Cr}^{2+}$ actúa como reductor. Solo puede reducir iones con $E^\circ$ mayor que el de $\text{Cr}^{3+}/\text{Cr}^{2+}$ ($-0.42$ V). Solo $\text{Pb}^{2+}/\text{Pb}$ ($-0.13$ V) cumple esta condición.

25. Los productos de la electrolisis de una disolución acuosa de $\text{H}_2\text{SO}_4$ son: (1 puntos)

$\text{H}_2(g)$ y $\text{OH}^-(aq)$ $\text{Na}(s)$ y $\text{O}_2(g)$ $\text{O}_2(g)$ y $\text{H}^+(aq)$ $\text{H}_2(g)$ y $\text{O}_2(g)$ $\text{H}_2(g)$ y $\text{H}_2\text{SO}_3(aq)$

Retroalimentación: En la electrolisis del agua acidulada: en el cátodo se produce $\text{H}_2$ y en el ánodo $\text{O}_2$.

26. El número atómico del Fe es 26. Si el Ru está exactamente debajo del Fe en la tabla periódica, el ión $\text{Ru(II)}$ tiene una configuración electrónica: (1 puntos)

Retroalimentación: Ru tiene número atómico 44, configuración $[\text{Kr}]4d^75s^1$. $\text{Ru}^{2+}$ pierde los 2 electrones más externos: $[\text{Kr}]4d^6$, es decir, configuración $d^6$.

27. Un isótopo del elemento K tiene número de masa 39 y número atómico 19. El número de electrones, protones y neutrones, respectivamente, para este isótopo es: (1 puntos)

Retroalimentación: Z = 19 → 19 protones y 19 electrones (átomo neutro). Neutrones = A − Z = 39 − 19 = 20.

28. Para los siguientes compuestos: $\text{H}_2\text{O}$, KI, $\text{H}_2\text{S}$, $\text{CH}_4$. ¿Qué respuesta tiene los compuestos ordenados por valores decrecientes de puntos de ebullición? (1 puntos)

$\text{H}_2\text{O} > \text{KI} > \text{H}_2\text{S} > \text{CH}_4$ $\text{KI} > \text{H}_2\text{O} > \text{CH}_4 > \text{H}_2\text{S}$ $\text{KI} > \text{H}_2\text{O} > \text{H}_2\text{S} > \text{CH}_4$ $\text{KI} > \text{H}_2\text{S} > \text{H}_2\text{O} > \text{CH}_4$ $\text{KI} > \text{CH}_4 > \text{H}_2\text{S} > \text{H}_2\text{O}$

Retroalimentación: KI es iónico (pb alto), $\text{H}_2\text{O}$ tiene puentes de H fuertes (100 °C), $\text{H}_2\text{S}$ tiene fuerzas de London mayores que $\text{CH}_4$ (aunque no tan polares), $\text{CH}_4$ es el menos interaccionante. Orden: KI > $\text{H}_2\text{O}$ > $\text{H}_2\text{S}$ > $\text{CH}_4$.

29. Para la siguiente reacción: $\text{P}_4(s) + 5\text{O}_2(g) + 6\text{H}_2\text{O}(l) \rightarrow 4\text{H}_3\text{PO}_4(l)$. Si reaccionan 40.0 g de $\text{O}_2(g)$ con $\text{P}_4(s)$ y sobran 8.00 g de $\text{O}_2(g)$ después de la reacción, ¿cuántos gramos de $\text{P}_4(s)$ se quemaron? Masas atómicas: O = 16; P = 31 (1 puntos)

Retroalimentación: Masa de $\text{O}_2$ reaccionado = 40.0 − 8.00 = 32.0 g → 1.00 mol $\text{O}_2$. Relación estequiométrica: 5 mol $\text{O}_2$ / 1 mol $\text{P}_4$. Moles $\text{P}_4$ = 1.00/5 = 0.200 mol. $M(\text{P}_4) = 4 \times 31 = 124$ g/mol. Masa = $0.200 \times 124 = 24.8$ g.

30. Se disuelven 12.8 g de carbonato sódico en la cantidad de agua suficiente para preparar 325 mL de disolución. La concentración de esta disolución en $\text{mol L}^{-1}$ es: Masas atómicas: O = 16; C = 12; Na = 23 (1 puntos)

Retroalimentación: $M(\text{Na}_2\text{CO}_3) = 2(23) + 12 + 3(16) = 106 \text{ g/mol}$. Moles = $12.8/106 = 0.1208$ mol. Concentración = $0.1208 / 0.325 = 0.372 \text{ mol L}^{-1}$.

31. ¿Cuál de los siguientes átomos tiene la primera energía de ionización más baja? (1 puntos)

Retroalimentación: Li tiene un único electrón de valencia en el nivel n = 2 muy alejado del núcleo y con poca carga efectiva. La primera energía de ionización del Li es solo 520 kJ/mol, la más baja de la lista.

32. La geometría de una molécula que no tiene enlaces múltiples, y que tiene un átomo central con dos pares de electrones enlazantes y un par solitario, es: (1 puntos)

Retroalimentación: Con 3 pares de electrones (2 enlazantes + 1 solitario), la geometría electrónica es trigonal plana, pero la geometría molecular (considerando solo los átomos) es angular.

33. La forma geométrica de la molécula de formaldehído, $\text{H}_2\text{CO}$, es: (1 puntos)

Retroalimentación: El carbono en $\text{H}_2\text{CO}$ tiene hibridación $sp^2$: forma un doble enlace con O y dos enlaces simples con H. Los 3 grupos quedan en el mismo plano → geometría triangular plana.

34. ¿Cuántos enlaces $\sigma$ y enlaces $\pi$ hay, respectivamente, en la molécula de $\text{F}_2\text{C}=\text{CF}_2$? (1 puntos)

Retroalimentación: Cada enlace C−F es un enlace $\sigma$ (hay 4 en total). El doble enlace C=C contiene 1 enlace $\sigma$ + 1 enlace $\pi$. Total: 5 enlaces $\sigma$ y 1 enlace $\pi$.

35. Utilice la teoría de orbitales moleculares para predecir cuál de las siguientes especies tiene la mayor energía de enlace. (1 puntos)

Retroalimentación: $\text{CF}^+$ es isoelectrónico con N₂ (10 electrones), que tiene orden de enlace 3 (triple enlace) y por tanto la mayor energía de enlace de la lista.

36. Los calores molares de vaporización de los halógenos, $\text{X}_2$, aumentan de arriba a abajo en la tabla periódica debido a: (1 puntos)

Retroalimentación: Los halógenos son moléculas apolares. A medida que aumenta el número de electrones (al bajar en el grupo), aumentan las fuerzas de dispersión de London, elevando el punto de ebullición y el calor de vaporización.

37. Calcule la concentración de agua en la fase gas a 25 °C, si la presión de vapor de agua a esta temperatura es 3.17 kPa. La constante $R = 8.314 \text{ J mol}^{-1}\text{K}^{-1}$ (1 puntos)

Retroalimentación: Usando $PV = nRT$: $c = n/V = P/(RT) = 3170/(8.314 \times 298) = 1.28 \times 10^{-3} \text{ mol L}^{-1} = 0.00128 \text{ M}$.

38. Para la siguiente reacción: $4\text{NH}_3(g) + 7\text{O}_2(g) \rightarrow 2\text{N}_2\text{O}_4(g) + 6\text{H}_2\text{O}(g)$. Si inicialmente $[\text{N}_2\text{O}_4] = [\text{H}_2\text{O}] = 3.60 \text{ mol L}^{-1}$, y en el equilibrio la concentración de agua que queda sin reaccionar es $[\text{H}_2\text{O}] = 0.60 \text{ mol L}^{-1}$, calcule la concentración de equilibrio de $\text{NH}_3(g)$ en $\text{mol L}^{-1}$. (1 puntos)

Retroalimentación: El $\text{H}_2\text{O}$ reaccionado = $3.60 − 0.60 = 3.00 \text{ mol L}^{-1}$. Relación estequiométrica $\text{H}_2\text{O}:\text{NH}_3 = 6:4$. $\text{NH}_3$ formado = $(4/6) \times 3.00 = 2.00 \text{ mol L}^{-1}$. Como partía de 0, la concentración en el equilibrio es $2.00 \text{ mol L}^{-1}$.

39. Para la siguiente reacción: $\text{N}_2\text{O}_4(g) \rightarrow 2\text{NO}_2(g)$, $\Delta H = +58.2 \text{ kJ}$. ¿Cuál de las siguientes modificaciones producirá un aumento en la concentración de $\text{NO}_2(g)$? (1 puntos)

Un aumento de la temperatura. Una disminución del volumen. La concentración de $\text{NO}_2(g)$ permanecerá constante ya que está en el equilibrio. Un aumento de la presión. Una disminución de la temperatura.

Retroalimentación: La reacción es endotérmica ($\Delta H > 0$). Por el principio de Le Chatelier, aumentar la temperatura desplaza el equilibrio hacia los productos, aumentando $[\text{NO}_2]$.

40. La posición de equilibrio no se ve afectada apreciablemente por cambios en el volumen del recipiente para la reacción: (1 puntos)

$\text{N}_2(g) + \text{O}_2(g) \rightarrow 2\text{NO}(g)$ $\text{P}_4(s) + 6\text{Cl}_2(g) \rightarrow 4\text{PCl}_3(l)$ $\text{N}_2(g) + 3\text{H}_2(g) \rightarrow 2\text{NH}_3(g)$ $\text{H}_2(g) + \text{I}_2(s) \rightarrow 2\text{HI}(g)$ $\text{H}_2\text{O}_2(l) \rightarrow \text{H}_2\text{O}(l) + \frac{1}{2}\text{O}_2(g)$

Retroalimentación: Solo afectan al equilibrio los cambios de volumen cuando hay diferente número de moles de gas a cada lado. En $\text{N}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2\text{NO}$: 2 moles de gas → 2 moles de gas. $\Delta n_{gas} = 0$, por lo que el equilibrio no se ve afectado.

41. Para la reacción: $\text{NH}_2\text{CO}_2\text{NH}_4(s) \rightarrow 2\text{NH}_3(g) + \text{CO}_2(g)$, en el equilibrio la presión total del gas es 0.843 atm a 400 K. La constante de equilibrio $K_p$ a esta temperatura es: (1 puntos)

Retroalimentación: Por estequiometría: $P(\text{NH}_3) = \frac{2}{3}\times 0.843 = 0.562$ atm; $P(\text{CO}_2) = \frac{1}{3}\times 0.843 = 0.281$ atm. $K_p = P(\text{NH}_3)^2 \cdot P(\text{CO}_2) = (0.562)^2 \times 0.281 = 0.0888$.

42. La semirreacción que ocurre en el ánodo durante la electrolisis de cloruro sódico fundido es: (1 puntos)

$\text{Na}^+(l) + e^- \rightarrow \text{Na}(l)$ $\text{Cl}_2(g) + 2e^- \rightarrow 2\text{Cl}^-(l)$ $2\text{H}_2\text{O}(l) \rightarrow \text{O}_2(g) + 4\text{H}^+(aq) + 4e^-$ $2\text{Cl}^-(l) \rightarrow \text{Cl}_2(g) + 2e^-$ $\text{Na}(l) \rightarrow \text{Na}^+(l) + e^-$

Retroalimentación: En el ánodo ocurre la oxidación. El $\text{Cl}^-$ es oxidado a $\text{Cl}_2$ en el ánodo: $2\text{Cl}^- \rightarrow \text{Cl}_2 + 2e^-$.

43. La temperatura crítica en un diagrama de fases para una sustancia pura es: (1 puntos)

La temperatura a la que tiene lugar el punto triple. La temperatura a la que termina la curva de sublimación. La temperatura a la que el sólido, líquido y gas existen en equilibrio. La temperatura por encima de la cual el gas no se puede licuar por aumento de presión. La temperatura a la que termina la curva de puntos de fusión.

Retroalimentación: La temperatura crítica es aquella por encima de la cual no existe fase líquida, independientemente de la presión aplicada.

44. El punto de ebullición normal de un líquido es: (1 puntos)

Ninguno de estos. La temperatura a la que la presión de vapor iguala a la presión atmosférica. La temperatura por encima de la cual un gas no puede ser condensado. La temperatura a la que su presión de vapor es igual a una atmósfera. La temperatura a la que se alcanza el equilibrio entre el líquido y el gas.

Retroalimentación: El punto de ebullición normal se define como la temperatura a la que la presión de vapor del líquido es exactamente 1 atm (101.325 kPa).

45. Si $2.07 \times 10^{22}$ átomos de un determinado elemento pesan 2.48 g, su masa molecular en $\text{g mol}^{-1}$ es: (1 puntos)

Retroalimentación: Moles = $\frac{2.07 \times 10^{22}}{6.022 \times 10^{23}} = 0.03438$ mol. Masa molar = $\frac{2.48}{0.03438} = 72.1 \text{ g mol}^{-1}$.

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