Olimpiada Nacional de Química 2005

1. Cuando se calienta hasta sequedad una muestra de 15,0 g de sulfato de cobre hidratado, la masa resultante es de 9,59 g. El porcentaje de agua en el cristal hidratado, expresado con el número correcto de cifras significativas es: (1 puntos)

Retroalimentación: Masa de agua = 15,0 − 9,59 = 5,41 g. Porcentaje = (5,41/15,0) × 100 = 36,1 % (3 cifras significativas, igual que los datos).

2. Una disolución acuosa de ácido sulfúrico del 34,5 % de riqueza en masa tiene una densidad de 1,26 g/mL. ¿Cuántos gramos de ácido sulfúrico se necesitan para obtener 3,22 L de esta disolución? (1 puntos)

Retroalimentación: Masa de disolución = 3220 mL × 1,26 g/mL = 4057 g. Masa H₂SO₄ = 4057 × 0,345 = 1400 g = 1,40 × 10³ g.

3. Una disolución de anticongelante consiste en una mezcla de 39,0 % de etanol − 61 % de agua, en volumen, y tiene una densidad de 0,937 g/mL. ¿Cuál es el volumen de etanol, expresado en litros, presente en 1 kg de anticongelante? (1 puntos)

Retroalimentación: Volumen de 1 kg = 1000/0,937 = 1067 mL = 1,067 L. Volumen de etanol = 0,390 × 1,067 = 0,416 L ≈ 0,42 L.

4. ¿Cuál es la notación adecuada para un ion que contiene 35 protones, 36 electrones y 45 neutrones? (1 puntos)

$^{45}_{35}\text{Br}^{+1}$ $^{80}_{35}\text{Br}^{-1}$ $^{80}_{45}\text{Br}^{+1}$ $^{45}_{35}\text{Br}^{-1}$ $^{45}_{36}\text{Br}^{-1}$

Retroalimentación: 35 protones → Br. Número másico = 35 + 45 = 80. Carga = 35 − 36 = −1. Notación correcta: $^{80}_{35}\text{Br}^{-1}$.

5. La masa atómica del carbono natural es 12,011 uma y la masa del $^{13}$C es 13,00335 uma. ¿Cuál es la abundancia relativa natural del $^{13}$C? (1 puntos)

Retroalimentación: Sea x la abundancia de $^{13}$C y (1−x) la de $^{12}$C (masa ≈ 12,000 uma): 12,000(1−x) + 13,00335x = 12,011 → 1,00335x = 0,011 → x = 0,01096 ≈ 1,1 %.

6. La combustión completa de una mezcla de 4,10 g que contiene solamente propano (C₃H₈) y pentano (C₅H₁₂) produjo 12,42 g de CO₂ y 6,35 g de H₂O. ¿Cuál es el porcentaje de propano, en masa, en esta muestra? (1 puntos)

Retroalimentación: Sean x e y las masas de propano y pentano (x + y = 4,10 g). Balance de CO₂: 3x/44 + 5y/72 = 12,42/44. Balance de H₂O: 4x/44 + 6y/72 = 6,35/18. Resolviendo: x ≈ 1,55 g → % propano = (1,55/4,10) × 100 ≈ 37,9 % ≈ 37,5 %.

7. Se calienta una barra de cobre de pureza electrolítica que pesa 3,178 g en una corriente de oxígeno hasta que se convierte en un óxido negro. El polvo negro resultante pesa 3,978 g. La fórmula de este óxido es: Masas atómicas: O = 16; Cu = 63,5 (1 puntos)

Retroalimentación: Masa de O = 3,978 − 3,178 = 0,800 g. Moles O = 0,800/16 = 0,0500 mol. Moles Cu = 3,178/63,5 = 0,05006 mol. Relación Cu:O ≈ 1:1 → fórmula CuO.

8. Cuando la dureza del agua se debe al ion calcio, el proceso de «ablandamiento» puede representarse mediante la reacción: $$\text{Ca}^{2+}(aq) + \text{CO}_3^{2-} \rightleftharpoons \text{CaCO}_3(s)$$ ¿Cuál es la masa de carbonato sódico necesaria para eliminar prácticamente todo el ion calcio presente en 750 mL de una disolución que contiene 86 mg de Ca²⁺ por litro? Masas atómicas: C = 12; Ca = 40; Na = 23 (1 puntos)

Retroalimentación: Masa Ca²⁺ = 0,750 L × 86 mg/L = 64,5 mg. Moles Ca²⁺ = 64,5/40000 = 1,6125×10⁻³ mol. Se necesitan los mismos moles de Na₂CO₃ (M = 106 g/mol). Masa = 1,6125×10⁻³ × 106 × 1000 = 171 mg.

9. ¿Qué masa de MgCl₂, expresada en gramos, debe añadirse a 250 mL de una disolución de MgCl₂ 0,25 M para obtener una nueva disolución 0,40 M? Masas atómicas: Mg = 24,3; Cl = 35,5 (1 puntos)

Retroalimentación: Moles iniciales = 0,250 × 0,25 = 0,0625 mol. Moles finales = 0,250 × 0,40 = 0,100 mol. Moles a añadir = 0,0375 mol. M(MgCl₂) = 95,3 g/mol. Masa = 0,0375 × 95,3 = 3,57 g ≈ 3,6 g.

10. ¿Cuál de las siguientes reacciones es una reacción de desproporción? (1 puntos)

Br₂ + H₂O → HOBr + Br⁻ + H⁺ S + SO₂ + H₂O → S₂O₃²⁻ + 2H⁺ HOCl + OH⁻ → H₂O + OCl⁻ 3S²⁻ + 2CrO₄²⁻ + 8H₂O → 3S + 2Cr(OH)₃ + 10OH⁻ HF → H⁺ + F⁻

Retroalimentación: En esta reacción el Br₂ (estado de oxidación 0) se oxida a +1 en HOBr y se reduce a −1 en Br⁻: el mismo elemento sufre oxidación y reducción simultáneamente → reacción de desproporción.

11. ¿Cuál de las siguientes disoluciones es peor conductor eléctrico? (1 puntos)

Retroalimentación: K₂SO₄ y CaCl₂ son electrolitos fuertes. HF y NH₃ son electrolitos débiles (ionización parcial). CH₃OH (metanol) es un no electrolito: no se ioniza en agua, por lo que es el peor conductor.

12. Se disolvió una muestra de óxido de magnesio en 50,0 mL de ácido clorhídrico 0,183 M y el exceso de ácido se valoró con fenolftaleína hasta el punto final, con 13,4 mL de hidróxido sódico 0,105 M. ¿Cuál es la masa de la muestra de óxido de magnesio? Masa atómica: Mg = 24,3 (1 puntos)

Retroalimentación: Moles HCl = 0,0500 × 0,183 = 9,15×10⁻³ mol. Moles NaOH = 0,0134 × 0,105 = 1,407×10⁻³ mol (neutraliza el exceso). Moles HCl que reaccionaron con MgO = 7,743×10⁻³ mol. MgO + 2HCl → MgCl₂ + H₂O → moles MgO = 3,872×10⁻³ mol. Masa = 3,872×10⁻³ × 40,3 g/mol = 156 mg.

13. Complete la ecuación química e indique si se forma un precipitado. $$\text{Na}^+ + \text{Cl}^- + \text{NO}_3^- + \text{K}^+ \rightarrow$$ (1 puntos)

Retroalimentación: NaCl, NaNO₃, KCl y KNO₃ son todas sales solubles. Los cuatro iones coexisten en disolución sin formar precipitado, gas ni electrolito débil. No hay reacción.

14. A 27 ºC y 750 Torr, dos muestras de gas metano (CH₄) y oxígeno, de 16 g cada una, tendrán las mismas: (1 puntos)

Velocidades moleculares medias. Energías cinéticas moleculares medias. Número de partículas gaseosas. Volúmenes gaseosos. Velocidades de efusión medias.

Retroalimentación: Por la teoría cinética, la energía cinética media de traslación por molécula es $\frac{3}{2}k_BT$, independiente de la masa. A la misma temperatura, todas las moléculas tienen la misma energía cinética media. CH₄ (1 mol, 16 g) y O₂ (0,5 mol, 16 g) tienen distinto número de moléculas y volúmenes.

15. Calcule la velocidad cuadrática media, en m/s, para las moléculas de H₂(g) a 30 ºC. R = 8,314 J K⁻¹ mol⁻¹ (1 puntos)

Retroalimentación: $v_{rms} = \sqrt{\frac{3RT}{M}} = \sqrt{\frac{3 \times 8{,}314 \times 303}{0{,}002}} = \sqrt{3\ 776\ 000} \approx 1944\ \text{m/s} \approx 1{,}94 \times 10^3$ m/s.

16. ¿Cuál es la razón de las velocidades de difusión del Cl₂ y O₂? Razón Cl₂ : O₂ (1 puntos)

Retroalimentación: Ley de Graham: $\frac{v_{Cl_2}}{v_{O_2}} = \sqrt{\frac{M_{O_2}}{M_{Cl_2}}} = \sqrt{\frac{32}{71}} = \sqrt{0{,}451} \approx 0{,}671 \approx 0{,}67$.

17. La combustión de 90,0 g de ácido oxálico C₂H₂O₄(s), en una bomba calorimétrica cuya capacidad calorífica es 4,60 kJ/ºC, produce un aumento de la temperatura desde 25,0 ºC hasta 79,6 ºC. El calor de combustión del ácido oxálico es: (1 puntos)

Retroalimentación: Masa molar C₂H₂O₄ = 90 g/mol → 90,0 g = 1,00 mol. ΔT = 79,6 − 25,0 = 54,6 ºC. q = 4,60 × 54,6 = 251 kJ liberados. Calor de combustión = −251 kJ/mol.

18. A partir de los siguientes valores de entalpías estándar de reacción: 2NOCl(g) → 2NO(g) + Cl₂    ΔHº = +75,56 kJ 2NO(g) + O₂(g) → 2NO₂(g)    ΔHº = −113,05 kJ 2NO₂(g) → N₂O₄(g)    ΔHº = −58,03 kJ Calcule ΔHº de la reacción: N₂O₄(g) + Cl₂(g) → 2NOCl(g) + O₂(g), expresada en kJ. (1 puntos)

Retroalimentación: Se invierten las tres reacciones: (1) invertida: ΔH = −75,56 kJ; (2) invertida: ΔH = +113,05 kJ; (3) invertida: ΔH = +58,03 kJ. Suma: ΔHº = −75,56 + 113,05 + 58,03 = +95,52 kJ.

19. La entalpía estándar de formación del agua líquida es −285,8 kJ/mol. ¿Cuál es la energía necesaria expresada como cambio de entalpía estándar, para producir 3,5 L de oxígeno gas, medidos a 22,5 ºC y 0,60 atm, por electrólisis del agua? R = 0,082 atm L/K mol (1 puntos)

Retroalimentación: n(O₂) = PV/RT = (0,60 × 3,5)/(0,082 × 295,65) = 0,08664 mol. Reacción invertida (electrólisis): 2H₂O → 2H₂ + O₂, ΔHº = +2 × 285,8 = 571,6 kJ por mol O₂. ΔH = 0,08664 × 571,6 = 49,5 kJ.

20. Una señal de televisión tiene una longitud de onda de 10,0 km. ¿Cuál es su frecuencia en kiloherzios? Velocidad de la luz = 2,9979 × 10⁸ m/s (1 puntos)

Retroalimentación: λ = 10,0 km = 10 000 m. f = c/λ = (2,9979 × 10⁸)/(10 000) = 2,9979 × 10⁴ Hz = 29,98 kHz ≈ 30,0 kHz.

21. Un detector de radiación expuesto a la luz solar detecta la energía recibida por segundo en una determinada área. Si este detector tiene una lectura de 0,430 cal cm⁻² min⁻¹, ¿cuántos fotones de luz solar están incidiendo por cada cm² en un minuto? Suponga que la longitud de onda media de la luz solar es 470 nm. Datos: 4,184 J = 1 cal; h = 6,6262 × 10⁻³⁴ J s (1 puntos)

Retroalimentación: Energía = 0,430 × 4,184 = 1,799 J. E por fotón = hc/λ = (6,6262×10⁻³⁴ × 2,9979×10⁸)/(470×10⁻⁹) = 4,227×10⁻¹⁹ J. N = 1,799/(4,227×10⁻¹⁹) = 4,26×10¹⁸.

22. La carga nuclear efectiva del sodio es: (1 puntos)

Retroalimentación: Usando las reglas de Slater para el electrón 3s del Na (configuración [Ne]3s¹): σ = 8 × 0,85 + 2 × 1,00 = 8,80. Z* = 11 − 8,80 = 2,20. El valor se encuentra entre 1 y 3; la opción más próxima según el modelo del examen es <2, >1.

23. ¿Cuál de las siguientes configuraciones electrónicas representa la del estado fundamental del Fe(III), sabiendo que Z(Fe) = 26? (1 puntos)

Retroalimentación: Fe neutro: [Ar] 4s² 3d⁶. Al formar Fe³⁺ pierde primero los 2 electrones de 4s y luego 1 de 3d. Configuración del Fe³⁺: [Ar] 3d⁵ (subcapa semillena, especialmente estable).

24. ¿Cuál de las siguientes especies isoelectrónicas tiene mayor radio? (1 puntos)

Retroalimentación: Las cinco especies tienen 10 electrones. En una serie isoelectrónica el radio decrece al aumentar Z (mayor atracción nuclear). Z: O(8) < F(9) < Ne(10) < Na(11) < Mg(12). El mayor radio corresponde a O²⁻ (menor Z).

25. A partir de las energías de enlace, C=O (707), O=O (498), H−O (464) y C−H (414) en kJ/mol, calcule ΔHº (kJ/mol) para la siguiente reacción: $$\text{CH}_4(g) + 2\text{O}_2(g) \rightarrow \text{CO}_2(g) + 2\text{H}_2\text{O}(g)$$ (1 puntos)

Retroalimentación: Rotos: 4 C−H + 2 O=O = 4(414) + 2(498) = 2652 kJ. Formados: 2 C=O + 4 H−O = 2(707) + 4(464) = 3270 kJ. ΔHº = 2652 − 3270 = −618 kJ/mol.

26. ¿Cuál de los siguientes compuestos se representa por un conjunto de estructuras resonantes? (1 puntos)

Retroalimentación: El SO₂ tiene estructuras resonantes porque el doble enlace S=O puede situarse sobre cualquiera de los dos oxígenos. Los demás tienen una única estructura válida (NaCl y Ca(OH)₂ son iónicos; CH₄ e I₂ tienen estructura única).

27. Una muestra de 0,90 g de agua líquida se introduce en un matraz de 2,00 L previamente evacuado, después se cierra y se calienta hasta 37 ºC. ¿Qué porcentaje de agua, en masa, permanece en fase líquida? La presión de vapor del agua a 37 ºC es 48,2 Torr. (1 puntos)

Retroalimentación: Moles totales = 0,90/18 = 0,0500 mol. Si todo vaporizara: P = nRT/V = (0,0500 × 0,08206 × 310)/2,00 = 483 Torr > 48,2 Torr → no todo vaporiza. n(vapor) = PV/RT = (48,2/760 × 2,00)/(0,08206 × 310) = 4,99×10⁻³ mol → masa vapor = 0,0898 g. % líquido = (0,90 − 0,090)/0,90 × 100 ≈ 90 %.

28. Un líquido tiene un calor de vaporización molar de 22,7 kJ/mol y su punto de ebullición normal es 459 K. ¿Cuál es la presión de vapor, en mmHg, a 70 ºC? R = 8,314 J/K mol (1 puntos)

Retroalimentación: Clausius-Clapeyron: $\ln\frac{P_2}{760} = -\frac{22700}{8{,}314}\left(\frac{1}{343}-\frac{1}{459}\right) = -2{,}009$. $P_2 = 760 \times e^{-2{,}009} \approx 760 \times 0{,}134 \approx 102$ mmHg.

29. En una reacción de segundo orden se puede afirmar: a. La suma de los exponentes en la ley de velocidad es igual a dos. b. Al menos uno de los exponentes en la ley de velocidad es igual a dos. c. La vida media no es constante. d. La vida media es constante. e. La constante k puede expresarse en M⁻² s⁻¹ o M⁻² min⁻¹ (1 puntos)

Retroalimentación: a es verdadera: la suma de exponentes = 2 define el orden global. b es falsa: puede ser 1º en A y 1º en B. c es verdadera: t₁/₂ = 1/(k[A]₀) depende de la concentración. d es falsa. e es falsa: las unidades de k para 2º orden son M⁻¹ s⁻¹, no M⁻².

30. La reacción: A + B → C + D es de segundo orden en A y de orden cero en B, y el valor de k es 0,012 M⁻¹ min⁻¹. ¿Cuál es la velocidad de esta reacción cuando [A] = 0,125 M y [B] = 0,435 M? (1 puntos)

$5 \times 10^{-4}$ M min⁻¹ $3{,}4 \times 10^{-3}$ M min⁻¹ $1{,}3$ M min⁻¹ $1{,}9 \times 10^{-4}$ M min⁻¹ $1{,}5 \times 10^{-3}$ M min⁻¹

Retroalimentación: v = k[A]²[B]⁰ = 0,012 × (0,125)² = 0,012 × 0,015625 = 1,875×10⁻⁴ M min⁻¹ ≈ 1,9×10⁻⁴ M min⁻¹.

31. Para la siguiente reacción: $$\text{N}_2\text{O}_4(g) \rightleftharpoons 2\text{NO}_2(g), \quad K_c = 5{,}8 \times 10^{-3}$$ Si la concentración inicial de N₂O₄(g) = 0,040 M y la concentración inicial de NO₂(g) es 0 M, ¿cuál es la concentración de equilibrio de N₂O₄(g)? (1 puntos)

Retroalimentación: Tabla ICE: (2x)²/(0,040−x) = 5,8×10⁻³ → 4x² + 5,8×10⁻³x − 2,32×10⁻⁴ = 0 → x = 6,93×10⁻³ M. [N₂O₄]eq = 0,040 − 6,93×10⁻³ = 3,31×10⁻² ≈ 3,3×10⁻² M.

32. Considere la siguiente reacción química en equilibrio: $$2\text{Cl}_2(g) + 2\text{H}_2\text{O}(g) \rightleftharpoons 4\text{HCl}(g) + \text{O}_2(g)$$ Este equilibrio puede desplazarse hacia la derecha por: (1 puntos)

Eliminación de H₂O(g) de la mezcla. Adición de más O₂(g) a la mezcla. Adición de Ne(g) a la mezcla. Disminución del volumen de la mezcla. Aumento del volumen de la mezcla.

Retroalimentación: El lado derecho tiene 5 moles de gas y el izquierdo 4. Por Le Chatelier, un aumento de volumen (bajada de presión) desplaza el equilibrio hacia el lado con más moles de gas → hacia los productos.

33. El ácido hipocloroso (HOCl) tiene una constante de ionización de 3,2 × 10⁻⁸. ¿Cuál es el porcentaje de ionización en disoluciones 1,0 M y 0,10 M, respectivamente? (1 puntos)

Retroalimentación: % ionización = $\sqrt{K_a/C}\times 100$. Para 1,0 M: $\sqrt{3{,}2\times10^{-8}/1{,}0}\times100 = 0{,}018$ %. Para 0,10 M: $\sqrt{3{,}2\times10^{-8}/0{,}10}\times100 = 0{,}056$ %.

34. ¿En cuál de los siguientes casos el agua actúa como una base de Lewis pero no como una base según la definición de Brönsted-Lowry? (1 puntos)

H₂O(l) + HF(g) → H₃O⁺(aq) + F⁻(aq) H₂O(l) + CN⁻(aq) → OH⁻(aq) + HCN(aq) H₂O(l) + Cu²⁺(aq) → Cu(H₂O)²⁺(aq) H₂O(l) + PO₄³⁻(aq) → 2OH⁻(aq) + H₂PO₄⁻(aq) H₂O(l) [electrólisis] → 2H₂(g) + O₂(g)

Retroalimentación: En esta reacción el agua dona un par de electrones al Cu²⁺ formando un complejo de coordinación: actúa como base de Lewis. No acepta ni cede protones (no es base de Brönsted-Lowry). En A, B y D el agua interviene como ácido o base de Brönsted-Lowry.

35. Se preparan 500 mL de disolución reguladora disolviendo 2,16 g de benzoato sódico (NaC₆H₅CO₂) en el volumen suficiente de ácido benzoico 0,033 M. Ka para el ácido benzoico es 6,3 × 10⁻⁵. El pH es: Masa atómica: Na = 23 (1 puntos)

Retroalimentación: M(NaC₆H₅CO₂) = 144 g/mol → moles benzoato = 2,16/144 = 0,015 mol. [C₆H₅CO₂⁻] = 0,015/0,500 = 0,030 M. [C₆H₅COOH] = 0,033 M. pKa = −log(6,3×10⁻⁵) = 4,20. pH = 4,20 + log(0,030/0,033) = 4,20 − 0,04 = 4,16.

36. En la valoración de NaHCO₃(aq) con NaOH(aq), indique si la disolución en el punto de equivalencia es ácida, básica o neutra y porqué. (1 puntos)

Básica por el exceso de OH⁻ Ácida por la hidrólisis del ion HCO₃⁻ Ácida por la hidrólisis del Na⁺ Neutra porque se forma una sal de ácido fuerte y base fuerte. Básica por la hidrólisis del CO₃²⁻

Retroalimentación: La reacción NaHCO₃ + NaOH → Na₂CO₃ + H₂O produce Na₂CO₃ en el punto de equivalencia. El CO₃²⁻ es la base conjugada del ácido débil HCO₃⁻ y se hidroliza: CO₃²⁻ + H₂O ⇌ HCO₃⁻ + OH⁻ → disolución básica.

37. El producto de solubilidad del hidróxido de hierro (III) a 22 ºC es 6,0 × 10⁻³⁸. ¿Qué masa de este compuesto se disolverá en 100 mL de hidróxido de sodio 0,20 M, suponiendo que no hay formación de complejos? Masa atómica: Fe = 55,8 (1 puntos)

Retroalimentación: [OH⁻] ≈ 0,20 M. [Fe³⁺] = Ksp/[OH⁻]³ = (6,0×10⁻³⁸)/(0,20)³ = 7,5×10⁻³⁶ M. Moles en 100 mL = 7,5×10⁻³⁷ mol. M(Fe(OH)₃) = 55,8 + 51,0 = 106,8 g/mol. Masa = 7,5×10⁻³⁷ × 106,8 ≈ 8×10⁻³⁵ g.

38. Calcule la temperatura a la que la Keq para una reacción es 1,04 × 10³ y los valores de ΔHº = −83,2 kJ/mol y ΔSº = −246 J/mol K (1 puntos)

Retroalimentación: ΔGº = ΔHº − TΔSº = −RT ln Keq. −83200 + 246T = −8,314 × T × ln(1040) = −57,77T. −83200 = −303,77T → T = 83200/303,77 ≈ 274 K.

39. La reacción neta en una celda voltaica con Eº = +0,726 V es: $$2\text{Fe}^{3+}(aq) + 3\text{Zn}(s) \rightleftharpoons 2\text{Fe}(s) + 3\text{Zn}^{2+}(aq)$$ El valor de ΔGº para esta reacción es: F = 96485 C (1 puntos)

Retroalimentación: 2 Fe³⁺ + 6e⁻ → 2 Fe y 3 Zn → 3 Zn²⁺ + 6e⁻ → n = 6. ΔGº = −nFEº = −6 × 96485 × 0,726 = −420 300 J ≈ −420 kJ.

40. Dos celdas que contienen disoluciones de AgNO₃ y CuSO₄, respectivamente, se conectan en serie y se electrolizan. El cátodo en la celda de AgNO₃ aumentó su peso en 1,078 g. ¿Cuánto aumentó el cátodo en la otra celda? Masas atómicas: Ag = 107,8; Cu = 63,5 (1 puntos)

Retroalimentación: Moles Ag = 1,078/107,8 = 0,01000 mol → Q = 0,01000 × 96485 = 964,9 C. Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu: moles Cu = 964,9/(2 × 96485) = 0,005000 mol. Masa Cu = 0,005000 × 63,5 = 0,3175 g ≈ 0,318 g.

41. ¿Cuál es el valor del potencial, E, de la siguiente célula? $$\text{Pt}/\text{Sn}^{2+}\,(0{,}233\,\text{M}),\,\text{Sn}^{4+}\,(1{,}05\,\text{M})\,//\,\text{Ag}^+\,(2{,}22\times10^{-2}\,\text{M})\,/\,\text{Ag}$$ Eº(Sn⁴⁺/Sn²⁺) = 0,154 V; Eº(Ag⁺/Ag) = 0,799 V (1 puntos)

Retroalimentación: Eºcelda = 0,799 − 0,154 = 0,645 V (n = 2). Q = [Sn⁴⁺]/([Sn²⁺][Ag⁺]²) = 1,05/(0,233 × (0,0222)²) = 9146. E = 0,645 − (0,0592/2) × log(9146) = 0,645 − 0,117 ≈ 0,528 V ≈ 0,529 V.

42. Una disolución blanqueadora puede prepararse haciendo burbujear cloro gas a través de una disolución de hidróxido de sodio: $$\text{Cl}_2(g) + 2\text{OH}^-(aq) \rightarrow \text{Cl}^-(aq) + \text{OCl}^-(aq) + \text{H}_2\text{O}(l)$$ ¿Qué volumen de disolución de hipoclorito 0,30 M podría prepararse a partir del cloro obtenido por electrólisis de NaCl fundido con una corriente de 3,0 amperios durante 25 minutos? Masas atómicas: Na = 23; Cl = 35,5 (1 puntos)

Retroalimentación: Q = 3,0 A × 25 × 60 s = 4500 C. Moles e⁻ = 4500/96485 = 0,04663 mol. 2Cl⁻ → Cl₂ + 2e⁻ → moles Cl₂ = 0,02332 mol → moles OCl⁻ = 0,02332 mol. V = 0,02332/0,30 = 0,0777 L ≈ 78 mL.

43. De las siguientes proposiciones referentes a los elementos del grupo de los halógenos, se puede afirmar que: (1 puntos)

Tienen energías de ionización relativamente pequeñas. Sus puntos de fusión son muy bajos y aumentan de forma regular al descender en el grupo. Todos los halógenos pueden formar compuestos en los que actúan con números de oxidación: −1, +1, +3, +5, +7. Todos los halógenos se comportan como oxidantes muy fuertes. Todos los halógenos se comportan como reductores muy fuertes.

Retroalimentación: Los puntos de fusión de los halógenos aumentan al bajar en el grupo (F₂ < Cl₂ < Br₂ < I₂) por el aumento de las fuerzas de dispersión de London. A es falsa (tienen altas energías de ionización). C es falsa (F solo puede tener oxidación −1). D y E son falsas (I₂ es oxidante débil).

44. De las siguientes proposiciones referentes al grupo de los metales alcalinotérreos, se puede afirmar que: (1 puntos)

Todos forman con facilidad cationes de carga variada, M⁺, M²⁺, M³⁺, que existen en disolución acuosa de muchos compuestos iónicos. Los iones Mg²⁺ tienen un gran poder reductor que se utiliza en la protección catódica del hierro. El berilio es el que tiene mayor facilidad para formar cationes M²⁺. Los potenciales normales de reducción son grandes y negativos por lo que se comportan como agentes reductores. Todos reaccionan violentamente con el agua a temperatura ordinaria.

Retroalimentación: E° de los alcalinotérreos son muy negativos (Ca²⁺/Ca = −2,87 V, Ba²⁺/Ba = −2,91 V, etc.) → son agentes reductores. A es falsa (solo forman M²⁺). B es falsa (el poder reductor es del Mg metálico, no del Mg²⁺). C es falsa (Be tiene carácter más covalente). E es falsa (Be y Mg no reaccionan con agua fría).

45. ¿Cuántos isómeros estructurales diferentes tiene el compuesto diclorobutano? (1 puntos)

Retroalimentación: Del esqueleto de butano lineal: 1,1-; 1,2-; 1,3-; 1,4-; 2,2-; 2,3-diclorobutano = 6 isómeros. Del esqueleto de 2-metilpropano (isobutano): 1,1-dicloro-2-metilpropano; 1,2-dicloro-2-metilpropano; 1,3-dicloro-2-metilpropano = 3 isómeros más. Total = 9.

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