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1. Cuando en el átomo de hidrógeno se produce la transición electrónica n = 4 → n = 2: (1 puntos)
Retroalimentación: En la transición n = 4 → n = 2, el electrón pasa a un nivel de menor energía (más cercano al núcleo). La diferencia de energía entre los niveles se emite en forma de fotón (radiación visible, serie de Balmer). La energía del fotón emitido es $E = hc/\lambda = E_4 - E_2 > 0$.
2. El orden correcto en que <b>decrece</b> el carácter metálico de los elementos O, F, Fe, Rb, Te, Ca, es: (1 puntos)
Retroalimentación: El carácter metálico aumenta hacia abajo y hacia la izquierda en la tabla periódica. El orden decreciente es: Rb (grupo 1, período 5) > Ca (grupo 2, período 4) > Fe (metal de transición, período 4) > Te (semimetal/no metal, período 5) > O (no metal, período 2) > F (no metal más electronegativo, período 2).
3. De los siguientes átomos: Fe: [Ar] 3d<sup>6</sup>4s<sup>2</sup>; Ca: [Ar] 4s<sup>2</sup>; Cu: [Ar] 3d<sup>10</sup>4s<sup>1</sup>; Zn: [Ar] 3d<sup>10</sup>4s<sup>2</sup>; Pd: [Kr] 4d<sup>10</sup>, los que presentan comportamiento paramagnético son: (1 puntos)
Retroalimentación: El paramagnetismo requiere electrones desapareados. Fe: [Ar] 3d<sup>6</sup>4s<sup>2</sup> tiene 4 electrones desapareados en 3d (paramagnético ✓). Ca: [Ar] 4s<sup>2</sup> → 0 desapareados (diamagnético). Cu: [Ar] 3d<sup>10</sup>4s<sup>1</sup> tiene 1 electrón desapareado en 4s (paramagnético ✓). Zn: [Ar] 3d<sup>10</sup>4s<sup>2</sup> → 0 desapareados. Pd: [Kr] 4d<sup>10</sup> → 0 desapareados.
4. La energía del estado (n, l, m) del átomo de hidrógeno en unas ciertas unidades es $E_{nlm} = -\frac{1}{2n^2}$. En estas unidades, la energía necesaria para producir la transición 2p → 3d es: (1 puntos)
Retroalimentación: En el átomo de hidrógeno la energía solo depende de n (degeneración en l y m). $E_{2p} = E_2 = -\frac{1}{2 \cdot 4} = -\frac{1}{8}$ y $E_{3d} = E_3 = -\frac{1}{2 \cdot 9} = -\frac{1}{18}$. La energía necesaria es $\Delta E = E_3 - E_2 = -\frac{1}{18} + \frac{1}{8} = \frac{-4 + 9}{72} = \frac{5}{72}$.
5. Para la molécula SF<sub>4</sub>, la geometría es: <br>Números atómicos (Z): F = 9; S = 16 (1 puntos)
Retroalimentación: S tiene 6 electrones de valencia. Con 4 enlaces S–F y 1 par solitario, hay 5 pares de electrones alrededor del S (geometría electrónica bipiramidal trigonal). Con 1 par solitario en posición ecuatorial, la geometría molecular resultante es en forma de balancín (seesaw/balancín), que no aparece en las opciones a–d.
6. En cuáles de las siguientes sustancias en estado líquido: H<sub>2</sub>S, Ar, CH<sub>3</sub>OH, CF<sub>3</sub>H, PCl<sub>3</sub>, las únicas fuerzas intermoleculares existentes son de tipo dispersión de London? <br>Números atómicos (Z): H = 1; C = 6; O = 8; F = 9; P = 15; S = 16; Cl = 17; Ar = 18 (1 puntos)
Retroalimentación: Solo el Ar (gas noble monoatómico) es completamente apolar y sin posibilidad de dipolo. H<sub>2</sub>S es polar (ángulo <180°). CH<sub>3</sub>OH tiene puentes de hidrógeno. CF<sub>3</sub>H (fluoroformo) es polar (μ ≈ 1,65 D). PCl<sub>3</sub> tiene geometría piramidal y es polar. Solo en Ar actúan únicamente fuerzas de dispersión de London.
7. Con las siguientes energías de enlace (A, B, C y D son elementos hipotéticos): <br> <table border="1" cellspacing="0" cellpadding="4" style="border-collapse:collapse;margin:8px 0"> <tr><th>Enlace</th><th>Energía (kJ·mol<sup>−1</sup>)</th><th>Enlace</th><th>Energía (kJ·mol<sup>−1</sup>)</th></tr> <tr><td>A–A</td><td>435</td><td>A–B</td><td>564</td></tr> <tr><td>B–B</td><td>155</td><td>A–C</td><td>431</td></tr> <tr><td>C–C</td><td>242</td><td>A–D</td><td>368</td></tr> <tr><td>D–D</td><td>192</td><td>B–C</td><td>255</td></tr> <tr><td></td><td></td><td>C–D</td><td>217</td></tr> </table> Los dos elementos que tienen los valores de electronegatividad más próximos son: (1 puntos)
Retroalimentación: Según Pauling: $E_{XY} = \sqrt{E_{XX} \cdot E_{YY}} + 96{,}48(\Delta\chi)^2$. Se calcula $\Delta\chi$ para cada par. Para C–D: media geométrica $= \sqrt{242 \times 192} = 215{,}6$ kJ/mol; E(C–D) = 217 kJ/mol; $\Delta E = 1{,}4$ kJ/mol → $\Delta\chi = \sqrt{1{,}4/96{,}48} \approx 0{,}12$. Este es el menor $\Delta\chi$, indicando que C y D tienen electronegatividades muy próximas.
8. La temperatura de ebullición de las sustancias arsano (AsH<sub>3</sub>), monocloruro de yodo, monóxido de carbono y silano ordenada de mayor a menor es: <br>Números atómicos (Z): H = 1; C = 6; O = 8; Si = 14; Cl = 17; As = 33; I = 53 (1 puntos)
Retroalimentación: ICl (M ≈ 162 g/mol, polar con fuerte dipolo): T<sub>eb</sub> = 97 °C. AsH<sub>3</sub> (M = 78, débilmente polar): T<sub>eb</sub> = –55 °C. SiH<sub>4</sub> (M = 32, apolar): T<sub>eb</sub> = –112 °C. CO (M = 28, casi apolar): T<sub>eb</sub> = –191 °C. Orden decreciente: ICl > AsH<sub>3</sub> > SiH<sub>4</sub> > CO.
9. La estructura de la molécula SO<sub>2</sub> es: <br>Datos: Número atómico (Z): O = 8; S = 16 (1 puntos)
Retroalimentación: El S tiene 6 e<sup>−</sup> de valencia; forma 2 enlaces con los dos átomos de O y queda 1 par solitario en el S (además de doble enlace por resonancia). Con 3 pares de electrones alrededor del S (geometría electrónica trigonal plana), pero con 1 par solitario, la geometría molecular es angular: O–S–O con ángulo ≈ 119°.
10. Indique, de las siguientes moléculas, la que tiene momento dipolar permanente: <br>Datos: Número atómico (Z): H = 1; B = 5; C = 6; O = 8; F = 9; S = 16 (1 puntos)
Retroalimentación: BeCl<sub>2</sub>: lineal → μ = 0. CH<sub>4</sub>: tetraédrico simétrico → μ = 0. CO<sub>2</sub>: lineal → μ = 0. SF<sub>6</sub>: octaédrico → μ = 0. SO<sub>2</sub>: angular (O–S–O con par solitario en S) → los dipolos de enlace no se cancelan → μ ≠ 0.
11. Calcule la masa de ácido acético comercial (pureza 97 % en masa) que debe reaccionar con un exceso de tricloruro de fósforo para obtener 75,0 g de cloruro de acetilo (C<sub>2</sub>H<sub>3</sub>OCl), si el rendimiento de la reacción es del 78,2 %. <br>3 C<sub>2</sub>H<sub>4</sub>O<sub>2</sub> + PCl<sub>3</sub> → 3 C<sub>2</sub>H<sub>3</sub>OCl + H<sub>3</sub>PO<sub>3</sub> <br>Datos. Masas atómicas (u): H = 1,0; C = 12,0; O = 16,0; P = 31,0; Cl = 35,5 (1 puntos)
Retroalimentación: M(C<sub>2</sub>H<sub>3</sub>OCl) = 78,5 g/mol; M(C<sub>2</sub>H<sub>4</sub>O<sub>2</sub>) = 60,0 g/mol. n(C<sub>2</sub>H<sub>3</sub>OCl) necesario = 75,0/78,5 = 0,9554 mol. La relación estequiométrica es 1:1, así que n(ácido acético puro) necesario = 0,9554/0,782 = 1,2217 mol → masa pura = 1,2217 × 60,0 = 73,3 g. Masa de ácido comercial (97 %): 73,3/0,97 = 75,5 g.
12. Dos gases, A y B, están confinados en un recipiente rígido cerrado. Si se introduce una cierta cantidad de un gas inerte C en el recipiente a la misma temperatura: (1 puntos)
Retroalimentación: A volumen (V) y temperatura (T) constantes, la presión parcial de cada gas cumple $P_i = n_i RT/V$. Como n<sub>A</sub> y n<sub>B</sub> no cambian, sus presiones parciales tampoco cambian. La presión total aumenta (P<sub>total</sub> = P<sub>A</sub> + P<sub>B</sub> + P<sub>C</sub>). La fracción molar de B sí disminuye (hay más moles totales).
13. De las siguientes sustancias: CO<sub>2</sub>(g), SO<sub>2</sub>(g), ClO<sub>2</sub>(g), NO<sub>2</sub>(g) y O<sub>2</sub>(g). ¿Cuál de ellas tiene mayor densidad a 1,0 atmósfera y 298 K? <br>Datos: Masas atómicas (u): C = 12,0; N = 14,0; S = 32,1; Cl = 35,5 (1 puntos)
Retroalimentación: A igual T y P, la densidad es proporcional a la masa molar (d = PM/RT). M(O<sub>2</sub>) = 32,0; M(NO<sub>2</sub>) = 46,0; M(CO<sub>2</sub>) = 44,0; M(SO<sub>2</sub>) = 64,1; M(ClO<sub>2</sub>) = 35,5 + 32,0 = 67,5 g/mol. El ClO<sub>2</sub> tiene la mayor masa molar → mayor densidad.
14. La presión de vapor de un líquido aumenta: (1 puntos)
Retroalimentación: La presión de vapor solo depende de la temperatura (para un líquido puro), según la ecuación de Clausius-Clapeyron: $\ln P^* = -\frac{\Delta_{vap}H}{R} \cdot \frac{1}{T} + cte$. Al aumentar T, aumenta P*. Mayor área superficial acelera la evaporación pero no la presión de vapor de equilibrio. Fuerzas intermoleculares mayores → menor presión de vapor.
15. Una vasija abierta, cuya temperatura es de 10 ºC se calienta hasta los 400 ºC. El tanto por ciento de aire contenido inicialmente en la vasija que es expulsado, es: <br>Dato: R = 0,082 atm·L·mol<sup>−1</sup>·K<sup>−1</sup> (1 puntos)
Retroalimentación: La vasija es rígida (V = cte) y abierta (P = cte = atm). De PV = nRT a P y V constantes: n ∝ 1/T. Fracción que queda: n<sub>2</sub>/n<sub>1</sub> = T<sub>1</sub>/T<sub>2</sub> = 283 K / 673 K = 0,420. Fracción expulsada = 1 − 0,420 = 0,580 ≈ 58 %.
16. En un tubo cerrado hay 100 mL de una mezcla de dihidrógeno y dioxígeno a 1 atm y 25 ºC. Se hacen reaccionar para dar agua. Se observa que ha quedado sin reaccionar dioxígeno y que, medido a 1 atm y 25 ºC, ocupa un volumen de 10 mL. La composición de la mezcla gaseosa inicial es: <br>Dato: R = 0,082 atm·L·mol<sup>−1</sup>·K<sup>−1</sup> (1 puntos)
Retroalimentación: Reacción: 2H<sub>2</sub> + O<sub>2</sub> → 2H<sub>2</sub>O. Sea x mL de H<sub>2</sub> y (100−x) mL de O<sub>2</sub>. El H<sub>2</sub> consume x/2 mL de O<sub>2</sub>, quedando: (100−x) − x/2 = 10 mL → 100 − 3x/2 = 10 → x = 60 mL. Composición: 60 % H<sub>2</sub> y 40 % O<sub>2</sub>.
17. Una mezcla gaseosa formada por 40,00 g de A y 10,00 g de B ocupa 10,0 L a una temperatura de 300 K y una presión total de 2,0 atm. La masa molar de A es: <br>Datos: La masa molar de B es 32,00 g·mol<sup>-1</sup>. R = 0,082 atm·L·mol<sup>−1</sup>·K<sup>−1</sup> (1 puntos)
Retroalimentación: PV = n<sub>total</sub>RT → n<sub>total</sub> = (2,0 × 10,0)/(0,082 × 300) = 0,8130 mol. n<sub>B</sub> = 10,00/32,00 = 0,3125 mol. n<sub>A</sub> = 0,8130 − 0,3125 = 0,5005 mol. M<sub>A</sub> = 40,00/0,5005 = 79,9 ≈ 80,08 g/mol.
18. En un motor de combustión interna, un cilindro desplaza un volumen de 2,50 L bajo una presión de 1,4 kbar. El trabajo de expansión realizado por el cilindro en cada encendido es: (1 puntos)
Retroalimentación: El trabajo de expansión realizado POR el sistema es w = −PΔV (convención IUPAC). P = 1,4 kbar = 1400 bar. Usando la conversión 1 bar·L = 0,1 kJ: w = −1400 bar × 2,50 L = −3500 bar·L = −3500 × 0,1 kJ = −350 kJ. El signo negativo indica que el sistema realiza trabajo sobre el entorno.
19. La reacción química 2 Mg(s) + O<sub>2</sub>(g) → 2 MgO(s), a 298 K y 1 atm, es exotérmica y la variación de entropía de este proceso es Δ<sub>r</sub>S<sup>0</sup> = −217 J·K<sup>−1</sup>. De ella podremos decir que: (1 puntos)
Retroalimentación: ΔG = ΔH − TΔS = ΔH − 298×(−217) = ΔH + 64.666 J. Para espontaneidad (ΔG < 0): ΔH < −64.666 J = −64,7 kJ. El calor desprendido a presión constante es q<sub>p</sub> = −ΔH, así que la reacción es espontánea solo si q<sub>p</sub> > 64,7 kJ. A temperaturas muy altas, el término TΔS dominaría y la reacción no sería espontánea.
20. Para el sistema cerrado representado en la figura, en el que las flechas indican los cambios del sistema durante el proceso y las longitudes de las flechas representan magnitudes relativas de <b>q</b> y <b>w</b>, podemos afirmar que (E representa la energía interna del sistema): (1 puntos)
Retroalimentación: La figura muestra que el sistema absorbe una pequeña cantidad de calor q (flecha corta entrante) y realiza un trabajo w sobre el entorno (flecha larga saliente), con |w| > q. Usando el primer principio de la termodinámica: ΔE = q + w. Con q > 0 (calor absorbido) y w < 0 (trabajo realizado por el sistema, |w| > q): ΔE = q − |w| < 0.
21. Una determinada marca de cerveza tiene un contenido en etanol del 6,0% en volumen. Si se bebe una jarra de cerveza de 250 mL, la masa de sudor que deberá evaporarse para eliminar la energía producida por la combustión del etanol es: <br>Suponga que el sudor estuviese constituido sólo por agua. <br>Datos: Densidades: cerveza = 1,0 g/mL; etanol = 0,8 g/mL; Δ<sub>c</sub>H<sup>0</sup>(combustión del etanol) = −1371 kJ·mol<sup>−1</sup>; Δ<sub>vap</sub>H<sup>0</sup>(vaporización de agua) = 41 kJ·mol<sup>−1</sup> <br>Masas atómicas (u): H = 1,0; C = 12,0; O = 16,0 (1 puntos)
Retroalimentación: V(etanol) = 250 × 0,06 = 15 mL; m(etanol) = 15 × 0,8 = 12 g. M(etanol) = 46 g/mol; n(etanol) = 12/46 = 0,2609 mol. Q = 0,2609 × 1371 = 357,7 kJ. n(agua evaporada) = 357,7/41 = 8,725 mol. m(agua) = 8,725 × 18 = 157 g.
22. Las reacciones siguientes son todas espontáneas a la misma presión y temperatura: <br>(1) C<sub>8</sub>H<sub>18</sub>(g) + <sup>25</sup>/<sub>2</sub> O<sub>2</sub>(g) → 8 CO<sub>2</sub>(g) + 9 H<sub>2</sub>O(g) <br>(2) BaO(s) + CO<sub>2</sub>(g) → BaCO<sub>3</sub>(s) <br>(3) FeS(s) + 2 H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>(ac) + 4 H<sub>2</sub>O(l) → [Fe(H<sub>2</sub>O)<sub>6</sub>]<sup>2+</sup>(ac) + H<sub>2</sub>S(g) <br>(4) HCl(g) + H<sub>2</sub>O(l) → H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>(ac) + Cl<sup>−</sup>(ac) <br>Indique las que son forzosamente exotérmicas. (1 puntos)
Retroalimentación: Una reacción es «forzosamente exotérmica» si ΔS < 0, ya que entonces ΔG = ΔH − TΔS < 0 exige ΔH < 0. (2): gas + sólido → sólido, ΔS < 0 → forzosamente exotérmica ✓. (4): gas + líquido → iones, ΔS < 0 → forzosamente exotérmica ✓. (1): combustión con Δn<sub>gas</sub> = +3,5, ΔS > 0, pero en la práctica toda combustión de hidrocarburo es exotérmica. (3): se forma gas H<sub>2</sub>S y se disuelve un sólido, ΔS > 0 → no forzosamente exotérmica.
23. ¿En cuál de las siguientes condiciones <b>NO</b> se ve alterada la posición de un equilibrio químico entre gases ideales? (1 puntos)
Retroalimentación: Si el gas inerte se añade a volumen (V) y temperatura (T) constantes (isocórico e isotérmico), las presiones parciales de los gases reactivos no cambian (P<sub>i</sub> = n<sub>i</sub>RT/V), por lo que el cociente de reacción Q<sub>p</sub> no varía → el equilibrio no se desplaza. En cambio, a presión constante (isobárico), el aumento de moles totales reduce las presiones parciales de los reactivos/productos y desplaza el equilibrio (si Δn ≠ 0).
24. Sabiendo que la entalpía de formación estándar del CO<sub>2</sub>(g) y del H<sub>2</sub>O(l) son, respectivamente, −393,5 y −285,8 kJ/mol, y que la entalpía de combustión del ácido acético (ácido etanoico) líquido es de −875,4 kJ/mol (produciendo agua líquida), la entalpía de formación estándar de este último es de: (1 puntos)
Retroalimentación: Reacción de combustión: CH<sub>3</sub>COOH(l) + 2 O<sub>2</sub>(g) → 2 CO<sub>2</sub>(g) + 2 H<sub>2</sub>O(l). Por la ley de Hess: Δ<sub>c</sub>H° = 2Δ<sub>f</sub>H°(CO<sub>2</sub>) + 2Δ<sub>f</sub>H°(H<sub>2</sub>O) − Δ<sub>f</sub>H°(CH<sub>3</sub>COOH). −875,4 = 2(−393,5) + 2(−285,8) − Δ<sub>f</sub>H°(CH<sub>3</sub>COOH). Δ<sub>f</sub>H°(CH<sub>3</sub>COOH) = −787,0 − 571,6 + 875,4 = −483,2 ≈ −483,3 kJ/mol.
25. Para una reacción química en equilibrio: (1 puntos)
Retroalimentación: En el equilibrio dinámico, las reacciones directa e inversa continúan pero a la misma velocidad (la opción a es falsa). ΔG° ≠ 0 en general (solo ΔG° = −RTlnK); lo que es cero es ΔG de la reacción en las condiciones de equilibrio (opción e, verdadera). K depende solo de T, no de las concentraciones iniciales (opción c falsa). La velocidad no afecta a la posición de equilibrio (opción d falsa).
26. Cuando un gas se disuelve en agua sin que se produzca una reacción química, en la mayoría de los casos, el proceso es: (1 puntos)
Retroalimentación: Al disolverse un gas en agua: (1) El gas pasa de estado gaseoso (alta entropía) a estado disuelto (menor libertad de movimiento) → ΔS < 0. (2) Se forman interacciones gas–disolvente (solvación) que liberan energía → ΔH < 0 (exotérmico). Esto es consistente con que los gases son menos solubles al aumentar la temperatura (el proceso es exotérmico, y el aumento de T desplaza el equilibrio hacia la fase gaseosa).
27. La conformación axial del metilciclohexano es 7,52 kJ/mol menos estable que la conformación ecuatorial. Suponiendo que esta diferencia de energía entre ambas conformaciones es aproximadamente igual al valor de la variación de energía de Gibbs estándar, la constante de equilibrio entre los dos isómeros conformacionales a 25 ºC es: <br>Dato: R = 8,31 J·mol<sup>−1</sup>·K<sup>−1</sup> (1 puntos)
Retroalimentación: El equilibrio es axial ⇌ ecuatorial. La ecuatorial es más estable en 7,52 kJ/mol, por lo que ΔG° = −7520 J/mol para axial → ecuatorial. $K = e^{-\Delta G°/RT} = e^{7520/(8{,}31 \times 298)} = e^{3{,}037} \approx 20{,}8 \approx 21$. Esto significa que la conformación ecuatorial predomina ampliamente (hay aproximadamente 21 veces más conformación ecuatorial que axial).
28. En la siguiente reacción, A(g) + 2 B(g) ⇌ C(g), Δ<sub>r</sub>H > 0, indique el proceso que <b>NO</b> provoca un aumento de la cantidad de producto de reacción: (1 puntos)
Retroalimentación: Δn<sub>gas</sub> = 1 − (1 + 2) = −2 (los productos tienen menos moles de gas). Aumentar V (disminuir P) desplaza el equilibrio hacia donde hay más moles de gas → hacia los reactivos → MENOS producto (opción e correcta). Las demás opciones favorecen la formación de C: mayor reactivo (Le Chatelier), mayor T (reacción endotérmica), mayor P (Δn < 0, el equilibrio se desplaza hacia C), retirar producto (desplaza hacia C).
29. Un gas A dimeriza parcialmente de acuerdo con la reacción 2A(g) ⇌ A<sub>2</sub>(g). En un matraz de 2,0 L, en el que se ha hecho inicialmente el vacío, se introducen 0,500 mol de A a 1000,0 K. Al alcanzar la reacción anterior el equilibrio, la presión es de 12,0 atm. Calcule la cantidad de A y A<sub>2</sub> presentes en la mezcla en equilibrio. <br>Dato: R = 0,082 atm·L·mol<sup>−1</sup>·K<sup>−1</sup> (1 puntos)
Retroalimentación: Sea x mol de A<sub>2</sub> formadas en el equilibrio: n(A) = 0,500 − 2x; n(A<sub>2</sub>) = x; n<sub>total</sub> = 0,500 − x. Usando PV = nRT: 12,0 × 2,0 = (0,500 − x) × 0,082 × 1000 → 24 = (0,500 − x) × 82 → 0,500 − x = 0,2927 → x = 0,207 mol. Por tanto: n(A) = 0,500 − 2(0,207) = 0,086 ≈ 0,085 mol; n(A<sub>2</sub>) = 0,207 ≈ 0,208 mol.
30. Se ha comprobado experimentalmente que la reacción 2 N<sub>2</sub>O<sub>5</sub>(g) → 4 NO<sub>2</sub>(g) + O<sub>2</sub>(g), catalizada por tetracloruro de carbono, tiene una cinética de primer orden respecto al reactivo y transcurre a 6,08×10<sup>−5</sup> mol·L<sup>-1</sup>·s<sup>-1</sup> cuando la concentración de N<sub>2</sub>O<sub>5</sub> es 0,100 M. De ello se deduce que el valor de la constante de velocidad es: (1 puntos)
Retroalimentación: Para cinética de primer orden: v = k[N<sub>2</sub>O<sub>5</sub>]. Despejando k: k = v/[N<sub>2</sub>O<sub>5</sub>] = (6,08×10<sup>−5</sup> mol·L<sup>-1</sup>·s<sup>-1</sup>) / (0,100 mol·L<sup>-1</sup>) = 6,08×10<sup>−4</sup> s<sup>-1</sup>. Las unidades de k para primer orden son s<sup>-1</sup> (no mol<sup>-1</sup>·L·s<sup>-1</sup>, que corresponden a segundo orden).
31. El etileno puede hidrogenarse en fase gaseosa según la siguiente reacción: C<sub>2</sub>H<sub>4</sub>(g) + H<sub>2</sub>(g) → C<sub>2</sub>H<sub>6</sub>(g). Su ecuación de velocidad es: v = k·[C<sub>2</sub>H<sub>4</sub>]·[H<sub>2</sub>]. Si a una mezcla estequiométrica de reactivos, inicialmente a una presión P, se le aumenta la presión a temperatura constante hasta una presión 3P, la velocidad de reacción aumenta: (1 puntos)
Retroalimentación: Al triplicar la presión total (a T constante), el volumen se reduce a un tercio y todas las concentraciones se triplican: [C<sub>2</sub>H<sub>4</sub>]<sub>2</sub> = 3[C<sub>2</sub>H<sub>4</sub>]<sub>1</sub> y [H<sub>2</sub>]<sub>2</sub> = 3[H<sub>2</sub>]<sub>1</sub>. v<sub>2</sub> = k · 3[C<sub>2</sub>H<sub>4</sub>] · 3[H<sub>2</sub>] = 9 · k[C<sub>2</sub>H<sub>4</sub>][H<sub>2</sub>] = 9v<sub>1</sub>. La velocidad aumenta 9 veces.
32. La reacción: 2 NO<sub>2</sub>(g) + F<sub>2</sub>(g) → 2 NO<sub>2</sub>F(g) transcurre a través de las siguientes etapas elementales: <br>(1) NO<sub>2</sub>(g) + F<sub>2</sub>(g) → NO<sub>2</sub>F(g) + F(g) (lenta) <br>(2) F(g) + NO<sub>2</sub>(g) ⇌ NO<sub>2</sub>F(g) (rápida) <br>La ecuación de velocidad será de la forma: (1 puntos)
Retroalimentación: La etapa determinante de la velocidad es la etapa lenta (1): NO<sub>2</sub> + F<sub>2</sub> → NO<sub>2</sub>F + F. Para una etapa elemental, la ley de velocidad se escribe directamente a partir de los coeficientes estequiométricos de los reactivos: v = k[NO<sub>2</sub>][F<sub>2</sub>]. La etapa (2) es rápida y no influye en la velocidad global. El intermedio F no aparece en la ecuación de velocidad macroscópica.
33. En una disolución acuosa la concentración de [OH<sup>−</sup>] es cien veces superior a la de [H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>]. El pH de la disolución es: (1 puntos)
Retroalimentación: Si [OH<sup>−</sup>] = 100·[H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>], entonces K<sub>w</sub> = [H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>]·[OH<sup>−</sup>] = [H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>]·100[H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>] = 100[H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>]<sup>2</sup> = 10<sup>−14</sup>. [H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>]<sup>2</sup> = 10<sup>−16</sup> → [H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>] = 10<sup>−8</sup> M → pH = 8. Verificación: [OH<sup>−</sup>] = 10<sup>−6</sup> M (100 × 10<sup>−8</sup>) ✓.
34. Cuando se añade acetato de sodio sólido a una disolución acuosa de ácido acético: (1 puntos)
Retroalimentación: El ion acetato (CH<sub>3</sub>COO<sup>−</sup>) es la base conjugada del ácido acético. Al añadir CH<sub>3</sub>COONa, el equilibrio CH<sub>3</sub>COOH ⇌ CH<sub>3</sub>COO<sup>−</sup> + H<sup>+</sup> se desplaza a la izquierda (efecto de ion común). Como [H<sup>+</sup>] disminuye, el pH aumenta (a). La [CH<sub>3</sub>COOH] aumenta; el grado de disociación disminuye; K<sub>a</sub> no varía con la concentración (solo con T).
35. La solubilidad del hidróxido de magnesio en disolución acuosa: (1 puntos)
Retroalimentación: Mg(OH)<sub>2</sub> ⇌ Mg<sup>2+</sup> + 2OH<sup>−</sup>. El NH<sub>4</sub>Cl es ácido (pH < 7) y neutraliza los iones OH<sup>−</sup> producidos en la disolución, desplazando el equilibrio hacia la derecha → mayor solubilidad (opción e, verdadera). En pH = 3 (opción b), la solubilidad AUMENTA enormemente (los H<sup>+</sup> neutralizan OH<sup>−</sup>), no disminuye → b es falsa. La solubilidad sí depende del pH (opción c falsa).
36. La celda voltaica representada por el esquema: Zn(s) | Zn<sup>2+</sup>(ac, 1M) || H<sup>+</sup>(ac, 1M)/H<sub>2</sub>(g)(1 atm) | Pt(s), tiene un potencial E<sup>0</sup><sub>pila</sub> = 0,763 V. Podremos afirmar que el E<sub>pila</sub>: (1 puntos)
Retroalimentación: Reacción de celda: Zn + 2H<sup>+</sup> → Zn<sup>2+</sup> + H<sub>2</sub>. Por Nernst: $E = E^0 - \frac{0{,}0592}{2}\log\frac{[Zn^{2+}]P_{H_2}}{[H^+]^2}$. Si añadimos OH<sup>−</sup> al electrodo de H<sub>2</sub>, se neutraliza H<sup>+</sup> → [H<sup>+</sup>] disminuye → el denominador [H<sup>+</sup>]<sup>2</sup> disminuye → log aumenta → E disminuye (opción c). Mayor P(H<sub>2</sub>) también aumenta el log y reduce E. Mayor [Zn<sup>2+</sup>] también reduce E.
37. La constante de acidez del HCO<sub>3</sub><sup>−</sup> es K<sub>a</sub> = 4,8×10<sup>−11</sup> y la de basicidad del NH<sub>3</sub> es K<sub>b</sub> = 1,8×10<sup>−5</sup>. Si disolvemos carbonato de amonio en agua la constante del equilibrio que se establece es: <br>Dato: K<sub>w</sub> = 10<sup>−14</sup> (1 puntos)
Retroalimentación: (NH<sub>4</sub>)<sub>2</sub>CO<sub>3</sub> → 2NH<sub>4</sub><sup>+</sup> + CO<sub>3</sub><sup>2−</sup>. El equilibrio dominante es la transferencia de protón: NH<sub>4</sub><sup>+</sup> + CO<sub>3</sub><sup>2−</sup> ⇌ NH<sub>3</sub> + HCO<sub>3</sub><sup>−</sup>. K<sub>a</sub>(NH<sub>4</sub><sup>+</sup>) = K<sub>w</sub>/K<sub>b</sub>(NH<sub>3</sub>) = 10<sup>−14</sup>/1,8×10<sup>−5</sup> = 5,56×10<sup>−10</sup>. K del equilibrio = K<sub>a</sub>(NH<sub>4</sub><sup>+</sup>)/K<sub>a</sub>(HCO<sub>3</sub><sup>−</sup>) = (5,56×10<sup>−10</sup>)/(4,8×10<sup>−11</sup>) = 11,6.
38. El aluminio es un reactivo eficaz para la reducción de ciertos óxidos metálicos, como en el caso de la reacción: <br>2 Al(s) + Fe<sub>2</sub>O<sub>3</sub>(s) → Al<sub>2</sub>O<sub>3</sub>(s) + 2 Fe(s) <br>Ateniéndose a los datos de la tabla adjunta, indique los óxidos que podrían ser reducidos por el aluminio. <br> <table border="1" cellspacing="0" cellpadding="4" style="border-collapse:collapse;margin:8px 0"> <tr><th>Sustancia</th><th>Δ<sub>f</sub>G<sup>0</sup> (kJ·mol<sup>-1</sup>)</th></tr> <tr><td>Al<sub>2</sub>O<sub>3</sub>(s)</td><td>−1582</td></tr> <tr><td>CuO(s)</td><td>−127</td></tr> <tr><td>CaO(s)</td><td>−604</td></tr> <tr><td>SiO<sub>2</sub>(s)</td><td>−956</td></tr> <tr><td>ZnO(s)</td><td>−318</td></tr> </table> (1 puntos)
Retroalimentación: El Al puede reducir un óxido MO<sub>x</sub> si Δ<sub>f</sub>G°(Al<sub>2</sub>O<sub>3</sub>) por mol de O es más negativo que Δ<sub>f</sub>G°(MO<sub>x</sub>) por mol de O. Δ<sub>f</sub>G°(Al<sub>2</sub>O<sub>3</sub>)/3 = −527,3 kJ/mol O. CuO: −127 > −527,3 → reducible ✓. SiO<sub>2</sub>: −956/2 = −478 > −527,3 → reducible ✓. ZnO: −318 > −527,3 → reducible ✓. CaO: −604 < −527,3 → NO reducible (CaO más estable que Al<sub>2</sub>O<sub>3</sub> por mol de O).
39. Para que la siguiente reacción redox esté ajustada en medio básico: <br>a Mn<sup>2+</sup>(ac) + b MnO<sub>4</sub><sup>−</sup>(ac) → c MnO<sub>2</sub>(s) <br>los coeficientes estequiométricos <b>a</b>, <b>b</b> y <b>c</b> deben ser respectivamente: (1 puntos)
Retroalimentación: Mn<sup>2+</sup> → MnO<sub>2</sub>: Mn pasa de +2 a +4, pierde 2e<sup>−</sup>. MnO<sub>4</sub><sup>−</sup> → MnO<sub>2</sub>: Mn pasa de +7 a +4, gana 3e<sup>−</sup>. Balance de electrones: 2a = 3b → mínimo con a = 3, b = 2. Átomos de Mn: c = a + b = 3 + 2 = 5. Verificación: 6e<sup>−</sup> cedidos (3×2) = 6e<sup>−</sup> ganados (2×3) ✓. Balance de O y H en medio básico también queda balanceado.
40. Se construye una celda voltaica con un compartimento de electrodo que consta de una tira de plata colocada en una disolución de nitrato de plata 1 M y otro compartimento de electrodo que consta de una tira de hierro colocada en una disolución de concentración en Fe<sup>2+</sup> 1 M. Para esta celda: <br>DATOS: E<sup>0</sup>(Fe<sup>2+</sup>/Fe) = −0,44 V; E<sup>0</sup>(Ag<sup>+</sup>/Ag) = +0,799 V (1 puntos)
Retroalimentación: El electrodo con mayor potencial de reducción estándar actúa como cátodo (reducción): E°(Ag<sup>+</sup>/Ag) = +0,799 V > E°(Fe<sup>2+</sup>/Fe) = −0,44 V → el cátodo es Ag<sup>+</sup>/Ag (a es correcta). La reacción catódica es Ag<sup>+</sup> + e<sup>−</sup> → Ag (la plata NO se oxida). El Fe es el ánodo (Fe → Fe<sup>2+</sup> + 2e<sup>−</sup>). Los electrones fluyen del ánodo Fe al cátodo Ag.
41. Un reloj digital consume 0,24 mA de su batería de mercurio, en la que tiene lugar la reacción: <br>HgO(s) + Zn(s) → ZnO(s) + Hg(l) <br>El tiempo de vida de la batería, que contiene 4,00 g de HgO es de: <br>Datos: Masas atómicas (u): O = 16,0; Hg = 200,6. 1 F = 96485 C (1 puntos)
Retroalimentación: M(HgO) = 216,6 g/mol; n(HgO) = 4,00/216,6 = 0,01847 mol. La reacción implica 2e<sup>−</sup> por mol de HgO (Hg: +2→0 y Zn: 0→+2). Carga total Q = n × n<sub>e</sub> × F = 0,01847 × 2 × 96485 = 3566 C. I = 0,24 mA = 2,4×10<sup>−4</sup> A. t = Q/I = 3566/(2,4×10<sup>−4</sup>) = 1,486×10<sup>7</sup> s. t en días = 1,486×10<sup>7</sup>/86400 = 172 días.
42. De los siguientes compuestos orgánicos, indique el que <b>NO</b> es un isómero del 2-metilbutanal: (1 puntos)
Retroalimentación: El 2-metilbutanal tiene fórmula molecular C<sub>5</sub>H<sub>10</sub>O. El 1,3-butadien-2-ol (CH<sub>2</sub>=C(OH)–CH=CH<sub>2</sub>) tiene fórmula C<sub>4</sub>H<sub>6</sub>O → distinta fórmula molecular → NO es isómero. Los demás tienen C<sub>5</sub>H<sub>10</sub>O: dimetilpropanal ✓, 2-pentanona ✓, 1-penten-1-ol ✓, pentanal ✓.
43. Cuando se trata una sustancia como el etanol con un oxidante como el dicromato de potasio en medio ácido se obtiene preferentemente: (1 puntos)
Retroalimentación: El dicromato de potasio (K<sub>2</sub>Cr<sub>2</sub>O<sub>7</sub>) en medio ácido es un oxidante moderado que oxida el etanol (alcohol primario) preferentemente al aldehído correspondiente: CH<sub>3</sub>CH<sub>2</sub>OH → CH<sub>3</sub>CHO (etanal/acetaldehído). En condiciones más drásticas o con exceso de oxidante, continuaría hasta ácido acético, pero la oxidación preferente se detiene en el aldehído.
44. ¿Cuántos isómeros podemos encontrar para el dicloroeteno? (1 puntos)
Retroalimentación: El dicloroeteno (C<sub>2</sub>H<sub>2</sub>Cl<sub>2</sub>) tiene 3 isómeros: (1) 1,1-dicloroeteno (CH<sub>2</sub>=CCl<sub>2</sub>), (2) cis-1,2-dicloroeteno (ClHC=CHCl, isómeros Z) y (3) trans-1,2-dicloroeteno (ClHC=CHCl, isómeros E). La restricción a la rotación del doble enlace C=C permite la existencia de isómeros geométricos cis y trans.
45. Cuando el acetato de etilo (etanoato de etilo) se hidroliza en presencia de una disolución de hidróxido de sodio se produce: (1 puntos)
Retroalimentación: La hidrólisis básica (saponificación) del acetato de etilo: CH<sub>3</sub>COOC<sub>2</sub>H<sub>5</sub> + NaOH → CH<sub>3</sub>COONa + C<sub>2</sub>H<sub>5</sub>OH. Se produce acetato de sodio (sal) y etanol. La reacción es irreversible en medio básico porque el OH<sup>−</sup> desplaza al alcóxido y el carboxilato formado es estable. En medio ÁCIDO se produciría ácido acético y etanol (opción e), pero con NaOH se forma la sal.