PROBLEMAS y CUESTIONES 2º Bachiller

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PROBLEMAS QUÍMICA
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ESTEQUIOMETRIA
2º Bachiller
1º - Calcula la composición centesimal de las siguientes sustancias:
a) Pb3O4
b) K2Cr2O7
c) Na2B4O7 . 10 H2O
2º ¿Qué cantidad de hidrógeno contiene una tonelada de ácido sulfúrico de 98% de
pureza?
R: 20000 g
3º - ¿Qué porcentaje de azufre contiene un ácido sulfúrico del 40% de pureza?
4º - ¿Qué peso de mineral que contiene 90% en peso de CuS hay que tomar para
obtener 100 g de Cu?.
R: 167,07 g de mineral
5º - ¿Qué cantidad de Dicromato potásico puede obtenerse a partir de una tonelada de
R: 1,3 T
cromita , FeO . Cr2O3 ? .
6º - Si el precio por Kg del clorato y bromato potásico es el mismo ,¿cuál de estos
productos es más barato como generador de oxígeno?
R: clorato
7º - Se desea preparar un compuesto en el que intervengan dos átomos de cromo por
cada tres átomos de azufre. Si disponemos, de seis gramos de azufre,¿cuántos gramos
de cromo se consumen?.
R: 6,5 g
8º - El hidrógeno y el oxígeno pueden reaccionar formando dos compuestos distintos:
agua y agua oxigenada. Demostrar que se cumple la ley de proporciones múltiples.
9º - El hierro forma varios óxidos. 2,79 g de hierro se combinaron con 0,8 g de oxígeno;
1,116 g de hierro formaron 1,596 g de otro óxido. ¿Están de acuerdo estos resultados
con la ley de proporciones múltiples?
10 º - Calcular la formula empírica de las sustancias cuya composición se indica:
a) K= 28,25% Cl= 25,64% O= 46,11%
R:KClO4
b) Na=18,54% S= 25,81% O= 19,36%
H2O= 36,29%.
R:Na2S2O3.5H2O
11º - Una muestra de 1,63 g de un óxido de cromo, contiene 1,12 g de cromo. Calcular la
formula empírica del óxido, conocidas las masa atómicas del oxígeno y del cromo.
R: Cr2O3
12º - Un gramo de un compuesto que solo contiene H y C dio, por combustión, 1,635 g de
agua y 2,995 g de anhídrido carbónico. Calcular la fórmula empírica del compuesto.
R: C3H8
13º - Cuando se quema al aire un gramo de un compuesto que solo contiene H, C y O,
se forman 1,91 g de dióxido de carbono y 1,173 g de agua. El vapor de ese compuesto
es 1,64 veces más pesado que el nitrógeno en las mismas condicione de presión y
temperatura. Calcular la formula empírica y molecular del compuesto.
R: C2H6O
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14º- La densidad de un gas a 30ºC y 2 atm es 2,07 g/l. Calcular la masa molecular de
dicho gas y su densidad a 0ºC y 730 mmHg.
R: 25,72g/mol ; 1,1 g/l
15º - Un compuesto formado por C, H y O, tiene una densidad de 0,617 g/l a 250 mmHg
y 300ºC. Además, a partir de 10 g de compuesto se obtiene, por combustión, 8,18 g de
agua y 11,4 l de dióxido de carbono, medidos a 25ºC y 740 mmHg. Calcular la formula
molecular.
R: C4H8O2
16º - Una muestra de 0,250 g de aluminio se calentó en una atmósfera de cloro seco,
formándose 1,236 g de un sólido giroscópico blanco, que al evaporarse en un recipiente
de 220 ml a 250ºC, dio una presión de 720 mmHg. Calcular la fórmula empírica y
molecular del compuesto.
R: Al2Cl6
17º - Calcular el volumen de amoniaco al 25% y densidad 0,91 g/ml que se necesita para
preparar : a) 2 litros 0,1 M
R: 14,95 ml
b) 250 g al 25% en peso
R: 274,73 ml
18º - Se dispone de 0,5 L de ácido clorhídrico del 35% en peso y densidad 1,18 g/ml y
debe diluirse de forma que se obtenga un ácido del 20% en peso. ¿Qué cantidad de
agua debe añadirse?
R: 442,5 g de agua
19º - ¿Qué cantidades de ácido nítrico del 85% y del 20% deben mezclarse para
preparar 3 Kg al 30%?
R: 461,54 g de 85%
2538,46 g de 20%
20º - Se recogen sobre agua, a 20ºC y 768 mmHg, 0,04 moles de un gas. La presión de
vapor del agua a esta temperatura es de 17,5 mmHg. Calcular el volumen ocupado por el
gas.
R: 973,2 ml
21º - El yeso es un sulfato de calcio hidratado. Si al calentar 3,273 g de yeso se obtienen
2,588 g de sulfato anhidro, calcular la fórmula del hidrato.
R: CaSO4. 2 H2O
22º - Un óxido de cobalto contiene un 78,61% de cobalto y su fórmula es CoO. Calcular
la masa atómica del cobalto, conocida la del oxígeno.
R: 58,8
23º - Al quemar 4,15 g de wolframio en atmósfera de cloro, se forman 8,95 g de
hexacloruro de wolframio. Calcular la masa atómica del wolframio sabiendo que la del
cloro es 35,5.
R: 184,16
24º - Si 0,24 moles de wolframio se ponen en contacto con 3,84 moles de azufre para
formar trisulfuro de wolframio, ¿Cuántos gramos de compuesto pueden formarse?
R: 67,16 g
25º- En una reacción química se requieren dos átomos de aluminio por cada tres átomos
de oxígeno. ¿Cuántos moles de átomos de oxígeno se necesitan para reaccionar con 2,7
g de aluminio?¿Qué masa de oxígeno se consume?
R: 0,15 moles; 2,4 g
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26º - El Osmio forma varios floruros volátiles; uno de ellos contiene un 44,12% en peso
de fluor y la densidad del vapor respecto al aire, es de 11,82. Calcular: masa molecular
del aire(80% N2 y 20% O2 );masa molecular del fluoruro de osmio y fórmula.
R:28,8g/mol; 340,42g/mol; OsF8
27º - La relación entre las densidades gaseosas de la fosfamina y el argón es de 0,85.
Calcularla masa molecular de la fosfatina sabiendo que la masa atómica del argón es 40.
R: 34g/mol
28º - La densidad del dióxido de azufre en C.N. es 2,9267 g/l. Calcular la masa molecular
de dicho gas.
R: 65,52 g/mol
29º - La densidad del tetracloruro de carbono líquido es 1,594 g/ml. Se desea llenar un
recipiente de 2 L con vapor de ese compuesto a 100ºC y 769 mmHg. Calcular el volumen
y el peso de tetracloruro líquido necesario. R: 6,4 ml; 10,19 g
30º - Un elemento forma dos compuestos gaseosos en la proporción de 82,353% y
30,435% respectivamente. Un gramo de cada compuesto en C,N, ocupa un volumen de
1317,6 y 486,9 c.c. respectivamente. Calcular la masa atómica del elemento común a los
dos gases.
R: 14
31º - Calcular los moles de sulfuro de hidrógeno contenidos en;
a) 12 g
R: 0,353
b) 6 L en C.N.
R:0,268
c) 6 L medidos a 100ºC y 769 mmHg
R:0,1985
32º - Calcular los moles de ión Bario, moles de átomos de oxígeno, moles de ión clorato
y moles de agua contenidos en 314 g de clorato de bario monohidratado.
R: 0,974 ; 6,818; 1,948 y 0,974
33º - Se tienen 25,5 g de amoníaco y eliminamos 1,506 . 1023 moléculas. Calcular:
a) gramos, moles y moléculas de amoníaco que quedan.
b) Gramos, átomos y moles de átomos de H y N que quedan.
R: 21,25g; 1,25 moles; 1,25 . NA moléculas.
3,75 g ; 3,75 moles-at; 3,75 . NA at de H.
17,5 g; 1,25 moles-at; 1,25 . NA at de N.
34º - ¿Cuántos átomos de fosfamina( PH3 )pesan 0,6 moles?¿Cuántas moles-átomos de
H y P hay en 0,15 moles de fosfina?¿Cuántos gramos de H y P hay en 0,15 moles de
fosfina?¿Cuántas moléculas hay en 0,5 moles de fosfina?¿Cuántos átomos de H y P hay
en 0,5 moles de fosfina? .
R: 20,4 g; 0,45 y 0,15 mol-at de H y P.
0,45 y 4,65 g de H y P.
0,5 . NA moléculas; 1,5 . NA at de H; 0,5 . NA at de P.
35º - Se hacen reaccionar 3,7 g de un compuesto formado por C,H,y O con exceso de
oxígeno gas. Se obtiene agua líquida y una mezcla de gases. El agua se recoge con
cuidado y se mide su volumen a 25ºC ( densidad del agua 0,99707 g/ cc), que resulta ser
de 1,81 cm3. Se averigua que la mezcla de gases, a 25ºC y 1 atm de presión, son 5,5 L
de CO2 y el resto oxígeno gas. Calcular la fórmula empírica del compuesto de partida.
R:C9H8O2
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36º - Todo el CO2 obtenido en la combustión de 2,000 g de un compuesto orgánico que
sólo contiene C, H y O, se transformó en carbonato de calcio, obteniéndose 9,091 g. Al
quemar 1,573 g del mismo compuesto orgánico se obtienen 1,287 g de agua. El vapor
del compuesto es 3,14 veces más pesado que le nitrógeno. Calcular la fórmula empírica
y molecular del compuesto.
R: C2H4O ; C4H8O2
37º - Todo el carbono contenido en 1,000 g de un compuesto orgánico que sólo contiene
C , H y S , se transformó en 1,4915 g de CO2 . Todo el azufre contenido en 0,600 g del
mismo compuesto originó 2,3725 g de sulfato de bario. La densidad del compuesto
gaseoso a 500 mmHg y 300ºC es 1,666 g/L. Calcular la fórmula empírica y molecular del
compuesto.
R: C2H3S ; C4H6S2
38º - Para calcular la pureza de una muestra de Zn impuro, se pesaron 1,726 g y se
disolvieron en HCl, recogiéndose 550 mL de hidrógeno, medidos sobre agua, a 750
mmHg y 26ºC. Presión de vapor de agua a 26ºC = 25,2 mmHg. Calcular el % de pureza
de la muestra inicial.
R:80,93%
39º - Se toman 2 mL de ácido sulfúrico concentrado, d= 1,82 g/mL y 97% de pureza en
peso, y se diluyen hasta formar 350 mL de disolución. Calcular la molaridad de la
disolución resultante.
R: 0,103 M
40º - Se desea preparar 375 mL de disolución 0,11 M de ácido nítrico a partir de un ácido
concentrado, d= 1,42 g/mL y 70% de riqueza en peso.¿Qué volumen de esta disolución
hay que utilizar?
R: 2,61 mL
41º - ¿Hasta qué volumen hay que diluir 3,5 mL de ácido clorhídrico concentrado d= 1,18
g/mL y 36% de riqueza para obtener una disolución 0,13 M de este ácido?
R: 313 mL
42º - Para calcular la fórmula del cloruro de Zinc, se pesaron 0,432 g se Zn puro y se
trataron con HCl en exceso. El hidrógeno desprendido se recogió sobre agua,
obteniéndose 167 mL de este gas, medidos a 25ºC y 768 mmHg. Presión del vapor de
agua a 25ºC , 23,8 mmHg. Calcular la formula empírica del compuesto.
R: ZnCl2
43º - Un compuesto orgánico que contiene C,H,S,O, fue sometido a dos procedimientos
analíticos. Cuando se quemó una muestra de 9,33 g se obtuvieron 19,50 g de CO2 y 3,99
g de agua. Todo el S contenido en 11,05 g del compuesto orgánico se transformó en
sulfato de bario mediante un tratamiento químico adecuado, obteniéndose 20,4 g de
dicho sulfato. El volumen que ocupan 12,60 g del compuesto orgánico medido a 3 atm y
25ºC es de 814,53 mL. Calcular la FE y FM.
R: C6H6SO
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44º - Se quema en el aire una tonelada de pirita que contiene el 75% en peso de FeS2 .
Calcular: a) el peso de disulfuro de hierro que se quema
b) volumen de oxígeno consumido en C.N.
c) Volumen de aire en CN necesario para la combustión. (20% en O2).
d) Volumen de dióxido de azufre, medido en CN, formado en la combustión.
e) El peso de óxido de hierro (III) obtenido
f) Repetir los apartados d) y e) suponiendo un rendimiento en la reacción del
60%.
R: 750000g , 386610,84 L 1933054,2 L
281171,52 L
501154,57 g
168702,91 L y 300692,72 g
45º - Una disolución acuosa de ácido clorhídrico, al 20% en masa, posee una densidad
de 1,056 g/cm3 . Calcular: a) la molaridad ; b) la fracción molar de soluto.
46º - El proceso de 0btención del ácido nítrico según el método Ostwald puede ser
representado mediante tres ecuaciones químicas. Indicarlas y calcular el volumen de
amoniaco, medido en C.N., que se necesita para obtener 1 Kg de ácido nítrico si el
rendimiento global del proceso es 80%. Calcular también el volumen de oxígeno, medido
en CN, que se necesita como mínimo.
47º - El proceso de obtención del ácido sulfúrico a partir de la pirita puede ser
representado mediante las ecuaciones:
4 FeS2 + 11 O2 → 2 Fe2O3 + 8 SO2
2 SO2 + O2 → 2 SO3
SO3 + H2O → H2SO4
Calcular la masa de pirita del 90% que se necesita para obtener 100 Kg de ácido
sulfúrico si el rendimiento global del proceso es del 80%.
48º - Calcular el volumen de aire, medido en CN, necesario para oxidar 1,7 L de óxido
nítrico medidos a 28ºC y 1,5 atm a dióxido de nitrógeno. Suponer que el aire contiene un
20% de oxígeno en volumen.
49º - El plomo es un metal que puede obtenerse a partir de la galena (sulfuro de plomo
(II)), para ello se tuesta el mineral con carbón en presencia de oxígeno.
a) escribir y ajustar la reacción, sabiendo que en la tostación, se desprenden
dióxido de azufre y dióxido de carbono.
b) A partir de 1 Kg de mineral se obtuvieron 243 L de mezcla de gases,
medidos a 150ºC y 760 mmHg. Calcular el contenido en plomo del mineral.
c) Calcular la cantidad de aire, expresado en volumen, que se necesita para
la tostación en las mismas condiciones citadas.
Contenido de oxígeno en el aire 21% molar
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Mezclas sólidas
1º - Dos gramos de una mezcla de cloruro de sodio y cloruro potásico se disolvieron en
agua. Todo el anión cloruro presente en la disolución, se precipito, en forma de cloruro
de plata, al adicionar 50 mL de nitrato de pata 0,6 M. Calcular la composición de la
mezcla inicial.
R: 0,86 g de NaCl ; 1,14 g KCl
2º - La calefacción del dióxido de plomo y dióxido de bario, origina los correspondientes
monóxidos con desprendimiento de oxigeno, 15 g de una mezcla de los dos primeros
óxidos dio, después de la calefacción, un residuo sólido que peso 13,8 g. Calcular la
composición de la mezcla inicial.
R: 7,9 g PbO2 y 7,1 g BaO2
3º - Una muestra de 4,4 g de una mezcla de SnO y SnO2 se calentó en presencia de
hidrógeno, obteniéndose un residuo de 3,75 g de estaño metálico. Calcular la
composición de la mezcla.
R: 2,9 g SnO y 1,5 g SnO2
4º - A partir de de 60 g de una mezcla de nituro de litio y nitruro de magnesio se obtiene
el nitrógeno necesario para obtener 23,24 g de amoníaco. Calcular la composición de la
mezcla.
R: 20 g Li3N y 40 g Mg3N2
5º - El 70,4% en peso de una mezcla de NaBr y K Br es de bromo. Calcular la
composición de la mezcla.
R: 32,97% NaBr y 67,03% KBr
--------------------------------------------------------------------------------------------------------------------6º - Calcular la masa de sulfuro de aluminio necesario para preparar 6,7 L de sulfuro de
hidrógeno en C.N., según la reacción :
Sulfuro de aluminio + ácido clorhídrico ↔ cloruro de aluminio + sulfuro de hidrógeno.
a)
¿qué volumen de HCl al 36% y densidad 1,18 g/mL se necesita?
b)
Calcular el volumen en CN de HCl gaseoso que se necesita para
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preparar 10 moléculas de sulfuro de hidrógeno gaseoso.
R: 15 g ; 71,78 mL; 74,4 mL
7 – Una muestra de magnesio se oxido parcialmente al aire. El residuo se disolvió en HCl
y desplazo 3 L de hidrógeno a 26ºC y 752 mmde Hg. Calcular la masa de magnesio no
oxidado. Presión de vapor del agua 26ºC = 25,2 mmHg
Mg + O2 → >Mg + MgO
Mg + 2 HCl → MgCl2 + H2
R: 2,84 g
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MEZCLAS GASEOSAS
1- Una mezcla de monóxido de carbono y oxígeno ocupa un volumen de 200cc. Después de
inflamarse el volumen de la mezcla resultante (dioxido de carbono y oxígeno ) es de 170 cc.
Calcular los volúmenes de monóxido de carbono y oxígeno que existían en la mezcla inicial
R: 60 cc C0 y 140 cc de 02
2- Se hace estallar una mezcla gaseosa formada por 9 cc de un hidrocarburo gaseoso
desconocido y 41 cc de oxígeno. El gas residual que queda , formado por C02 y 02 , ocupa
un volumen de 32 cc y al hacerlo pasar a través de una disolución de K0H , para absorber el
C02 , el volumen se reduce a 14 cc. Hallar la fórmula del hidrocarburo.
R: C2 H 4
3- Al hacer explosión 500 cc de una mezcla de H2 , C0 y oxígeno , el volumen se reduce a
225 cc y al pasar este gas residual por una disolución de KOH queda un volumen de 125 cc
de oxígeno. Hallar la composición de la mezcla.
R: 150 cc H2 , 100 cc CO y 250 cc O2
4- Se añaden 29 cc de oxígeno a 25 cc de una mezcla de monóxido de carbono , hidrógeno
y metano. Tras producirse la combustión resultan al final 17,5 cc de C02 y 7,5 cc de oxígeno.
Hallar la composición de la mezcla inicial.
R: 46% CO , 30% H2 y 24% CH4
5- 50 cc de una mezcla de metano y acetileno originan por combustión completa , 76 cc de
gases absorbibles por la potasa medidos en las mismas condiciones iniciales. Calcular la
composición de la mezcla.
R: 48% CH4 y 52% C2H2
6- Se hacen estallar 100 cc de una mezcla de eteno , acetileno y oxígeno. Tras enfriar y
volver la mezcla a las condiciones primitivas, queda un volumen de 75 cc de los que 45 cc
son de oxígeno. Hallar la composición porcentual de la mezcla.
R: 5% C2 H4 , 10% C2H2 , 85% 02
7- Se mezclan 25 cc de aire con 25 cc de hidrógeno. Después de la combustión, el volumen
de la mezcla de hidrógeno y nitrógeno resultante, medido en las mismas condiciones
iniciales, es de 34,25 cc. Calcular la composición volumétrica del aire.
R: 21% 02 y 79% N2
8- A 50 cc de una mezcla gaseosa de sulfuro de carbono y monóxido de carbono , se
agregan 77,5 cc de oxígeno. Tras estallar la mezcla, con lo que se producen las siguientes
reacciones:
CS2 + 3 02 ------- 2 S02 + C02
C0 +  02 ----------- C02
queda un volumen de 100 cc . Calcular la composición volumétrica porcentual de la mezcla
primitiva y de la mezcla resultante final.
R: 90% C0 y 10% CS2 505 C02 , 40% 02 y 10% S02
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ESTEQUIOMETRÍA ( RECOPILACIÓN )
1º - Determina la formula molecular de un compuesto que contiene C, H y O, sabiendo
que en estado vapor 2 g del compuesto recogidos sobre agua a 715 mmHg y 40ºC,
ocupan un volumen de 800 mL.
Y que al quemar completamente 5 g de compuesto, se obtienen 11,9 g de
dióxido de carbono y 6,1 g de agua.
Datos: P vapor de agua (40ºC) = 55 mmHg
2º - Se preparan 250 mL de una disolución de amoníaco diluyendo en la cantidad de
agua necesaria 5 mL de amoníaco al 29% en masa y densidad 0,895 g/mL. Calcular:
a) la molaridad de la disolución diluida.
b) La fracción molar del amoníaco en la mezcla.
3º - En 1 Kg de agua se disuelven 727 L de amoníaco medidos a 20ºC y 744 mmHg. Si la
densidad de la disolución resultante es 0,882 g/mL, calcula su concentración en:
a) g/L
b) molalidad
c) fracción molar del soluto.
4º - Calcula la pureza, expresada en % en masa, de una muestra de sulfuro de hierro (II),
sabiendo que al tratar 0,50 g de muestra con HCl (en exceso) se desprenden 100 ml de
sulfuro de hidrógeno gas, medidos a 27ºC y 760 mmHg. El otro producto de la reacción
es cloruro de hierro (II).
5º - Se mezclan 10 mL de H2SO4 al 98% en masa y densidad 1,84 g/mL con 60 g de
Zinc. Sabiendo que el rendimiento de la reacción es del 45%, calcula los litros de
hidrógeno, medidos a 20ºC y 705 mmHg, producidos en la reacción.
6º - Se hacen reaccionar 100 ml de una disolución 0,5 M de hidróxido de calcio con 100
ml de otra disolución 0,5 m de ácido nítrico. Calcula los gramos de nitrato de calcio que
se formarán.
7º - Se hacen reaccionar 50 g de un mármol que contiene un 20% de carbonato de calcio
con 50 mL de HCl comercial al 10% en masa y densidad 1,047 g/mL. Suponiendo que
las impurezas del mármol son inertes, determina la masa de gas que se desprende.
Los productos obtenidos son: cloruro de calcio, agua y anhídrido carbónico.
8º - El etilenglicol es un compuesto de C,H y O muy utilizado como anticongelante y en la
fabricación de fibras de poliéster. La combustión completa de 6,38 mg de sustancia
originó 9,06 mg de CO2 y 5,58 mg de H2O.
Determina la formula empírica.
Calcula el volumen de aire medido en C.N. que se necesitan para la
combustión completa de 6,38 mg de sustancia, sabiendo que el contenido de oxigeno en
el aire es del 20% en volumen.
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Ejercicios y cuestiones: Teoría Atómica
1º - Completa las siguientes frases:
a) Al número cuántico n=3 le corresponden un total de
los cuales
es orbital s,
son orbitales p y
b) En la notación 3d ⇒ n=
c) Si n= 1 ,
Si n= 2 ,
Si n= 3 ,
y
orbitales, de
orbitales d.
L=
L= 0 la notación orbital es
L= 1 la notación orbital es
L= 2 la notación orbital es
2º - Todas las afirmaciones siguientes son incorrectas. Corrígelas:
a) Una transición electrónica de n=3 a n=1, absorbe energía.
b) En la serie de Lyman la primera raya se produce en la transición n=3 → n=2
c) Si n=3, L puede valer 0,1,2 y el número total de orbitales es 10.
3º - Citamos los postulados del Modelo atómico de Bohr. Indica qué postulado sabemos que
no es correcto.
a) El electrón solo puede ocupar niveles de energía cuantizados.
b) Para cambiar el electrón de órbita este ha de absorber o emitir energía.
c) Las órbitas descritas por el electrón son todas ellas circulares.
4º - En la serie de Pfund, calcula la λ mínima o límite.
(R. 2294 nm)
5º - Una línea de la serie de Balmer tienen una λ= 0,43 µm. Calcula el valor de “n” que
corresponde a la transición electrónica que origina esta línea.
(R. N=5)
6º - Un rayo gamma tiene una λ= 0,01 Χ. ¿ Cuál es la energía de los fotones que lo forman?
(R. 2. 10-13 J)
7º - Explica si son verdaderas o falsas las afirmaciones siguientes:
a) Un rayo de luz monocromática es desviado por un prisma pero no se dispersa.
b) La luz blanca en un prisma se dispersa dando un espectro.
c) Los sólidos incandescentes emiten luz blanca que produce un espectro continuo.
d) Los gases incandescentes, a presión baja, dan luces de colores características del
gas y producen un espectro discontinuo de rayas.
e) En la fórmula E= hν , E es la energía de un fotón o cuánto, ν es la frecuencia de la
radiación y h es una cte diferente según la longitud de onda.
f) En el modelo atómico de Rutherford , los electrones describen órbitas circulares
alrededor del núcleo y están emitiendo continuamente energía.
g) En el modelo atómico de Bohr , modificado por Sommerfeld, las órbitas pueden ser
circulares o elípticas y el electrón en ellas no emite energía.
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8º - Explica si son verdaderas o falsas las afirmaciones siguientes:
a) Si la ν de la luz es inferior a un valor determinado, diferente para cada metal, el
efecto fotoeléctrico no se produce. Pero si utilizamos una luz más intensa, los
electrones saldrán del metal.
b) La luz es una onda: no se puede hablar de corpúsculos o fotones de energía.
c) El electrón es un corpúsculo material: no tiene sentido hablar de longitud de onda del
electrón.
d) Los electrones solo se mueven en su órbita y no se encuentran nunca en el centro.
e) Como los electrones son tan pequeños, en cualquier nivel electrónico caben tantos
como queramos.
f) Hay orbitales que tienen dos electrones y otros más grandes que tienen 20 o más.
9º - Indica en que nivel, subnivel y orbitál se encuentran los siguientes electrones cuyos
números cuánticos indicamos:
en
L
m
ms
1º
2º
3º
4º
5º
6º
Hay algún error en esta tabla.
1
3
2
4
2
5
0
2
0
3
3
0
0
1
0
-3
0
0
1/2
1/2
1/2
1
-1/2
1/2
10º - ¿ Es posible determinar con exactitud la posición y velocidad del electrón en cualquier
momento?. Razona tú respuesta.
11º - Cuál es la estructura electrónica y la composición nuclear de un átomo cuyo Z= 11 y
Ar= 23.
12º - Configuración electrónica de los elementos: Z= 18 ;
elementos son? ¿ Qué iones formarán?.
Z= 17 y Z= 19 . ¿ Qué
13º - Haz un esquema donde se resuman las principales características de los modelos
atómicos más importantes (Rutherford, Bohr, Cuántico).
14º - A partir de las masas de los isótopos del magnesio. Calcular la masa atómica relativa y
promedio del Mg.
Abundancia %
Masa
Isótopo
24
78,6
23,993
25
10,11
24,994
26
11,29
25,991
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15º - Considera dos átomos de hidrógeno. En el primero el electrón está en la órbita n=1 y
en el segundo está en n=4.
Cuál de los dos átomos tiene la configuración electrónica en el estado fundamental.
a) ¿Qué átomo tiene una energía potencial mayor?.
b) ¿Qué órbita tiene menor radio?.
c) ¿Qué átomo tiene el electrón con menor energía?.
d) Si el electrón del segundo átomo n=4 pasa a n=1 ¿emitirá o absorberá energía?.
16º - Escribe los posibles números cuánticos para los electrones: 3s ; 4p ; 4d ; 2p ; 3f .
17º - Escribe las configuraciones electrónicas de los siguientes elementos:
0 , Ca , Mg , Cs , Al+3 , S-2 , Fe+2 , Cr
18º - Consideramos tres configuraciones electrónicas para el carbono:
a) 1s2 2s2
2p2
b) 1s2 2s2 2p1
3s1
c) 1s2 2s2
2p2
¿ Cuál de las tres es más estable según la regla de Hund?.
19º - Señala qué hay incorrecto en el siguiente esquema de celdas para un átomo en su
estado fundamental:
a) b) c) d) e) f) 20º - Las configuraciones electrónicas que aparecen a continuación pertenecen al átomo de
hidrógeno. Indica si son excitadas, prohibidas o fundamentales y que regla no cumplen.
a)
b)
c)
d)
e)
21º - Indica el número de electrones desapareados que hay en los siguientes átomos:
C
B
Cl
Kr
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22º - Indica a qué orbital corresponden los siguientes conjuntos de números cuánticos:
(2,0,0)
(2,1,0)
(2,1,1)
(2,1,-1)
(3,2,0)
(3,3,2)
23º - ¿ Qué diferencia hay entre la órbita de Bohr y el orbital de la Mecánica Cuántica?
24º - ¿ Hay alguna razón que justifique el hecho que la masa de un isótopo cualquiera esté
representada por números enteros y la masa del átomo por números fraccionarios?. Razona.
25º - El número cuántico “m” está asociado:
a) En la orientación espacial del orbital.
b) La forma del orbital.
26º - Rellenar el cuadro
Z
A
p
e-
n
-
F
2S
P
N
Al+3
Ca
27º - ¿ Qué significado tiene el término “estado fundamental” para un átomo?.
28º - Configuraciones electrónicas de los siguientes átomos e iones:
+2
Cr ; Mg
-
; Cl ; Ne ; Fe
+2
; Zn
+2
; Ag
29º - De las configuraciones correspondientes a dos átomos neutros A y B:
A
B
1s2
1s2
2s2 2p6
2s2 2p6
3s1
6s1
Indica qué afirmaciones son correctas y cuales falsas:
a) Se necesita energía para pasar de A a B.
b) A representa un átomo de sodio.
c) A y B son elementos diferentes.
d) Se necesita una cantidad de energía menor para arrancar un e- de A que de
B.
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Cuestiones: Ácido – Base – pH - α
1º - Objetivo: Ácido - Base según Arrhenius
Escribir las reacciones de disociación iónica en disolución acuosa de sustancias como:
HCl, HNO3 , NaOH, Ca(OH)2 , NaCl y Ca(NO3)2 . Clasificar como ácido, base o ni ácido ni base
según Arrhenius.
2º - Escribir los pares ácido/base de Bronsted – Lowry de las siguientes sustancias:
HBr , HCO3- , NH4+ , HCOOH , S2- , H3O+ , N2H4 , CH3NH2
3º - De las siguientes especies químicas: HBr , CsOH , NH3 , HSO4- y CO32- , indicar cuáles son
ácidos y cuáles son bases, según las teorías de Arrhenius y de Bronsted – Lowry.
4º - Completar los siguientes equilibrios entre pares ácido/base conjugados de Bronsted – Lowry, de
tal forma que al primer puesto , en cada lado de la ecuación, actúe como un ácido:
a) H2CO3 +
H2O
↔
+
↔
+
H2O
b)
+
HCO3c)
NH4+ +
↔
+
H2O
+ CN
↔
+
d)
H2O
e)
+ H2O
↔
+
SO4-2
f)
H2CO3 + H2CO3
↔
+
5º - Escribir en orden creciente de la fuerza relativa ácida las especies:
CHCl2 COOH/ CHCl2 COOKA= 5 . 10-2
KA= 1,8 . 10-4
HCOOH/ HCOO
CH3 COOH/ CH3 COOKA= 1,8 . 10-5
+
NH4 / NH3
KA= 6,3 . 10-10
6º - Indica la especie química más ácida y más básica de entre los siguientes pares:
KA= 2 . 10-5
CH3 COOH/ CH3 COO+
NH4 / NH3
KA= 5 . 10-10
HNO2 / NO2
KA= 4 . 10-4
7º - Escribir en orden creciente según la fuerza relativa básica de las especies químicas dadas:
dimetilamina
(CH3)2 NH
pKB= 2,74
etilamina
CH3CH2 NH2
pKB= 3,32
amoniaco
NH3
pKB= 4,74
anilina
C6H5 NH2
pKB= 9, 37
8º - Escribir las reacciones que justifiquen el carácter ácido–base de la disolución acuosa de las sales:
NH4Cl , NaI , CH3 COONa , y ordenar en orden creciente de la [ H3O+] .
9º - Supóngase que el ácido HX es debil.¿Qué sucederá a la [ H3O+] de una disolución acuosa de HX
si:
a) se añade agua
b) se añade cloruro de hidrógeno gas
c) se añade NaX sólido
10º - Una disolución contiene H+ y CN- y moléculas de HCN en equilibrio. ¿qué efecto tendrá sobre su
pH la adición de cada una de las sustancias:
a) agua
b) HCN
c) NaCN
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11º - Los valores medios del pH en la cerveza, sidra y gaseosa son respectivamente 4,5 ; 3,1 ; 3,0.
¿Cuál de estas bebidas posee mayor concentración de dióxido de carbono disuelto?
12º - ¿Qué sucede si a una disolución acuosa de amoníaco se añade cloruro de amonio?
a) El grado de disociación del amoníaco disminuye.
b) El grado de disociación del amoníaco permanece constante.
c) El pH de la disolución aumenta.
d) El pH apenas varía si a la disolución final se agrega una pequeña cantidad de ácido
clorhídrico.
e) El pH experimenta gran variación si a la disolución final se agrega una pequeña
cantidad de NaOH.
Señala, razonadamente, cuáles de las anteriores afirmaciones son ciertas y cuáles falsas.
13º - Razonar si son ciertas o falsas las siguientes afirmaciones referentes a una disolución acuosa
de ácido acético:
a) Cuanto mayor sea la concentración inicial de ácido acético, mayor será la
concentración de iones acetato en la disolución.
b) El grado de disociación del ácido acético es independiente de la concentración inicial
del ácido.
c) Si se añade una pequeña cantidad de ácido a la disolución, el grado de disociación
del ácido acético aumenta.
d) Si se añade acetato de sodio a la disolución, su pH aumenta.
e) El grado de disociación del ácido acético aumenta al disminuir la concentración inicial.
14º - Supóngase que el ácido HX es débil. ¿Qué le sucederá a la [H3O+] de una disolución acuosa de
HX, si:
a) se añade agua
b) se añade HCl gas
c) se añade NaX sólido
15º - Una disolución contiene H+ y CN- y moléculas de HCN en equilibrio. ¿Qué efecto tendrá sobre su
pH, la adición de cada una de las sustancias:
a) agua
b) HCN
c) NaCN
16º - Razona la veracidad o no de las siguientes afirmaciones:
a) Si tenemos en disolución la misma concentración de un ácido que de su base
conjugada la disolución es neutra.
b) Un ácido y una base conjugada se diferencian en un protón.
c) Si la constante de ionización de un ácido es KA y la de una base KB se cumple KA . KB
= KW
d) La base conjugada de un ácido fuerte es una base extremadamente débil.
e) El ácido conjugado de una base débil es un ácido fuerte.
17º - Justifica si las frases siguientes son verdaderas o falsas:
a) El pH de cualquier disolución de un ácido fuerte siempre es inferior al pH de cualquier
disolución de un ácido débil.
b) El pH puede tomar valores negativos.
c) En cualquier disolución acuosa se cumple siempre pH + pOH = 14
d) Al disolver NaHCO3 en agua se produce una disolución neutra.
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Ejercicios: Mezclas ácido-base – pH - sales
1º - Dadas dos disoluciones de ácidos monopróticos, uno fuerte y otro débil a igual
concentración, razonar:
a) ¿Cuál de ellas tendrá mayor pH?
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