Olimpiada Nacional de Química 2013

1. La luz verde tiene una longitud de onda de ͷͷͲ nm. La energía de un fotón de luz verde es: Datos: h = 6,626·10–34 J·s; c = 3,0·108 m·s–1 (1 puntos)

Retroalimentación: La energía de un fotón se calcula con la fórmula E = hc/λ, donde h es la constante de Planck, c es la velocidad de la luz y λ es la longitud de onda.

2. La investigación del espectro de absorción de un determinado elemento, muestra que un fotón con una longitud de onda de ͷͲͲ nm proporciona la energía para hacer saltar un electrón desde el segundo nivel cuántico hasta el tercero. De esta información se puede deducir: (1 puntos)

La energía del nivel n = 2 La energía del nivel n = 3 La suma de las energías de los niveles n = 2 y n = 3 La diferencia de las energías entre los niveles n = 2 y n = 3 Todas las anteriores.

Retroalimentación: La energía absorbida por el fotón corresponde a la diferencia entre las energías de los dos niveles cuánticos involucrados en la transición.

3. Considera el siguiente diagrama de niveles de energía para el átomo de hidrógeno: La transición en la que se emite radiación demayor longitud de onda es: (1 puntos)

Retroalimentación: La radiación con mayor longitud de onda corresponde a la transición con menor energía liberada. En este caso, es la transición desde el nivel más alto (n=4) hasta el nivel más bajo (n=1).

4. 4. ¿Cuántos orbitales f tienen el valor n = 3? (1 puntos)

Retroalimentación: Los orbitales f tienen número cuántico angular l = 3, lo que requiere n ≥ 4. Para n = 3, los valores posibles de l son 0, 1 y 2 (orbitales s, p y d). No existe l = 3, por lo que hay 0 orbitales f para n = 3.

5. 5. Las configuraciones electrónicas del Cu (Z = 29) y del ion Cu2+ en su estado fundamental son, respectivamente: (1 puntos)

[Ar] 4s² 3d⁹ y [Ar] 4s² 3d⁷ [Ar] 4s² 3d⁹ y [Ar] 3d⁹ [Ar] 4s¹ 3d¹⁰ y [Ar] 3d⁹ [Ar] 4s¹ 3d¹⁰ y [Ar] 4s² 3d⁷ [Ar] 4s¹ 3d¹⁰ y [Ar] 4s¹ 3d⁸

Retroalimentación: El Cu presenta una anomalía: la configuración [Ar] 4s¹ 3d¹⁰ (subcapa d completa) es más estable que [Ar] 4s² 3d⁹. Al formar Cu²⁺, se pierden primero los electrones del 4s y luego uno del 3d, quedando [Ar] 3d⁹.

6. 6. El orden creciente correcto de energías de ionización para los átomos Li, Na, C, O, F es: (1 puntos)

Retroalimentación: La energía de ionización aumenta de izquierda a derecha en el periodo y de abajo a arriba en el grupo. Na < Li (mismo grupo, Na en periodo 3 tiene menor IE). Dentro del periodo 2: Li < C < O < F. El O tiene una leve irregularidad respecto al N, pero en el orden comparado con C y F resulta: Na < Li < C < O < F.

7. 7. ¿Cuál de los siguientes átomos tiene la segunda energía de ionización más alta? (1 puntos)

Retroalimentación: El Na tiene configuración [Ne]3s¹. Su primera ionización retira el electrón 3s (relativamente fácil). La segunda ionización requiere romper la configuración de gas noble [Ne], lo que exige una energía extraordinariamente alta. Es el mayor salto de IE₂ entre las opciones.

8. 8. De las moléculas CO2, CH4, NH3 y BeCl2, ¿cuál es polar? (1 puntos)

Retroalimentación: CO₂ (lineal) y BeCl₂ (lineal) tienen momentos dipolares que se cancelan. CH₄ tiene geometría tetraédrica simétrica (apolar). NH₃ tiene geometría piramidal con un par de electrones libre, lo que genera un dipolo neto → es polar.

9. 9. La forma geométrica de la molécula de formaldehído, H2CO, es: (1 puntos)

Retroalimentación: En el formaldehído el carbono tiene hibridación sp² con 3 regiones de densidad electrónica (dos enlaces C−H y un enlace doble C=O). Según la VSEPR, la geometría es triangular plana con ángulos próximos a 120°.

10. 10. ¿Cuál de los siguientes compuestos iónicos tiene menor energía reticular? (1 puntos)

Retroalimentación: La energía reticular disminuye con iones más grandes y menor carga. CsI tiene los iones más grandes (+1/−1) de la lista. BaO y MgO tienen carga +2/−2 (energías reticulares mucho mayores). Entre los de carga ±1, CsI presenta la menor energía reticular.

11. 11. ¿Cuál de las siguientes moléculas presenta mayor ángulo de enlace? (1 puntos)

Retroalimentación: HCN (cianuro de hidrógeno) tiene carbono con hibridación sp y geometría lineal: ángulo H−C≡N = 180°. O₃ (~117°), OF₂ (~103°) y H₂O (~104,5°) tienen ángulos mucho menores.

12. 12. ¿En cuál de las siguientes series de sustancias éstas se encuentran ordenadas por temperaturas de fusión decrecientes? (1 puntos)

Retroalimentación: SiO₂ (red covalente, ~1600 °C) > NaCl (sólido iónico, 801 °C) > Na (metal, 98 °C) > Cl₂ (sólido molecular, −101 °C). El orden de temperatura de fusión sigue el tipo de enlace: covalente red > iónico > metálico > molecular.

13. 13. Un determinado sólido es muy duro, tiene una elevada temperatura de fusión y no conduce la corriente eléctrica mientras permanece en ese estado. Se trata de: (1 puntos)

Retroalimentación: NaCl es un sólido iónico: duro, con elevada temperatura de fusión (801 °C) y no conductor en estado sólido (los iones están fijos en la red). El Cu conduce electricidad, el I₂ y CO₂ son moleculares con bajas temperaturas de fusión, y el hielo es relativamente blando.

14. 14. ¿Cuál de las siguientes sustancias puede considerarse como ejemplo de una red covalente? (1 puntos)

Retroalimentación: El SiO₂ es un sólido covalente de red extendida en el que cada Si está enlazado covalentemente a 4 átomos de O en una estructura tridimensional. El S₈ y C₂₅H₅₂ son moleculares; NaCl y MgO son redes iónicas.

15. 15. ¿Hasta qué volumen hay que diluir 1 litro de ácido sulfúrico de riqueza 92 % en masa y densidad 1,824 g·cm−3 para que su concentración sea 1 mol·L−1? Datos: M(H) = 1, M(S) = 32, M(O) = 16 g·mol−1 (1 puntos)

Retroalimentación: Masa de H₂SO₄ en 1 L de disolución: 1824 g × 0,92 = 1678 g. M(H₂SO₄) = 98 g/mol → n = 1678/98 ≈ 17,1 mol. Para 1 mol/L: V = 17,1 mol / 1 mol·L⁻¹ = 17,1 L.

16. 16. Una disolución que contiene 296,6 g de Mg(NO3)2 por litro de disolución tiene una densidad de 1,114 g·mL−1. La molaridad de la disolución es: Datos: M(N) = 14, M(O) = 16, M(Mg) = 24,3 g·mol−1 (1 puntos)

Retroalimentación: M(Mg(NO₃)₂) = 24,3 + 2×(14 + 48) = 148,3 g/mol. Moles = 296,6 / 148,3 = 2,000 mol en 1 L → Molaridad = 2,000 M. La densidad no es necesaria ya que los gramos están dados por litro de disolución.

17. 17. Se dispone de tres matraces de 1 L que contienen gases en las mismas condiciones de presión y temperatura. El matraz A contiene NH3, el matraz B contiene NO2, y el matraz C contiene N2. ¿Cuál de los tres matraces contiene mayor número de moléculas? (1 puntos)

Retroalimentación: Por la ley del gas ideal (PV = nRT), a igual presión, temperatura y volumen, el número de moles (y de moléculas) es el mismo para cualquier gas ideal, independientemente de su naturaleza.

18. 18. Se introducen en un recipiente rígido de 10 L de capacidad 40 g de oxígeno y 34 g de hidrógeno. Si se hace saltar una chispa ambos gases reaccionan para formar agua. Si se deja enfriar la mezcla hasta 25 °C y se considera despreciable el volumen ocupado por el líquido, la presión en el interior del recipiente es: Datos: M(H) = 1, M(O) = 16 g·mol−1; R = 0,082 atm·L·K−1·mol−1 (1 puntos)

Retroalimentación: n(O₂) = 40/32 = 1,25 mol; n(H₂) = 34/2 = 17 mol. Reacción: 2H₂ + O₂ → 2H₂O. O₂ es el reactivo limitante: consume 2,5 mol de H₂ y produce 2,5 mol H₂O(l). Quedan 14,5 mol H₂. A 25 °C el agua es líquida, solo presiona el H₂ restante: P = (14,5 × 0,082 × 298) / 10 ≈ 35,43 atm.

19. 19. En la sangre de un adulto hay alrededor de 2,60·1013 glóbulos rojos con un total de 2,90 g de hierro. Por término medio, ¿cuántos átomos de hierro hay en cada glóbulo rojo? Dato: M(Fe) = 55,85 g·mol−1 (1 puntos)

Retroalimentación: Moles de Fe = 2,90 / 55,85 = 0,05192 mol. Átomos totales = 0,05192 × 6,022·10²³ = 3,127·10²². Átomos por glóbulo = 3,127·10²² / 2,60·10¹³ ≈ 1,20·10⁹.

20. 20. ¿Cuál de los siguientes procesos físicos o químicos puede considerarse como un proceso endotérmico? (1 puntos)

Evaporación de agua Combustión de gasolina Disolución de ácido sulfúrico en agua Congelación de etanol Todos los procesos anteriores son endotérmicos

Retroalimentación: La evaporación requiere absorber calor para vencer las fuerzas intermoleculares del líquido → proceso endotérmico. La combustión y la disolución de H₂SO₄ son exotérmicas. La congelación libera calor (también exotérmica).

21. 21. Una sustancia está formada por el elemento X e hidrógeno. Un análisis determina que el compuesto contiene un 80 % en masa de X, y que cada molécula contiene el triple de átomos de hidrógeno que de X. ¿Cuál es el elemento X? Datos: M(H) = 1, M(He) = 4, M(C) = 12, M(F) = 19, M(S) = 32 g·mol−1 (1 puntos)

Retroalimentación: Si la molécula tiene n átomos de X y 3n de H: fracción másica de X = Mₓ / (Mₓ + 3) = 0,80. Despejando: Mₓ = 0,80 Mₓ + 2,4 → 0,20 Mₓ = 2,4 → Mₓ = 12 g/mol → X = Carbono (C).

22. 22. Para la combustión del alcohol etílico: $C_2H_5OH(l) + 3,O_2(g) ightarrow 2,CO_2(g) + 3,H_2O(l) quad Delta H° = -1{,}37·10^3, ext{kJ}$ De las siguientes afirmaciones: I. La reacción es exotérmica. II. La variación de entalpía podría ser diferente si se formara agua gas. III. No es una reacción de oxidación-reducción. IV. Los productos de la reacción ocupan más volumen que los reactivos. ¿Cuáles son correctas? (1 puntos)

Retroalimentación: I: Correcta, ΔH° < 0 → exotérmica. II: Correcta, la entalpía cambia según el estado del agua (g o l). III: Incorrecta, la combustión es redox (C se oxida). IV: Incorrecta, los reactivos tienen 3 mol gas y los productos solo 2 mol gas (H₂O es líquida).

23. 23. A partir de las siguientes ecuaciones termoquímicas: $Cu_2O(s) + frac{1}{2},O_2(g) ightarrow 2,CuO(s) quad Delta H° = -144, ext{kJ}$ $Cu_2O(s) ightarrow Cu(s) + CuO(s) quad Delta H° = +11, ext{kJ}$ Calcule la entalpía de formación estándar del CuO(s). (1 puntos)

Retroalimentación: Se busca: Cu(s) + ½ O₂(g) → CuO(s). Invirtiendo la ecuación (2): Cu(s) + CuO(s) → Cu₂O(s), ΔH = −11 kJ. Sumando con (1): Cu(s) + CuO(s) + ½ O₂(g) → 2 CuO(s), ΔH = −155 kJ. Simplificando: Cu(s) + ½ O₂(g) → CuO(s), ΔHf° = −155 kJ·mol⁻¹.

24. 24. Sabiendo que $Delta H_f°(H_2O(g)) = -241{,}8, ext{kJ·mol}^{-1}$ y $Delta H_f°(H_2O(l)) = -285{,}8, ext{kJ·mol}^{-1}$, la entalpía de condensación del agua es: (1 puntos)

Retroalimentación: La condensación es H₂O(g) → H₂O(l). ΔH = ΔHf°[H₂O(l)] − ΔHf°[H₂O(g)] = −285,8 − (−241,8) = −44 kJ·mol⁻¹. Es negativa porque la condensación libera calor (proceso exotérmico).

25. 25. ¿Cuáles de las siguientes condiciones darán lugar a una reacción espontánea a cualquier temperatura? (1 puntos)

Retroalimentación: La espontaneidad requiere ΔG = ΔH − TΔS < 0. Si ΔH < 0 y ΔS > 0, entonces ΔG = (negativo) − T·(positivo) < 0 para cualquier T > 0. Es la única combinación que garantiza espontaneidad a toda temperatura.

26. 26. De las siguientes reacciones: I. $I_2(s) ightarrow I_2(g)$   $Delta H^o = +62{,}24, ext{kJ}$ II. $2,NH_4NO_3(s) ightarrow 2,N_2(g) + 4,H_2O(g) + O_2(g)$   $Delta H^o = -225{,}5, ext{kJ}$ III. $4,Fe(s) + 3,O_2(g) ightarrow 2,Fe_2O_3(s)$   $Delta H^o = -1648{,}4, ext{kJ}$ IV. $N_2(g) + 3,Cl_2(g) ightarrow 2,NCl_3(l)$   $Delta H^o = +230, ext{kJ}$ Una es espontánea sólo a bajas temperaturas. ¿Cuál de ellas es? (1 puntos)

Retroalimentación: Espontánea solo a bajas T implica ΔH < 0 y ΔS < 0. La reacción III consume gas O₂ para formar sólido Fe₂O₃: ΔS < 0, y ΔH = −1648,4 kJ < 0 → espontánea solo a bajas T. La I (ΔH > 0, ΔS > 0) es espontánea a altas T. La II (ΔH < 0, ΔS > 0) es siempre espontánea. La IV (ΔH > 0, ΔS < 0) nunca es espontánea.

27. 27. El proceso Deacon tiene lugar de acuerdo con el siguiente equilibrio: $4,HCl(g) + O_2(g) ightleftharpoons 2,Cl_2(g) + 2,H_2O(l) quad Delta H^o = -202{,}4, ext{kJ}$ ¿Cuáles de las siguientes operaciones pueden mejorar la producción de Cl2? (1 puntos)

Aumentar la presión y disminuir la temperatura del sistema Aumentar la presión y aumentar la temperatura del sistema Disminuir la presión y aumentar la temperatura del sistema Disminuir la presión y disminuir la temperatura del sistema Añadir al sistema en equilibrio cloruro de cobre(II) como catalizador

Retroalimentación: La reacción es exotérmica → bajar T desplaza el equilibrio hacia los productos. Los reactivos tienen 5 mol de gas (4 HCl + 1 O₂) y los productos 2 mol de gas (H₂O es líquida) → aumentar la presión favorece el lado con menos moles de gas (productos). Los catalizadores no desplazan el equilibrio.

28. 28. A determinada temperatura, el NH4Cl(s) se descompone según: $NH_4Cl(s) ightleftharpoons NH_3(g) + HCl(g) quad K_p = 1{,}04·10^{-2}$ Se introduce NH4Cl(s) en un recipiente rígido inicialmente vacío y se cierra. Una vez alcanzado el equilibrio, la presión total en el interior del recipiente será: (1 puntos)

1,04·10⁻² atm 0,102 atm 0,204 atm 1,02 atm Imposible calcularla sin conocer el volumen del recipiente y la temperatura de equilibrio

Retroalimentación: Como se producen NH₃ y HCl en igual proporción: P(NH₃) = P(HCl) = p. Kp = p² = 1,04·10⁻² → p = 0,102 atm. Presión total = 2p = 0,204 atm. El Kp de un sólido no depende del volumen del recipiente.

29. 29. Para una determinada reacción en equilibrio se sabe que Kp a 300 K vale 1,0 y que Kp a 600 K vale 2,0. Por tanto, se puede afirmar que: (1 puntos)

Kp a 450 K vale 1,5 El aumento de la presión del sistema favorece la formación de productos La reacción es exotérmica Kp aumenta al aumentar la presión La reacción es endotérmica

Retroalimentación: Kp aumenta con la temperatura (de 1,0 a 2,0 al aumentar T). Según van't Hoff, si Kp aumenta con T, la reacción es endotérmica. Kp no depende de la presión (solo de T), y su variación con T no es lineal (no se puede interpolar linealmente).

30. 30. En un matraz en el que se ha hecho el vacío se introduce NH4Cl(s) y se calienta hasta que ocurre: $NH_4Cl(s) ightleftharpoons NH_3(g) + HCl(g)$ ¿Cuál de las siguientes expresiones de Kp es incorrecta? (1 puntos)

Retroalimentación: Como P(NH₃) = P(HCl) = P_total/2, las expresiones correctas son: Kp = P(NH₃)·P(HCl) ✓, Kp = (P(NH₃))² ✓, Kp = (P_total/2)² ✓ y Kp = (P(HCl))² ✓. La incorrecta es Kp = (2·P_total)² ya que implicaría que la presión parcial de cada componente sería 2·P_total, lo cual es imposible.

31. 31. La constante de velocidad para la deshidratación del alcohol t-butílico a 500 °C es 1,20·10−4 s−1 y a 600 °C es 6,80·10−3 s−1. La energía de activación de la reacción es: Dato: R = 8,314 J·K−1·mol−1 (1 puntos)

Retroalimentación: Ecuación de Arrhenius: $ln(k_2/k_1) = (E_a/R)(1/T_1 - 1/T_2)$. T₁ = 773 K, T₂ = 873 K. ln(6,80·10⁻³/1,20·10⁻⁴) = ln(56,67) ≈ 4,037. 1/773 − 1/873 ≈ 1,481·10⁻⁴ K⁻¹. Ea = 8,314 × 4,037 / 1,481·10⁻⁴ ≈ 226 900 J/mol ≈ +227 kJ·mol⁻¹.

32. 32. Calcula la constante de velocidad de la reacción A + B → C a partir de los siguientes datos experimentales: <table style="border-collapse:collapse;margin:0.5rem 0"><tr><th style="border:1px solid #ccc;padding:4px 8px">Experimento</th><th style="border:1px solid #ccc;padding:4px 8px">[A] (mol·L⁻¹)</th><th style="border:1px solid #ccc;padding:4px 8px">[B] (mol·L⁻¹)</th><th style="border:1px solid #ccc;padding:4px 8px">vinicial (mol·L⁻¹·s⁻¹)</th></tr><tr><td style="border:1px solid #ccc;padding:4px 8px;text-align:center">1</td><td style="border:1px solid #ccc;padding:4px 8px;text-align:center">0,20</td><td style="border:1px solid #ccc;padding:4px 8px;text-align:center">0,20</td><td style="border:1px solid #ccc;padding:4px 8px;text-align:center">0,144</td></tr><tr><td style="border:1px solid #ccc;padding:4px 8px;text-align:center">2</td><td style="border:1px solid #ccc;padding:4px 8px;text-align:center">0,40</td><td style="border:1px solid #ccc;padding:4px 8px;text-align:center">0,20</td><td style="border:1px solid #ccc;padding:4px 8px;text-align:center">0,288</td></tr><tr><td style="border:1px solid #ccc;padding:4px 8px;text-align:center">3</td><td style="border:1px solid #ccc;padding:4px 8px;text-align:center">0,20</td><td style="border:1px solid #ccc;padding:4px 8px;text-align:center">0,40</td><td style="border:1px solid #ccc;padding:4px 8px;text-align:center">0,576</td></tr></table> (1 puntos)

1,18 L²·mol⁻²·s⁻¹ 0,06 L²·mol⁻²·s⁻¹ 3,60 L²·mol⁻²·s⁻¹ 18,0 L²·mol⁻²·s⁻¹ 0,06 L·mol⁻¹·s⁻¹

Retroalimentación: Exp. 1 vs 2: [A] dobla, v dobla → orden 1 en A. Exp. 1 vs 3: [B] dobla, v cuadruplica → orden 2 en B. Ley: v = k[A][B]². k = 0,144 / (0,20 × 0,04) = 18,0 L²·mol⁻²·s⁻¹.

33. 33. Un matraz A contiene 100 mL de HCl 0,1 M y otro matraz B contiene 100 mL de ácido acético CH3COOH 0,1 M. Ambas disoluciones se valoran con NaOH 0,1 M. ¿Cuál de las siguientes propuestas es verdadera? (1 puntos)

Tienen el mismo pH inicial Necesitan el mismo volumen de la disolución de sosa para su valoración Tienen el mismo pH en el punto de equivalencia En el punto de equivalencia se cumple que [H⁺] = [OH⁻] Todas son falsas

Retroalimentación: Ambas disoluciones tienen el mismo número de moles de ácido (0,01 mol) y se valoran con NaOH de igual concentración → necesitan el mismo volumen (100 mL). El pH inicial es distinto (HCl, ácido fuerte, tiene menor pH) y el pH en el punto de equivalencia también difiere (HCl+NaOH → pH=7; CH₃COOH+NaOH → pH>7).

34. 34. El pH de una disolución de NaOH es 13. ¿Qué volumen de agua hay que añadir a 1 L de dicha disolución para que su pH sea de 12? (Suponga los volúmenes aditivos) (1 puntos)

Retroalimentación: pH = 13 → pOH = 1 → [OH⁻] = 0,1 M → n(NaOH) = 0,1 mol en 1 L. Para pH = 12: pOH = 2 → [OH⁻] = 0,01 M. Volumen final = 0,1 mol / 0,01 mol·L⁻¹ = 10 L. Agua a añadir = 10 − 1 = 9 L.

35. 35. Una de las proposiciones sobre el punto de equivalencia de una volumetría de un ácido débil HA con NaOH es incorrecta: (1 puntos)

El número de moles de OH⁻ añadido es igual al número de moles de ácido HA inicialmente presente Un indicador adecuadamente elegido para la titulación realizada cambia de color El pH depende de cuál sea la sustancia que se haya formado en la reacción En una neutralización el pH siempre es 7 El pH depende de la fortaleza del ácido HA titulado

Retroalimentación: Al neutralizar un ácido débil HA con NaOH se forma la sal Na⁺A⁻. El anión A⁻ hidroliza parcialmente dando una disolución básica (pH > 7). El pH = 7 en el punto de equivalencia solo ocurre al neutralizar un ácido fuerte con una base fuerte.

36. 36. ¿Cuál de las siguientes sales: KCl, NH4NO3, RbF, NaCH3COO y LiHCO3, al ser disuelta en agua forma una disolución cuyo pH sea 7? (1 puntos)

Retroalimentación: KCl proviene de KOH (base fuerte) y HCl (ácido fuerte): ninguno de sus iones hidroliza → pH = 7. NH₄NO₃ da pH < 7 (NH₄⁺ es ácido débil). RbF y NaCH₃COO dan pH > 7 (F⁻ y CH₃COO⁻ son bases débiles). LiHCO₃ también es básica.

37. 37. Para preparar una disolución reguladora con pH = 4,87 se ha utilizado un ácido débil (y la sal del mismo ácido) cuya constante de acidez Ka = 3,31·10−5. ¿Cuál debe ser la relación [sal]/[ácido]? (1 puntos)

Retroalimentación: Henderson-Hasselbalch: pH = pKa + log([sal]/[ácido]). pKa = −log(3,31·10⁻⁵) = 4,48. log([sal]/[ácido]) = 4,87 − 4,48 = 0,39. [sal]/[ácido] = 10^0,39 ≈ 2,45.

38. 38. ¿Cuál de las siguientes reacciones no implica un proceso redox? (1 puntos)

CH₄ + 2 O₂ → 2 H₂O + CO₂ Zn + 2 HCl → ZnCl₂ + H₂ 2 Na + 2 H₂O → 2 NaOH + H₂ MnO₂ + 4 HCl → Cl₂ + 2 H₂O + MnCl₂ Todas son reacciones redox

Retroalimentación: Todas implican cambios en estados de oxidación: (a) combustión, C: −4→+4; (b) Zn: 0→+2, H: +1→0; (c) Na: 0→+1, H: +1→0; (d) Mn: +4→+2, Cl: −1→0. Todas son reacciones redox, por lo que ninguna cumple la condición de 'no implicar redox'.

39. 39. Calcula el valor de ΔG° para la siguiente reacción a 298 K y 1 atm: $2,Ag(s) + CaI_2(aq) ightarrow Ca(s) + 2,AgI(s)$ Datos: E°(AgI/Ag) = −0,15 V; E°(Ca²⁺/Ca) = −2,87 V; F = 96 485 C·mol⁻¹ (1 puntos)

Retroalimentación: Cátodo (reducción): Ca²⁺ + 2e⁻ → Ca, E° = −2,87 V. Ánodo: 2Ag + 2I⁻ → 2AgI + 2e⁻, E°_ox = +0,15 V. E°_celda = −2,87 + 0,15 = −2,72 V. ΔG° = −nFE° = −(2)(96 485)(−2,72) ≈ +525 000 J = +525 kJ.

40. 40. Calcula la masa de oro que se deposita en una cuba electrolítica cuando circula una corriente de 0,40 A durante 22 minutos a través de una disolución acuosa de Au3+. Datos: M(Au) = 197 g·mol−1; F = 96 485 C·mol−1 (1 puntos)

Retroalimentación: Q = 0,40 A × (22 × 60 s) = 528 C. Au³⁺ + 3e⁻ → Au. mol(e⁻) = 528/96 485 = 5,47·10⁻³ mol. mol(Au) = 5,47·10⁻³/3 = 1,82·10⁻³ mol. m(Au) = 1,82·10⁻³ × 197 ≈ 0,359 g.

41. 41. El aluminio se obtiene por el proceso Hall-Héroult mediante electrólisis de Al2O3 fundido. Semirreacciones: $4,Al^{3+}(l) + 12,e^- ightarrow 4,Al(l)$ (cátodo) $6,O^{2-}(l) ightarrow 3,O_2(g) + 12,e^-$ (ánodo) Si circula una corriente de 5 A durante 1 h, la masa de Al (en gramos) que se deposita y el electrodo correspondiente son: Datos: M(Al) = 26,98 g·mol−1; F = 96 485 C·mol−1 (1 puntos)

1,68 g – cátodo 1,68 g – ánodo 5,05 g – cátodo 5,05 g – ánodo Ninguna de las anteriores es correcta ya que se necesita conocer la riqueza de la bauxita

Retroalimentación: Q = 5 A × 3600 s = 18 000 C. Al³⁺ + 3e⁻ → Al. mol(e⁻) = 18 000/96 485 = 0,1866 mol. mol(Al) = 0,1866/3 = 0,0622 mol. m(Al) = 0,0622 × 26,98 ≈ 1,68 g. El Al se deposita por reducción en el cátodo.

42. 42. La oxidación de un compuesto de fórmula molecular C4H10O lo convierte en otro compuesto de fórmula C4H8O. El compuesto original C4H10O podría ser un: I. Alcohol primario II. Alcohol secundario III. Alcohol terciario (1 puntos)

Retroalimentación: La oxidación elimina 2 H. Un alcohol primario (R−CH₂OH) se oxida a aldehído (R−CHO, C₄H₈O) ✓. Un alcohol secundario (R₂CHOH) se oxida a cetona (R₂C=O, C₄H₈O) ✓. Un alcohol terciario no puede oxidarse a C₄H₈O sin ruptura de cadena.

43. 43. Por una cuba electrolítica que contiene una disolución de sulfato de cobre(II) circula una corriente continua durante un cierto tiempo. La sustancia que se deposita en el cátodo y el gas que se desprende en el ánodo son, respectivamente: (1 puntos)

Retroalimentación: En el cátodo se reduce el Cu²⁺: Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu(s). En el ánodo, el SO₄²⁻ no se oxida fácilmente; en su lugar se oxida el agua: 2H₂O → O₂ + 4H⁺ + 4e⁻, desprendiéndose O₂.

44. 44. ¿Cuáles de los siguientes pares de compuestos son isómeros? (1 puntos)

Retroalimentación: Los isómeros tienen la misma fórmula molecular pero diferente estructura. 1-propanol (CH₃CH₂CH₂OH) y 2-propanol ((CH₃)₂CHOH) tienen ambos la fórmula C₃H₈O → son isómeros de posición. Los demás pares tienen fórmulas moleculares distintas.

45. 45. ¿Cuál de las siguientes moléculas presenta isomería geométrica o cis-trans? (1 puntos)

Retroalimentación: Para isomería cis-trans, cada carbono del doble enlace debe tener dos sustituyentes diferentes. En CH₃−CH=CHCl: C1 tiene CH₃ y H; C2 tiene Cl y H → grupos distintos en cada carbono → isomería geométrica posible ✓. CH₃−CH=CBr₂: C2 tiene dos Br iguales. CH₂=CH−CH₂CH₃ y CH₂=CH₂: un carbono tiene dos H iguales. (CH₃)₂C=C(CH₃)₂: ambos carbonos con dos CH₃ iguales.

Asistente IA

Historial de resultados