Química 2º de Bachillerato
Curso 2014/15
PROBLEMAS PROPUESTOS.
BLOQUE 4. La materia. Cálculos en reacciones químicas
COMPOSICIÓN CENTESIMAL
1.- Calcula el tanto por ciento de cada uno de los átomos de los siguientes compuestos:
a) sulfato de hierro (III); b) sulfuro de hierro (II); c) sulfato de cobre (II) pentahidratado.
2.- Una muestra de 150 gramos de oligisto (óxido férrico) tiene un 25% de impurezas.
¿Qué cantidad de hierro existe en la muestra?
3.- El abonado de una cierta tierra de labor exige anualmente 320 Kg. De nitrato de
Chile (nitrato sódico). Se ha decidido emplear, en lugar de dicho abono, nitrato de
Noruega (nitrato cálcico). ¿Cuántos kilogramos de este último deberán utilizarse para
que no se modifique la aportación de nitrógeno fertilizante al terreno? ¿Y para que no se
modifique la aportación de iones nitrato?
4.- El análisis de un hidrato de carbono da la siguiente composición centesimal: 40% de
carbono; 6,71% de hidrógeno; 53,29% de oxígeno. Hallar la fórmula molecular del
compuesto, sabiendo que su masa molecular es 180.
5.- Un hidrocarburo gaseoso contiene 85,71% de carbono y su densidad en condiciones
normales es 1,249 g/l. Halla su fórmula molecular.
6.- Una sustancia tiene la siguiente composición centesimal: 57,10% de carbono, 4,79%
de hidrógeno y 38,10 % de azufre. Si 10 gramos de dicha sustancia contienen 3,6.1022
moléculas, determinar la fórmula molecular del compuesto. (Selectividad, junio 1995).
7.- ¿Cuál es la composición porcentual de un latón rojo, que contiene únicamente Cu,
Pb y Zn, si una muestra que pesa 1,528 gramos produce 0,0210 gramos de PbSO4 y
0,2206 gramos de Zn2P2O7? (Selectividad, septiembre 1996).
8.- El hierro forma dos cloruros, uno con un 44,20 % de Fe y el otro con un 34,43% de
Fe. Determine la fórmula empírica de ambos y nómbrelos. (Selectividad, septiembre
2001).
9.- En la combustión de 2,37 gramos de carbono se forman 8,69 gramos de un óxido
gaseoso de este elemento. Un litro de este óxido, medido a 1 atm de presión y a 0ºC,
pesa 1,98 gramos. Obtenga la fórmula empírica del óxido gaseoso formado. ¿Coincide
con la fórmula molecular? Razone la respuesta (Selectividad, junio 2002).
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10.- En 0,73 g de una amida hay 4,22.1022 átomos de hidrógeno, 0,36 g de carbono,
0,01 átomo-gramos o mol de átomos de oxígeno y el resto es nitrógeno. ¿Cuál es la
fórmula molecular de esta amida? (Selectividad, junio 2006).
11.- La combustión de 0,2 gramos de un compuesto orgánico que contiene
exclusivamente C, H y O produce 0,2998 g de CO2 y 0,0819 g de H2O. ¿Cuál es su
fórmula empírica? (Selectividad, septiembre 2006).
12.- Un óxido de hierro está formado por un 69,9 % de metal y el resto de oxígeno.
Calcular:a) La fórmula empírica del óxido; b) Los gramos de óxido que se formarán a
partir de 1,65 g de hierro. (Selectividad, septiembre 2007).
13.- La combustión de 6,26 g de un hidrocarburo (sólo contiene C e H) ha producido
18,36 g de CO2 y 11,27 g de agua. Por otra parte, se ha comprobado que esos 6,26 g
ocupan un volumen de 4,67 litros en condiciones normales. Halle las fórmulas empírica
y molecular de dicho hidrocarburo. (Selectividad, junio 2009).
14.- Al quemar 2,52g (en el examen pusieron 2,34g) de un hidrocarburo se forman 7,92
g de dióxido de carbono y 3,24 g de vapor de agua. En condiciones normales, la
densidad del hidrocarburo gaseoso es 3,75 g.L-1. a) Determinar su masa molecular; b)
determine su fórmula molecular; c) ¿qué volumen de oxígeno gaseoso a 85ºC y 700
mmHg de presión, se necesitan para quemar totalmente los 2,34 g de este hidrocarburo?
(Selectividad, junio 2012).
15.- Se quema una muestra de 0,210 gramos de un hidrocarburo gaseoso de cadena
lineal y se obtienen 0,660 gramos de dióxido de carbono. Calcule: a) la fórmula
empírica del hidrocarburo; b) la fórmula molecular si su densidad en condiciones
normales es de 1,876 g/L. ¿Cuál es el nombre del compuesto? (Selectividad, septiembre
2012).
16.- En la combustión completa de 2,3710 g de carbono se forman 8,6880 g de un óxido
gaseoso de este elemento. En condiciones normales, 1 L de este óxido pesa 1,9662 g.
Determinar la fórmula de este compuesto. (Selectividad, junio 2014)
MOL. Nº DE AVOGADRO.
1.- En 0,6 moles de clorobenceno (C6H5Cl): a) ¿cuántos moles de átomos de carbono
hay?; b) ¿cuántas moléculas?; c) ¿cuántos átomos de hidrógeno?
2.- Calcular en dónde existe mayor número de átomos: a) 0,5 moles de dióxido de
azufre; b) 14 gramos de gas nitrógeno; c) 67,2 litros de helio, en condiciones normales;
d) en 4 gramos de hidrógeno.
3.- A veces se oye que el mol de nitrógeno es su masa molecular expresada en gramos,
siendo un error grave. Calcula la masa de una molécula de nitrógeno, es decir, la masa
molecular y expresarla en gramos. ¿Cuántas veces es mayor el mol que esta masa?
4.- Razona si es cierta o no la siguiente afirmación: “Un mol de agua contiene el
número de Avogadro de moléculas y, en condiciones normales, ocupa un volumen de
22,4 litros.
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5.- Se tienen 8,5 gramos de amoniaco y se eliminan 1,5.1023 moléculas. Calcular: a) las
moléculas de amoniaco que quedan; b) los moles de amoniaco que quedan; c) los
gramos de amoniaco que quedan; d) los moles de átomos de hidrógeno que quedan.
6.- Considerando que el SO3 es gaseoso en condiciones normales de presión y
temperatura, a) ¿Qué volumen, en condiciones normales de presión y temperatura,
ocuparán 160 gramos de SO3?; b) ¿Cuántas moléculas de SO3 contiene dicho volumen?
y ¿Cuántos átomos de oxígeno? (Selectividad, junio 2008).
7.- En 7,5 1020 moléculas de un compuesto orgánico, que contiene únicamente C e H,
hay 4,5 1021 átomos de Carbono y 9,0 1021 átomos de Hidrógeno. ¿Cuál es la fórmula
molecular del compuesto? (Selectividad, junio 2010).
8.- Si la densidad del hierro es 7,86 g/cm3 ¿cuál es el volumen aproximado de cada
átomo de hierro? (Selectividad, septiembre 2010).
DISOLUCIONES
1.- Se disuelven 20 gramos de ácido sulfúrico puro en 0,1 litro de agua y la disolución
alcanza un volumen de 0,111 litros. Calcula: a) la concentración de esta disolución en
tanto por ciento en peso; b) la molaridad; c) la normalidad.
2.- Una disolución de ácido perclórico al 40% en peso tiene una densidad de 1,2 g/cm3.
Calcula: a) la molaridad de dicha disolución; b) la normalidad; c) la molalidad.
3.- Una disolución de ácido sulfúrico del 20 % en peso tiene una densidad de 1,14 g/cm3.
Calcula la molaridad, normalidad y la fracción molar de la disolución.
4.- Se mezclan 50 gramos de etanol y 50 gramos de agua pura para obtener una
disolución cuya densidad es 0,954 g/cc. Calcula la concentración molar y la fracción
molar del soluto y del disolvente.
5.- ¿Qué cantidad de ácido sulfúrico concentrado del 98% en peso de riqueza y densidad
1,84 g/ml se necesita para preparar 250 cm3 de una disolución 3M de este ácido?
6.- Si se mezclan 200 ml de ácido sulfúrico 3M, con 400 cm3 del mismo ácido 1M, ¿qué
volumen de agua será necesario añadir para que la disolución resultante sea 1,2M?
7.- Calcular la fracción molar del metanol en una disolución acuosa 0,100 molal,
sabiendo que la densidad de la disolución es 1,002 g/ml.
8.- Con 1,45 gramos de nitrato cálcico del 85% de riqueza, ¿qué volumen de disolución
0,3 M se podrá preparar?
9.- ¿Qué volumen de ácido clorhídrico concentrado del 36% de riqueza en peso y
densidad 1,1791 g/ml hay que tomar para preparar 50 cm3 de disolución del 12% en
peso y densidad 1,0526 g/ml?
10.- De una disolución 5M de cloruro potásico se toman 200 cm3 y se diluye al doble, es
decir se añaden 200 cm3 de agua pura. De la disolución resultante se hacen dos partes
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iguales y se diluyen: la primera parte al doble y la segunda al triple. Se vuelven a unir
las dos partes y al conjunto se añaden 100 cm3 de disolución 2 M de cloruro potásico.
¿Qué molaridad tendrá la disolución final?
11.- Se tiene una disolución de ácido sulfúrico del 98% en peso y densidad 1,84 g/cm 3.
a) ¿Cuántos mL de dicha disolución son necesarios para preparar 250 mL de disolución
0,3 M?; b) ¿Cuántos mL de disolución diluida son necesarios para neutralizar 11,2
gramos de hidróxido potásico? (Selectividad, junio 1996).
12.- Se dispone de un ácido nítrico de riqueza del 25% en peso y densidad 1,40 g/cm3. a)
¿Cuál es la molaridad de este ácido?; b) ¿Cuántos mL deben tomarse de esta disolución
para preparar 5 litros de disolución 0,01 M? (Selectividad, septiembre 1996).
13.- a) ¿Cómo prepararías 100mL de una disolución de hidróxido sódico 0,1 molar a
partir de otra disolución 0,5 M?; b) ¿Qué volumen de ácido clorhídrico 0,5 M será
necesario para neutralizar a la disolución diluida? (Selectividad, septiembre 1996).
14.- Se prepara una disolución disolviendo 180 gramos de hidróxido de sodio en 400
gramos de agua. La densidad de la disolución resultante es de 1,340 g/cm3. a) Calcula la
molaridad de la disolución; b) Calcular los gramos de hidróxido sódico necesarios para
neutralizar un litro de disolución 0,1 M de HCl. (Selectividad, septiembre 1998).
15.- Disponemos de ácido clorhídrico comercial (riqueza 36% en peso y densidad 1,18
g/cm3) y deseamos preparar 500 cm3 de una disolución de ácido clorhídrico 2,32 M.
Explica detalladamente el procedimiento, material, y cálculos correspondientes.
(Selectividad, junio 1999).
16.- a) Calcule la fracción molar de agua y de etanol (C2H6O), en una disolución
preparada añadiendo 50 g de etanol y 100 g de agua; b) Calcule el % en volumen de
etanol en la disolución anterior. La densidad del agua es 1,00 g/cm3. La densidad del
etanol es 0,79 g/cm3. (Selectividad, septiembre 2001).17.- Se desea preparar 500 ml de una disolución de HCl 0,1 M a partir de ácido
clorhídrico comercial, del 36% de riqueza en peso y densidad 1,2 g/cm3. Explique
detalladamente los cálculos, el material y el procedimiento para completar esta
operación. (Selectividad, septiembre 2001).
18.- ¿Cuántos cm3 de ácido nítrico comercial, HNO3, hay que tomar para preparar 1
litro de disolución 1M? El HNO3 comercial tiene un 60% de riqueza en peso y 1,37
g/cm 3 de densidad. (Selectividad, junio 2006).
19.- Se dispone de dos disoluciones de Ca(OH)2, una 0,60 M y otra 0,20 M. De la
primera de ellas sólo existen 100 mL y de la segunda 2 L. ¿Qué cantidad habrá que
tomar de la disolución 0,20 M para preparar 500 mL de disolución 0,25 M, si se utiliza
toda la disolución 0,60 M? (Selectividad, septiembre 2007).
20.- Calcular: a) La molaridad de un ácido sulfúrico comercial con un 98% en peso y
densidad 1,84 g/mL; b) ¿Qué volumen del ácido anterior se necesita para preparar 100
mL de ácido sulfúrico al 20% en peso y densidad 1,14 g/mL? (Selectividad, septiembre
2010).
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21.- Calcula para una disolución de ácido nítrico, cuya densidad es 1,30 g/mL y su
riqueza del 40%: a) Molaridad; b) molalidad; c) Fracción molar del soluto; b)
concentración expresada en g/l. (Selectividad, junio 2011).
22.- a) Se dispone de 100 mL de una disolución de HNO3 que contiene 0,3 g.mL-1. Se
desea transformarla en otra de concentración 0,1 g.mL-1. ¿Qué volumen de agua habrá
que añadir? b) ¿Cuántos átomos de oxígeno hay en el HNO3 contenido en los 100 mL
de la disolución inicial (de 0,3 g.mL-1)? (Selectividad, junio 2013).
23.- Se dispone de una disolución acuosa de HNO3 del 25% en masa y densidad 1,40
g.cm-3. a) ¿Cuál es la molaridad de la disolución? b) ¿Qué volumen de esta disolución
debe tomarse para preparar 5L de disolución 0,01M de HNO3? (Selectividad, julio
2014).
ESTEQUIOMETRÍA
1.- Se descomponen por calor 13 gramos de clorato potásico, según la reacción: clorato
potásico con calor para dar cloruro potásico y oxígeno. Calcular la masa y el volumen
de oxígeno, medidos en condiciones normales, que se producen.
2.- Se echa un trozo de sodio de 92 gramos del 87% de riqueza sobre un exceso de agua,
obteniéndose una disolución de hidróxido sódico. Calcula el volumen de hidrógeno
desprendido, medido a 30ºC y 700 mm de Hg, así como la masa descompuesta por el
metal. Si el volumen inicial de agua era 150 cm3 calcular la molaridad de la disolución
resultante.
3.- En una reacción de una muestra de 34 g de carbonato cálcico con ácido clorhídrico
se han desprendido 5,6 litros de dióxido de carbono medidos a 27ºC y 740 mm de Hg de
presión. ¿Cuál es el porcentaje de riqueza de la muestra de carbonato cálcico?
4.- Se dispone de 550 Kg de sulfuro de hidrógeno y 550 Kg de dióxido de azufre y se
pretende obtener azufre según la reacción: Sulfuro de hidrógeno con dióxido de azufre
para dar agua y azufre. Suponiendo que el rendimiento de la reacción es del 100%
calcular: a) la masa del reactivo que quedará en exceso; b) la cantidad de azufre
obtenida.
5.- Se hacen reaccionar 200 gramos de carbonato de calcio con ácido clorhídrico
suficiente para su reacción total. El dióxido de carbono formado se lleva a un vaso que
contiene una disolución de hidróxido sódico donde se supone que reacciona por
completo para dar carbonato de sodio. ¿Qué cantidad de hidróxido de sodio se necesita?
6.- A través de una muestra de 3 gramos de cloruro de plata contenida en un tubo
calentado al rojo, se hace pasar una corriente de hidrógeno hasta reacción total: cloruro
de plata con hidrógeno para dar cloruro de hidrógeno (gas) y plata. Los gases
desprendidos se recogen en agua, obteniéndose una disolución que consume 30 cm3 de
hidróxido sódico 0,5 N para conseguir su neutralización. Calcular: a) el volumen de
hidrógeno que ha reaccionado, expresado en condiciones normales; b) el porcentaje de
riqueza de cloruro de plata en la muestra.
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7.- Para determinar la riqueza de una muestra de cinc se toman 50 gramos de la misma y
se tratan con una disolución de ácido clorhídrico del 35% en peso y densidad 1,18 g/ml,
consumiéndose 129 ml. Calcular el porcentaje de cinc en la muestra y la molaridad de la
disolución de ácido clorhídrico. La reacción es ácido clorhídrico con cinc para dar
cloruro de cinc e hidrógeno. Calcula también el volumen de hidrógeno desprendido
medido en condiciones normales.
8.- ¿Qué cantidad de fosfato sódico puede prepararse por reacción de 4,9 gramos de
ácido fosfórico con 7,6 gramos de hidróxido sódico?
9.- En la síntesis de amoniaco, Nitrógeno con Hidrógeno para dar amoniaco, reaccionan
10 gramos de nitrógeno con 1 gramo de hidrógeno. Calcula el rendimiento de la
reacción si se han obtenido 2,12 gramos de amoníaco.
10.- 10 gramos de un mineral que tiene un 60% de cinc reaccionan con 3 ml de una
disolución de ácido sulfúrico del 96% y densidad 1823 Kg/m3. Calcular: a) la cantidad
de sulfato de cinc producido; b) el volumen de hidrógeno obtenido medido a 25ºC y 700
mm de Hg de presión; c) repetir los apartados anteriores suponiendo que el rendimiento
de la reacción es del 75%. La reacción es ácido sulfúrico con cinc para dar sulfato de
cinc e hidrógeno.
11.- Una mezcla de cloruro y bromuro sódico pesa 0,756 gramos. Por precipitación con
nitrato de plata se obtienen 1,617 gramos de una mezcla de cloruro y bromuro de plata.
Determina la composición de la mezcla inicial.
12.- El aluminio reacciona con el ácido clorhídrico dando cloruro de aluminio e
hidrógeno. Se hacen reaccionar 100 gramos de una muestra de aluminio del 81% de
pureza con ácido clorhídrico. Calcular: a) el volumen de disolución de ácido 5M,
necesario para la reacción; b) el volumen de hidrógeno gaseoso obtenido, medido a
27ºC y 740 mm de Hg. (Selectividad, septiembre 1995).
13.- El ácido sulfúrico reacciona con el cloruro sódico dando ácido clorhídrico y sulfato
sódico. a) Escribir y ajustar la ecuación química del proceso; b) calcular los gramos de
ácido sulfúrico del 90% de pureza que serían necesarios para obtener 20 gramos de
ácido clorhídrico del 35% de riqueza. (Selectividad, septiembre 1995).
14.- Mediante la descomposición de la azida sódica, NaN3, en N2 y Na, a) ¿qué cantidad
de azida sódica se necesita para preparar 42,02 gramos de N2 si el rendimiento de la
operación es del 85,0%?; b) ¿Cuál es la composición centesimal de la azida sódica?
(Selectividad, junio 1996).
15.- En la tostación de la pirita según la reacción (ajustada sólo en los reactivos): 2FeS 2
+ 11/2 O2  SO2 + Fe2O3. Determina: a) la cantidad de dióxido de azufre que se obtiene
al tostar dos toneladas de pirita de un 90% de riqueza, si el resto de la ganga es silícica;
b) el volumen de aire medido a 298,15 K y a 1 atm de presión, que se necesitaría para
tostar dicha cantidad de mineral. El aire contiene un 21% en volumen de oxígeno.
(Selectividad, junio 1997).
16.- Una muestra de 0,596 gramos de un compuesto formado sólo por boro e hidrógeno
ocupa a 273K y 1 atm, 484 mL. Cuando esa muestra se quema en presencia de oxígeno
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se obtienen 1,17 gramos de agua. Calcula la fórmula molecular del compuesto.
(Selectividad, septiembre 1997).
17.- a) ¿Qué volumen de ácido sulfúrico del 95% y densidad 1,84 g/cm 3 se necesitan
para obtener 15 litros de hidrógeno medidos a 298,15K y 1 atm de presión, de acuerdo
con la reacción: H2SO4(l) + Mg(s)  MgSO4(ac) + H2 (g); b) ¿Cuántos gramos de
magnesio deben utilizarse? (Selectividad, septiembre 1997).
18.- El dióxido de azufre reacciona con oxígeno gaseoso para formar trióxido de azufre.
a) ¿Cuántos gramos de trióxido de azufre podrán prepararse a partir de 23,5 gramos de
dióxido de azufre?; b) ¿Qué volumen de oxígeno, medido en condiciones normales se
necesita para que reaccione todo el dióxido de azufre? (Selectividad, junio de 1998).
19.- Un globo se llena con hidrógeno procedente de la reacción siguiente (sin ajustar):
CaH2 (s) + H2O (l)  Ca(OH) 2 (ac) + H2 (g). a) ¿Cuántos gramos de dihidruro de
calcio harían falta para producir 5 litros de hidrógeno, medidos en condiciones normales,
para llenar el globo; b) ¿Qué volumen de ácido clorhídrico 0,5M será necesario para que
reaccione con todo el hidróxido cálcico formado? (Selectividad, junio 1999).
20.-Se mezclan dos litros de cloro gaseoso, medidos a 97ºC y 3 atm, con 3,45 gramos de
sodio metálico, y se dejan reaccionar para formar cloruro de sodio. Suponiendo que la
reacción es completa: a) ¿Qué reactivo está en exceso, y cuántos moles de él quedan sin
reaccionar?, b) ¿Qué masa de cloruro sódico se forma? (Selectividad, junio 2000).
21.- Una muestra de 27,37 gramos de potasio metálico se trata con exceso de oxígeno,
convirtiéndose por completo en óxido de potasio. La masa final es 32,97 gramos.
Conocida la masa atómica del oxígeno, 16,0 uma, calcule la masa atómica del potasio.
22.- El cinc se disuelve en ácido sulfúrico según la reacción: Zn + H2SO4  Zn2+ +
SO42- + H2. a) ¿Qué masa de cinc puede disolverse en 500 ml de ácido sulfúrico del
25% en peso y densidad 1,09 g/cm3?; b) ¿Qué volumen de hidrógeno se desprende, en
condiciones normales? (Selectividad, septiembre 2000).
23.- En un reactor de 10 litros se introducen 2,0 gramos de hidrógeno (H2), 8,4 gramos
de nitrógeno (N2) y 4,8 gramos de metano (CH4), y se lleva la temperatura hasta 100 ºC.
Los gases no reaccionan entre sí en estas condiciones. a) ¿Cuál es la presión parcial de
cada uno de los gases?; b) ¿Qué presión total se alcanza en el reactor si la temperatura
se eleva hasta 175ºC? (Selectividad, septiembre 2000).
24.- El ácido sulfúrico reacciona con el cloruro de sodio para dar sulfato de sodio y
ácido clorhídrico. Se añaden 50 ml de ácido sulfúrico del 98% en peso y densidad 1,835
g/cm3 sobre una muestra de 87 g de cloruro sódico. Suponiendo que la reacción es
completa: a) ¿qué reactivo se encuentra en exceso, y cuántos moles del mismo quedan
sin reaccionar?; b) ¿qué masa de sulfato de sodio se obtiene en la reacción?
(Selectividad, junio 2001).
25.- a) El clorato potásico, trioxoclorato(V) de potasio, se descompone por calor en
cloruro potásico y oxígeno molecular. ¿Qué volumen de oxígeno a 125ºC y 1 atm,
puede obtenerse por descomposición de 148 gramos de una muestra que contiene
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2l,87% en peso de clorato de potasio? b) ¿Cuántas moléculas de oxígeno se formarán?
(Selectividad, junio 2002).
26.- Una fábrica produce cal (óxido de calcio) a partir de calcita, mediante la reacción:
CaCO3  CaO + CO2. Calcule la producción diaria de óxido de calcio si la fábrica
consume 50 Tm de calcita del 85% de pureza en carbonato de calcio y el rendimiento de
la reacción es del 95%. (Selectividad, junio 2003).
27.- Considere una muestra de 158 gramos de trióxido de azufre a 25 ºC (gas ideal) en
un recipiente de 10 L de capacidad. a) ¿Qué presión ejerce el gas? ¿Cuántas moléculas
de oxígeno harían falta para ejercer la misma presión? b) ¿Qué masa de dióxido de
azufre puede obtenerse de la descomposición de la muestra de trióxido de azufre si el
rendimiento es del 85%? (Selectividad, junio 2003).
28.- El carbonato de calcio, trioxocarbonato (IV) de calcio reacciona con el ácido
clorhídrico produciéndose cloruro de calcio, dióxido de carbono y agua. Calcule qué
cantidad de caliza, cuyo riqueza en carbonato de calcio es del 83,5% en peso, se
necesita para obtener, por reacción con exceso de ácido clorhídrico, 10 litros de dióxido
de carbono medidos a 18 ºC y 752 mm de Hg. (Selectividad, junio 2004).
29.Una
reacción
para
obtener
bromobenceno
es
la
siguiente:
C6H6 + Br2  C6H5Br + HBr. Cuando se hacen reaccionar 29 mL de benceno
líquido, C6H6, con un exceso de Br2, se obtienen 25 gramos de bromobenceno. ¿Cuál es
el rendimiento de la reacción? Dato: densidad del benceno 0,88 g/mL. (Selectividad,
junio 2004)
30.- Una masa pura de 1,35 gramos de calcio metálico se convierte cuantitativamente en
1,88 gramos de CaO, también puro. Suponiendo que el peso atómico del oxígeno es
16,0 g/mol, calcule, a partir de los datos del problema, el peso atómico del calcio.
(Selectividad, septiembre de 2004).
31.- Al añadir agua al carburo cálcico, CaC2 , se produce hidróxido de calcio, Ca(OH)2
y etino o acetileno, C2H2. Calcular cuántos gramos de carburo cálcico y de agua se
necesitan para obtener 4,1 L de acetileno a 27ºC y 760 mm de presión. (Selectividad,
junio 2007).
32.- Una muestra de 7,33 gramos de cloruro de bario dihidratado puro se disuelve en
agua, añadiéndose después, con una bureta, disolución valorada de ácido sulfúrico; esta
última disolución tiene una riqueza del 60% en peso y una densidad de 1,5 g/mL. Si la
reacción que tiene lugar es: BaCl2.2H2O + H2SO4  BaSO4 + 2 HCl + 2 H2O,
calcular: a) La molaridad de la disolución de ácido sulfúrico; b) el volumen, en ml, de la
disolución de ácido sulfúrico que es necesario añadir para que reaccione todo el bario
contenido en la muestra. (Selectividad, septiembre 2008).
33.- A un vaso de precipitados que contiene 7,6 g de aluminio se le añaden 100 mL de
un HCl comercial del 36% en peso y densidad 1,18 g/cm3, obteniéndose AlCl3 y H2. a)
Indique cuál es el reactivo limitante; b) Calcule qué volumen de hidrógeno se obtiene si
el proceso se realiza a 25ºC y 750 mm de Hg. (Selectividad, junio 2009).
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34.- Una muestra de 7,33 g de BaCl2.2H2O puro se disuelve en agua, añadiéndose
después con una bureta disolución valorada de H2SO4. Esta última disolución tiene una
concentración de 60% de riqueza en peso y una densidad de 1,5 g/mL. Si la reacción es
BaCl2.2H2O + H2SO4  BaSO4 + 2 HCl + 2 H2O, calcular: a) La molaridad de la
disolución de sulfúrico; b) El volumen de sulfúrico que se consumirá para que
reacciones todo el bario contenido en la muestra. (Selectividad, septiembre 2010).
35.- Cuando se quema una muestra de 3,15 gramos de antracita (carbón mineral) se
obtienen 5,44 litros de CO2 en condiciones normales. Calcule: a) El porcentaje de
carbono que tiene esa antracita; b) El número de moléculas de dióxido de carbono que
se han producido en la reacción. (Selectividad, septiembre 2010).
36.- El hidrógeno carbonato de sodio se obtiene mediante la reacción: amoniaco(g) +
dióxido de carbono(g) + agua(l) + cloruro sódico (ac)  hidrógeno carbonato sódico(s)
+ cloruro amónico(ac). A) Escriba la reacción ajustada y calcule cuántos litros de
amoniaco, medidos a 5ºC y 2 atm, se necesitarían para preparar 1 Kg de hidrógeno
carbonato sódico, suponiendo un rendimiento del 50 % (Selectividad junio 2012).
37.- La urea CO(NH2) 2 se utiliza como fertilizante y se obtiene mediante la reacción:
2NH3 + CO2  CO(NH2) 2 + H2O. a) Si se obtienen 48,0 g de urea por cada mol de
CO2 que reacciona, ¿cuál es el rendimiento de esta reacción? b) calcular el porcentaje de
nitrógeno en la urea. (Selectividad, septiembre 2013).
9
BLOQUE 2. Estructura atómica y clasificación periódica de
los elementos.
1.- ¿Qué números cuánticos corresponden a un orbital 4d? Y a uno 3s?
2.- Un elemento posee 9 protones y 10 neutrones. ¿Cuál será su peso atómico
aproximado? ¿Cuántos electrones posee? ¿De qué elemento se trata?
3.- Indica cuál o cuáles de los siguientes grupos de tres valores correspondientes a n, l,
m, respectivamente, son permitidos: a)2,0,0; b) 2,1,1; c) 2,2,0; d) 2,1,-1; d) 2,1,0. En los
casos posibles, ¿cómo se llamaría el orbital?
4.- Ordenar por orden creciente de energías los electrones, sin tener en cuenta los
posibles estados degenerados: a) 2,0,0,+1/2; b) 2,0,0,-1/2; c) 2,1,0,+ ½; d) 3,1,1,+1/2; e)
3,2,1,-1/2; f) 3,1,1-1/2; g) 3,1,0,+1/2.
5.- Dados los siguientes elementos e iones, indica su configuración electrónica y
ordenar cada pareja, en orden creciente, según su radio atómico: F y F ; O y O2- ; Mg y
Mg+2; Na y Na+.
6.- Los números encerrados entre paréntesis representan conjuntos de valores de los
números cuánticos n, l, m y s. ¿Cuáles de dichos conjuntos corresponden a orbitales
posibles?. Razona la respuesta:
a) (2,1,2,+1/2); b) (2,1,0,-1/2); c) (2,2,0,+1/2); d) (3,2,-1,-1/2); e) (1,0,1,+1/2);
Determina la estructura electrónica de los iones: Ti4+(Z=22); P3-(Z=15); Cu2+(Z=29);
Se2-(Z=34). (Selectividad, septiembre 1994).
7.- a) Defina los siguientes términos: configuración electrónica, principio de exclusión
de Pauli; regla de Hund y principio de incertidumbre de Heisemberg; b) explique el
significado del símbolo 4d6. (Selectividad, septiembre 1995).
8.- Se tienen cuatro elementos de números atómicos 9, 12, 24 y 30. Determina: a) las
estructuras electrónicas; b) las valencias con que se combinan con el hidrógeno y con el
oxígeno; c) el carácter metálico o no metálico de estos elementos; d) ordénalos por
orden creciente de sus potenciales de ionización. (Selectividad, septiembre 1995).
9.- a) ¿Qué es un nivel de energía? Explica la diferencia entre estado fundamental y
estado excitado; b) a partir de las configuraciones electrónicas correspondientes, explica
la valencia +1 del sodio, +2 del magnesio y +3 del hierro. (Selectividad, junio 1996).
10.- a) Enuncie el principio de exclusión de Pauli; b) explique cuáles de las siguientes
configuraciones electrónicas no son posibles, de acuerdo con este principio: 1)
1s22s22p4; 2) 1s22s22p63s3; 3) 1s23p1; 4) 1s22s22p63s23p10. (Selectividad, junio 1997).
11.- ¿Qué se quiere decir cuando se expresa que un átomo está excitado? ¿Este átomo
gana o pierde energía?; b) explica en qué consiste el efecto Zeeman. ¿Qué número
cuántico es necesario introducir para explicar este efecto? (Selectividad, junio 1998).
10
12.- Justifique razonadamente: a) si es mayor la primera o la segunda energía de
ionización para el átomo de Mg; b) Si es mayor la primera o la segunda afinidad
electrónica del oxígeno. (Selectividad, septiembre 1998).
13.- Dados cuatro elementos de números atómicos 9, 12, 15 y 24, determina: a) Sus
configuraciones electrónicas; b) explica la valencia que los elementos Z=9 y Z=12
tendrán frente al hidrógeno; c) explica las valencias que el elemento Z=15 tiene frente al
oxígeno; d) razona la valencia +6 del elemento Z=24 tiene frente al oxígeno.
(Selectividad, septiembre 1998).
14.- Analogías y diferencias entre los modelos atómicos de Rutherford y Bohr.
(Selectividad, junio 1999).
15.- Explique brevemente: a) el concepto de orbital atómico; b) el significado del
espectro de emisión de un elemento químico. (Selectividad, septiembre 2000).
16.- a) Enuncie los postulados en lo que se basa el modelo atómico de Bohr; b) ¿qué se
entiende por electrones de valencia y electrones internos? ¿Cómo afectan unos y otros al
comportamiento de un átomo? (Selectividad, junio 2001).
17.- A dos elementos químicos les corresponden los números atómicos 17 y 55. a)
Escriba sus configuraciones electrónicas; b) justifique su carácter metálico y no
metálico; c) razone cuál es más electronegativo; d) razone cuál tiene mayor volumen
atómico. (Selectividad, septiembre 2001).
18.- Explique qué son los números cuánticos, qué valores pueden tomar y qué significan
estos valores respecto al estado de un electrón en la corteza atómica. (Selectividad,
septiembre 2001).
19.- a) ¿Cuántos orbitales p existen en un nivel de número cuántico principal n=2?
Razone la respuesta; b) escriba la configuración electrónica del azufre (Z=16),
indicando en qué principios se basa la construcción de dicha configuración.
(Selectividad, septiembre 2003).
20.- Sea el elemento de Z=20. Explique de manera razonada: a) su
electrónica, su nombre y el tipo de elemento que es; b) su situación
periódico y cite otro elemento de su mismo grupo; c) las valencias más
puede presentar; d) cuáles son los números cuánticos de su electrón
(Selectividad, junio 2004).
configuración
en el sistema
probables que
diferenciador.
21.- a) Definir radio atómico y radio iónico; b) de las dos secuencias siguientes, razonar
cuál se corresponde con la ordenación correcta según sus radios atómicos: I) Be2+ <
Li+ < F- < N3- ;
II) Li+ < Be2+ < N3- < F- .(Selectividad, septiembre 2004).
22.- Dados los elementos de números atómicos 19, 23 y 48, a) escriba la configuración
electrónica del estado fundamental de estos elementos; b) explique si el elemento de
número atómico 30 pertenece al mismo periodo y/o al mismo grupo que los elementos
anteriores. (Selectividad, septiembre 2004).
11
23.- Considere las siguientes configuración electrónicas en estado fundamental: 1) 1s2
2s2 2p7; 2) 1s2 2s3 ; 3) 1s2 2s2 2p5; 4) 1s2 2s2 2p6 3s1 ; a) razone cuáles cumplen el
principio de exclusión de Pauli; b) deduzca el estado de oxidación más probable de los
elementos cuya configuración sea correcta. (Selectividad, junio 2005, junio 2012).
24.- Los únicos elementos de los metales de transición que presentan carga +1 en sus
iones son Cu, Ag y Au. Explicar este hecho.(Selectividad, junio 2006).
25.- La configuración electrónica del Zn es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2. Indicar: 1)
Su número atómico; 2) el periodo en el que se encuentra; 3) su valencia iónica y 4) el
nombre del grupo de metales al que pertenece. (Selectividad, septiembre 2006).
26.- De los elementos cuyos números atómicos son 19, 34, 12, 48 y 22, indicar cuáles se
encuentran en el mismo periodo y cuáles en el mismo grupo que el elemento Z=30.
(Selectividad, junio 2007).
27.- Justificar el hecho de que en el tercer periodo de la Tabla Periódica haya ocho
elementos y en el quinto dieciocho. (Selectividad, junio 2007).
28.- a) Definir energía de ionización y afinidad electrónica; b) Las especies H, He+ y
Li2+ poseen un solo electrón. Razonar cuál de ellas poseerá: 1) la mayor energía de
ionización; 2) el mayor radio. Números atómicos: H = 1; He = 2 y Li = 3. (Selectividad,
septiembre 2007).
29.- El primer y segundo potencial de ionización para el átomo de litio son,
respectivamente, 520 y 7300 kJ/mol, a) Explique la gran diferencia existente entre
ambos valores de energía; b) ¿Cómo varía el potencial de ionización para los elementos
de un mismo grupo? Razone la respuesta. (Selectividad, junio 2008)
30.- a) Escriba las configuraciones electrónicas del estado fundamental de los átomos e
iones siguientes: N3-, Mg2*, Cl-, K+ y Fe; b) ¿Cuáles de ellos son isoelectrónicos?
¿Existen en algún caso electrones desapareados? (Selectividad, junio 2009).
31.- Los elementos A, B, C y D tienen números atómicos 12, 14, 17 y 37,
respectivamente; a) Escriba la configuración electrónica de A 2+, B, C- y D; b) ¿Es el
elemento A el más electronegativo? Razone la respuesta. (Selectividad, junio 2010).
32.- Los átomos X, Y y Z tienen las siguientes configuraciones: X = 1s2 2s2p1; Y= 1s2
2s2p5 y Z = 1s2 2s2p6 3s2; a) indique el grupo y el periodo en el que se encuentran; b)
ordénelos, razonadamente, de menor a mayor electronegatividad; c) ¿Cuál es el de
mayor energía de ionización? (Selectividad, junio 2010).
33.- El 38Sr88 es el isótopo más abundante del estroncio en la naturaleza, a) escribir la
configuración electrónica de este metal; b) indicar el periodo y el grupo en el que se
encuentra este elemento; c) razonar el número de protones y neutrones que hay en el
núcleo de este isótopo; d) indicar los números cuánticos m, l y m del electrón
diferencial del Sr. (Selectividad, septiembre 2010).
34.- Considere los elementos yodo, cloro y bromo. Escriba la configuración electrónica
de los tres y asigne, razonadamente, a cada uno de ellos los valores del potencial de
12
ionización: 10,4; 11,8 y 13,1 eV. Dato: números atómicos I: 53; Cl: 17; Br: 35.
(Selectividad, septiembre 2010).
35.- Los elementos X, Y y Z tienen números atómicos 13, 20 y 35, respectivamente. a)
Escriba la configuración electrónica de cada uno de ellos; b) ¿Serían estables los iones
X2+, Y2+ y Z2-? Justifique las respuestas. (Selectividad, septiembre 2010).
36.- Escriba la configuración electrónica del estado fundamental de los átomos e iones
Ca2+ (Z=20), Br- (Z=35), Ar (Z=18) y S2- (Z=16); b) ¿Cuál de ellos son isoelectrónicos?;
c) ¿Hay algún caso en el que existan electrones desapareados? (Selectividad, junio
2011).
37.- Sean los elementos A, B, C, D y E cuyos números atómicos son 2, 11, 9, 12 y 13,
respectivamente. Justificar cual es el elemento que: a) Es más electronegativo; b) es un
gas noble; c) es un metal alcalino; d) presenta valencia 3; e) puede formar un nitrato
cuya fórmula es X(NO3) 2. (Selectividad, junio 2011).
38.- a) El modelo atómico de Bohr viola el Principio de incertidumbre de Heisemberg,
¿de qué manera? b) defina afinidad electrónica y justifique por qué los metales alcalinos
tienen mayor afinidad por los electrones que los metales alcalinotérreos. (Selectividad,
septiembre 2012).
39.- Escribir las configuraciones electrónicas de los elementos oxígeno, magnesio,
escandio y hierro y las de los iones más frecuentes de cada uno de los elementos
anteriores. Números atómicos O:8; Mg:12; Sc:21; Fe:26 (Selectividad, junio 2013).
40.- Justificar si los siguientes grupos de tres número cuánticos n, l y m,
respectivamente, son o no permitidos. En caso afirmativo, indicar a qué tipo de orbital
corresponde según los valores de n y l: a) 4,2,-2; b) 3,1,0; c) 3,1,2; d) 3,2-1; e) 2,1,0.
(Selectividad, junio 2014).
41.- a) Indicar el grupo y periodo del Sistema Periódico en el que se encuentran los
siguientes átomos neutros: 1) 1s22s22p1; 2) 1s22s22p5; 3) 1s22s22p63s2; b) definir
electronegatividad de un elemento y, razonadamente, ordenar los elementos anteriores
de menor a mayor electronegatividad; c) definir energía (o potencial) de ionización y
razonar cuál de los tres elementos anteriores es el de mayor energía de ionización.
(Selectividad, junio 2014).
13
BLOQUE 3. Enlace químico y propiedades de las sustancias.
1.- Teniendo en cuenta la hibridación que puedan presentar, explicar razonadamente la
geometría de los siguientes compuestos: etano; eteno y etino.
2.- Dados los elementos Bromo y Sodio, indicar: a) configuración electrónica de cada
uno de ellos; b) tipos de enlace consigo mismo y entre sí.
3.- Explica: a) ¿Por qué el diamante no conduce la electricidad y el grafito sí?; b) ¿Por
qué los cristales metálicos son dúctiles y maleables y los iónicos no? (Selectividad,
junio 1994).
4.- a) Se tiene cuatro átomos arbitrarios D, E, F, G. Sus electronegatividades son D=3,8;
E=3,3; F= 2,8 y G= 1,3. Si los átomos de estos elementos forman los enlaces DE, DG,
EG y FG, ¿cómo ordenarías estos enlaces, en orden creciente de su carácter covalente?;
b) ¿Qué es potencial de ionización? ¿Cómo varía su valor en la tabla periódica?
(Selectividad, junio 1994).
5.- a) Define los siguientes conceptos: potencial de ionización, afinidad electrónica,
electronegatividad y radio iónico; b) Teoría de bandas del enlace metálico. Explica
brevemente las bandas de un conductor, un semiconductor y un aislante. (Selectividad,
junio 1994).
6.- ¿A qué se llaman iones isoelectrónicos? De estos: 8O2-; 19K+; 12Mg2+ y 15P3-,
¿quiénes lo son?; b) enumera las propiedades de los siguientes tipos de sólidos: iónicos,
covalentes y metálicos. (Selectividad, junio 1995).
7.- a) Señale las características esenciales del método de repulsión de pares de
electrones (RPECV); b) Indique la geometría, utilizando la citada teoría, de las
siguientes especies: BH3; H2O; SiH4 y ZnCl2. (Selectividad, septiembre 1995).
8.- Representa las estructuras de Lewis para las siguientes moléculas e iones: NH3; S22-;
b) Razona, teniendo en cuenta la configuración electrónica, por qué el radio atómico del
20Ca es mayor que el del 12Mg. (Selectividad, septiembre 1996).
9.- Un compuesto está formado por dos elementos. ¿Cuáles de las siguientes
propiedades es la mejor indicación de si el enlace en este compuesto es iónico o
covalente? Justifica la respuesta: a) X es casi insoluble en agua; b) X no conduce la
electricidad cuando está en estado sólido; c) X es un sólido cristalino; d( X no conduce
la electricidad cuando está fundido. (Selectividad, septiembre 1996).
10.- a) De la configuración electrónica del Sc 1s22s22p63s23p63d14s2, deduce: número
atómico, periodo en que se encuentra, valencia iónica, número de protones y a que
grupo de metales pertenece; b) explique que entiende por índice de coordinación en un
cristal e indique cuánto vale éste en una de las estructuras cúbicas. (Selectividad, junio
1997).
11.- a) ¿Por qué el número de elementos de cada serie de transición interna es de 14? ¿A
qué es debido que sus propiedades químicas sean prácticamente iguales?; b) explica
14
brevemente la polaridad del enlace covalente y pon un ejemplo de molécula donde
tenga lugar ésta. (Selectividad, septiembre 1997).
12.- a) Explica la hibridación sp2 del carbono e ilústrala con un ejemplo. Número
atómico del carbono Z=6; b) dadas las siguientes configuraciones electrónicas ordénalas
de forma que aumente gradualmente el valor del primer potencial de ionización e indica
cuál es el elemento más electronegativo:
1. 1s22s22p5; 2) 1s22s22p6; 3) 1s22s22p63s1; 4) 1s22s22p63s2. (Selectividad,
septiembre 1999).
13.- A partir de las teorías que describen el enlace metálico, explique las siguientes
propiedades: a) conductividad eléctrica; b) ductilidad y maleabilidad. (Selectividad,
junio 2000).
14.- a) Qué es la energía reticular de un compuesto iónico?; b) ¿De qué factores
depende?; c) ¿por qué el cloruro sódico es soluble en agua?; d) ¿conduce la electricidad
el cloruro de sodio sólido? ¿Y disuelto en agua? Razone la respuesta. (Selectividad,
septiembre 2000)
15.- Explique el concepto de hibridación y aplíquelo al caso del carbono en el CH4 y el
C2H4. Número atómicos: C: 6; H: 1. (Selectividad, junio 2001).
16.- Conteste razonadamente: a) ¿Qué tipo de enlace N-H existe en el amoniaco? ¿Y
entre los átomos de K en el potasio sólido? b) ¿Qué fuerzas hay que romper para fundir
el bromuro potásico sólido? ¿Y para fundir el yodo (I2) sólido? (Selectividad, junio
2002).
17.- Discuta si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: a) Todos los
compuestos covalentes tienen bajos puntos de fusión y ebullición; b) Todas las
moléculas que contienen hidrógeno pueden unirse a través de enlaces de hidrógeno
intermoleculares. (Selectividad, junio 20039.
18.- a) Escriba las estructuras de Lewis de las siguientes sustancias: BeF2; N2; CCl4;
C2H2. Números atómicos: Be=4; F=9; N=7; C=6; Cl=17; H=1. b) Razone si la reacción
entre un metal y un no metal puede dar lugar a un compuesto con enlace fuertemente
covalente. (Selectividad, septiembre 2003).
19.-Para las siguientes especies: F2; NaCl; CsF; H2S; AsH3; SiH4, explique
razonadamente: a) cuáles tendrán enlaces covalentes puros; b) cuáles tendrán enlaces
covalentes polares; c) cuáles tendrán enlaces iónicos; d) ¿cuál será el enlace con mayor
carácter iónico. Datos: electronegatividades de Pauling: F=4,0; Na=0,9; Cl=3,0; Cs=0,7;
H=2,1; S=2,5; As=2,0; Si=1,8. (Selectividad junio 2004).
20.- Dadas las siguientes sustancias: CS2 (lineal), HCN (lineal), NH3 (piramidal) y H2O
(angular), a) escriba sus estructuras de Lewis; b) justifique su polaridad. Datos: números
atómicos: C=6; S=16; N=7; O=8; H=1. (Selectividad, junio 2005).
21.- Justificar el hecho de que la covalencia del flúor sea 1 y la del cloro pueda ser 1, 3,
5 y 7. (Selectividad, junio 2006).
15
22.- Explicar la hibridación del carbono en el etino (HCCH). Números atómicos H =
1; C = 6. (Selectividad, septiembre 2006).
23.- El CCl4 es un líquido de bajo punto de ebullición. ¿Será un compuesto iónico o
molecular? Razonar la respuesta. (Selectividad, junio 2007).
24.- a) Enumerar 4 propiedades características de los compuestos iónicos; b) Mediante
un diagrama de Lewis, representar las moléculas HC-Cl3 y Cl-HC = CH-Cl. Números
atómicos: H=1, C = 6 y CI = 17. (Selectividad, septiembre 2007).
25.- Definir momento dipolar de enlace y momento dipolar de una molécula. Explicar
cada caso con un ejemplo. (Selectividad, septiembre 2007).
26.- Considere las moléculas OF2, BI3, CCl4 y C2H2, a) Escriba sus fórmulas de Lewis;
b) Indique sus geometrías. Números atómicos: H:1; B: 5; C:6; O:8; F: 9; Cl: 17; I: 53.
(Selectividad, junio 2008).
27.- a) Escribir las estructuras de Lewis, predecir la geometría y razonar la polaridad de
la molécula CH3Cl. Electronegatividades: C = 2,5; H = 2,1; C l= 3,0; b) Considere las
configuraciones electrónicas en el estado fundamental: 1ª) 1s2 2s2 2p7; 2ª) 1s2 2s3; 3ª)
1s2 2s2 2p5; 1s2 2s2 2p6 3s1. Razones cuáles de ellas cumplen el principio de exclusión
de Pauli y deduzca el estado de oxidación más probable de los elementos cuya
configuración sea correcta. (Selectividad, septiembre 2008).
28.- a) Deduzca la geometría de las moléculas BF3 y NH3. Comente las diferencias, si
las hay, justificando sus afirmaciones; b) Cuatro elementos se designan arbitrariamente
como A, B, C y D: Sus electronegatividades son 3,0; 2,8; 2,5; y 2,1 respectivamente. Si
se forman las moléculas AB, AC, AD y BD: 1) Clasifíquelas en orden creciente por su
carácter covalente. Justifique su respuesta. 2) ¿Cuál será la molécula más polar?
Justifique la respuesta. Datos: números atómicos N:7; B:5; F:9. (Selectividad, junio
2010).
29.- a) Indicar los números cuánticos que definen el orbital que ocupa el electrón
diferencial del 23V y escribir la configuración electrónica del ión V3+; b) características
que presentan los sólidos metálicos. (Selectividad, junio 2010).
30.- Considere las siguientes moléculas: H2O, HF, H2, CH4 y NH3. Conteste
justificadamente a cada una de las siguientes cuestiones: a) ¿Cuál o cuáles son apolares?
b) ¿Cuál presenta enlaces más polares? c) ¿Cuál presenta enlaces menos polares? d)
¿Cuál o cuáles pueden presentar enlaces de hidrógeno? (Selectividad, junio 2012).
31.- a) Razonar qué hibridación presenta el átomo de Oxígeno (Z=8) en la molécula de
agua; b) explicar la geometría y polaridad de la molécula de agua. (Selectividad, junio
2013).
32.- a) Escribir las configuraciones electrónicas de los átomos e iones siguientes: N3-,
Mg2+, Fe y Si, indicando cuáles son isoelectrónicos; b) ¿Por qué la molécula de BCl3 es
apolar si los enlaces B-Cl son polares? números atómicos: N=7; Mg=12; Fe= 26; Si=14.
(Selectividad, septiembre 2013).
16
33.- a) Definir el concepto de fuerzas intermoleculares. Indicar dos tipos de estas
fuerzas; b) explicar razonadamente que tipo de enlace químico debe romperse o que tipo
de fuerza intermolecular hay que vencer para fundir las siguientes especies: 1) cloruro
sódico (NaCl); 2) dióxido de silicio (SiO2); 3) hielo y 4) aluminio. (Selectividad,
septiembre 2013).
34.- Para las moléculas BF3 y CHF3, a) escribir sus estructuras de Lewis; b) establecer
su geometría molecular, indicando la hibridación del átomo central; c) justificar la
polaridad de ambas moléculas. Números atómicos: H:1; B:5; C:6; F:9. (Selectividad,
junio 2014).
35.- a) Citar ejemplos de moléculas que contengan: 1) un carbono con hibridación sp; 2)
boro con hibridación sp2; 3) carbono con hibridación sp3; 4) nitrógeno con hibridación
sp3; b) explicar brevemente por qué el agua disuelve a los compuestos iónicos mientras
el CCl4 no lo consigue. (Selectividad, julio 2014)
17
BLOQUE 5. Transformaciones energéticas en las reacciones
químicas. Espontaneidad de las reacciones químicas.
1.- Hallar el calor de formación del butano(g) sabiendo que su calor de combustión es
de -2876 kJ/mol, el calor de formación del dióxido de carbono(g) es de -393 kJ/mol y el
calor de formación del agua líquida es -285 kJ/mol.
2.- La entalpía de formación del tolueno(g) es de + 50 kJ/mol y las entalpías de
formación del dióxido de carbono(g) y del agua(l) son, respectivamente -393 kJ/mol y 286 kJ/mol. ¿Cuánto calor se desprende en la combustión completa de 23 gramos de
tolueno? El tolueno es C7H8.
3.- Los calores de formación del carbonato cálcico(s), óxido de calcio(s) y dióxido de
carbono(g), valen, respectivamente -1206, -635 y -393 kJ/mol. Calcula el calor de la
reacción correspondiente a la disociación térmica del carbonato cálcico.
Sabiendo que el calor de combustión de un carbón mineral vale -2000 Kcal/Kg, calcular
el consumo de este carbón que se requiere para obtener una tonelada de cal viva (óxido
de calcio) en el supuesto que el aprovechamiento térmico del horno sea del 60%.
4.- Sabiendo que el calor de neutralización de un ácido con una base es de -57,3 kJ/mol,
calcular el calor que se desprenderá al neutralizar 20 ml de ácido sulfúrico 0,5 Molar
con una disolución de hidróxido sódico 0,1 Molar.
5.- Dadas las siguientes reacciones:
Yodo(g) + Hidrógeno (g)  Yoduro de hidrógeno (gas) + 3,34 kJ
Yodo(s) + Hidrógeno (g) Yoduro de hidrógeno (g) - 50,15 kJ.
Yodo(g) + Hidrógeno (g)  Yoduro de hidrógeno (disol. ac.) + 112,02 kJ
Calcular: a) el calor molar de disolución del yoduro de hidrógeno(g); b) el calor que
habrá que aportar para disociar en sus componentes el yoduro de hidrógeno contenido a
25ºC en un matraz de 750 ml. A la presión de 800 mm de Hg.
6.- Dadas las siguientes entalpías de reacción: combustión del carbono(grafito): -393,13
kJ/mol; combustión del metano(g): -889,5 kJ/mol; formación del agua líquida: -285,5
kJ/mol, calcular el calor de formación del metano, así como el calor y el volumen de
dióxido de carbono, medido a 25ºC y 1 atm de presión, que se producen al quemar 100
gramos de metano.
7.- Las de entalpías formación, en condiciones standard, del agua líquida y del
monóxido de carbono(g) valen, respectivamente, -264,7 kJ/mol y -110,4 kJ/mol.
Calcula la variación de entalpía en condiciones estándar para la reacción: agua(l) más
carbón(s) para dar monóxido de carbono(g) e hidrógeno(g). Calcular también el calor
absorbido o desprendido en la obtención de tres litros de hidrógeno, medidos en
condiciones normales.
18
8.- Calcula la variación de entalpía de la reacción de hidrogenación del eteno para dar
etano, sabiendo la energía media de los enlaces: C=C: 611 kJ/mol; H-H: 436 kJ/mol; CC: 347 kJ/mol y C-H 415 kJ/mol. Así mismo calcular la variación de la entalpía de
dicha reacción sabiendo que los calores de formación del etano y del eteno son,
respectivamente, -84,7 y + 52,3 kJ/mol.
9.- Calcula la energía media de enlace a 25ºC en el amoniaco, a partir de los siguientes
datos: calor de formación estándar para el amoniaco(gas) –11,04 Kcal./mol; calor de
disociación estándar para el nitrógeno (gas): 226 Kcal./mol y calor de disociación
estándar del hidrógeno (gas) 104,21 Kcal./mol.
10.- Calcula la afinidad electrónica del cloro con los siguientes datos: Energía reticular
del cloruro de sodio: -769 kJ/mol; energía de ionización del sodio: 493,7 kJ/mol;
energía de formación del cloruro de sodio: -411 kJ/mol; energía de disociación del cloro:
242,6 kJ/mol; energía de sublimación del sodio: 107,5 kJ/mol.
11.- Calcula la energía reticular del fluoruro de sodio, a partir de los siguientes datos:
Energía de ionización del sodio: 118,7 Kcal./mol; calor de sublimación del sodio: 23,5
Kcal./mol; energía de disociación del flúor: 47,4 Kcal./mol; afinidad electrónica del
flúor: -90 Kcal./mol; calor de formación del fluoruro de sodio: -136,6 Kcal./mol.
12.- Calcula la energía reticular del cloruro de calcio a partir de los siguientes datos:
calor de formación del cloruro cálcico: -190 Kcal./mol; potencial de la primera
ionización del calcio: 140,9 Kcal./mol; potencial de la segunda ionización del calcio:
274 Kcal./mol; energía de disociación del cloro: 58 Kcal./mol; calor de sublimación del
calcio 40,8 Kcal./mol; afinidad electrónica del cloro: -84 Kcal./mol.
13.- a) Calcule el Go para las siguientes reacciones a 25ºC:
1. N2(g) + O2(g)  2NO(g)
2. 2 C2H2(g) + 5 O2(g)  4 CO2(g) + 2 H2O(g)
b) A partir de los siguientes valores de H y S, prediga cuáles de las reacciones serían
espontáneas a 50ºC. Si no lo son ¿a qué temperatura pueden hacerse espontánea cada
reacción? Reacción A: H =10,5 kJ, S =30j/K; reacción B: H=-126kj, S=84 j/K.
Datos: Gfo NO(g) = 86,7 kJ/mol; C2H2(g) =209,2 kJ/mol; CO2(g)=-394,4 kJ/mol;
H2O(g)=-237,2 kJ/mol.
14.- a) Explique lo que significa que un proceso sea espontáneo. ¿Lo es disolver sal de
mesa (NaCl) en sopa caliente? ¿Por qué?; b) defina la energía libre. ¿Cuáles son sus
unidades? (Selectividad, septiembre 1994).
15.- a) Defina entalpía de combustión y formule la reacción de combustión del buteno;
b) al quemar un hidrocarburo saturado la relación de masas de CO2 y H2O obtenida es
55/27. ¿De qué alcano se trata? (Selectividad, junio 1995, septiembre 1996).
16.- a) Define la entropía y razona cómo cambia ésta en los procesos: 1) un sólido se
funde; 2) un líquido se congela; 3) un líquido hierva; 4) un vapor se condensa; b) las
entalpías normales de formación del butano, dióxido de carbono y agua líquida son: 19
126,1; -393,7 y –285,9 kJ/mol, respectivamente. Calcula el calor desprendido en la
combustión total de 3 Kg de butano. (Selectividad, septiembre 1995).
17.- a) Calcula el calor de formación del propano, a partir de los siguientes datos: calor
de combustión del propano: -2240 kJ/mol; calor de formación del dióxido de carbono: 393 kJ/mol; calor de formación del agua líquida: -286 kJ/mol; b) ¿Cuántas calorías se
desprenden cuando se queman 440 gramos de propano? (Selectividad, junio 1996).
18.- La entalpía de combustión de un compuesto orgánico, de fórmula C5H12O2 es –
2540 kJ/mol. Sabiendo que la entalpía estándar de formación del CO2 es –394 kJ/mol y
la del H2O es –242 kJ/mol, calcule la entalpía de formación de dicho compuesto.
(Selectividad, septiembre 1998).
19.- a) Determine la variación de entalpía que se produce durante la combustión del
etino C2H2(g). Para ello se dispone de las entalpías estándar de formación, a 25ºC, del
H2O(l), CO2 (g) y C2H2(g) que son, respectivamente, -284 kJ/mol, -393 kJ/mol y –230
kJ/mol; b) calcule el calor desprendido cuando se queman 26 Kg de etino. (Selectividad,
septiembre 1999).
20.- En la combustión en condiciones estándar de 1 gramo de etanol se desprenden 29,8
kJ. Por otra parte, en la combustión de 1 gramo de ácido acético, se desprenden 14,5 kJ.
Con estos datos, calcule la entalpía estándar de la reacción siguiente: CH3-CH2OH + O2
 CH3-COOH + H2O. (Selectividad, junio 2000).
21.- Para la reacción de formación del agua, se sabe que Ho = -241,8 kJ.mol-1 e So = 44,4.10-3 kJ.K-1. mol-1, a) ¿Cuál es la energía libre de formación del agua en condiciones
estándar (25ºC y 1 atm)?; b) razone a qué temperatura será espontánea la formación del
agua, y a cuáles no lo será, suponiendo que H e S no varían con la temperatura.
(Selectividad, septiembre 2000).
22.- Conteste razonadamente: a) ¿Puede ser espontánea una reacción endotérmica? En
caso afirmativo, ¿en qué condiciones?; b) Ordene según su entropía, de forma razonada:
1 g de hielo, 1g de vapor de agua y 1 g de agua líquida. (Selectividad, junio 2001).
23.- La reacción de descomposición del clorato potásico para dar cloruro potásico y
oxígeno tiene una entalpía estándar de -22,3 kJ por mol de clorato potásico. Conociendo
también la entalpía estándar de formación del cloruro potásico, que es – 436 kJ/mol,
calcule la entalpía estándar de formación del clorato potásico. Interprete el signo de la
entalpía calculada. Nota: escriba todas las reacciones implicadas. (Selectividad, junio
2001).
24.- a) Calcule la variación de la entalpía estándar correspondiente a la disociación del
carbonato de calcio, trioxocarbonato(IV) de calcio, sólido, en óxido de calcio, sólido, y
dióxido de carbono gaseoso. ¿Es un proceso exotérmico o endotérmico? Razone la
respuesta. Datos Hfo CaCO3= -1206,9 kJ/mol; Hfo CO2 = - 393,13 kJ/mol; Hfo CaO
= -635,1 kJ/mol. Nota: escriba todas las reacciones implicadas. b) ¿Qué volumen de
CO2, en condiciones normales, se produce al descomponerse 750 g de CaCO3?
(Selectividad, junio 2002).
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25.- a) Para que una reacción química sea espontánea, ¿es suficiente con que sea
exotérmica? Razone la respuesta. b) Enunciar la ley de Hess y comente alguna de sus
aplicaciones. (Selectividad, junio 2003).
26.- La reacción de fotosíntesis de la glucosa es la siguiente: 6CO2(g) + 6 H2O (l) 
C6H12O6 (s) + 6 O2(g); H= 2813 kJ. Determine el valor de la entalpía estándar de
formación de la glucosa, si las entalpías estándar de formación del agua líquida y del
dióxido de carbono gaseoso son -303,5 y -285,8 kJ/mol, respectivamente. Interprete el
signo de la entalpía calculada. Nota: escriba todas las reacciones implicadas.
(Selectividad, septiembre de 2003).
27.- Calcule la entalpía estándar de formación del acetileno, C2H2, e interprete su signo,
conocidos los siguientes datos: entalpía estándar de formación del H2O (l), -286 kJ/mol,
entalpía estándar de formación del CO2(g), -393 kJ/mol; entalpía estándar de
combustión del acetileno, -1300 kJ/mol. Nota: escriba todas las reacciones implicadas.
(Selectividad, junio 2004)
28.- Las entalpías de combustión estándar del eteno, C2H4(g) y del etanol, C2H5OH (l),
valen -1411 y -764 kJ/mol, respectivamente. Calcular: a) La entalpía en condiciones
estándar de la reacción: C2H4(g) + H2O(l) C2H5OH (l). b) La cantidad de energía
absorbida o cedida al sintetizar 75 gramos de etanol a partir de eteno y agua.
(Selectividad, septiembre 2004).
29.- Determinar a qué temperatura es espontánea la reacción: N2(g) + O2(g)  2NO
(g) + 180,8 kJ. Datos So (NO) = 0,21; So (O2)= 0,20; So (N2) = 0,19 kJ.mol-1.K-1.
Hfo (NO) = 90,4 kJ/mol(Selectividad, junio 2005 y 2008).
30.- Calcular la variación de energía interna para la reacción de combustión del benceno
(C6H6(l)) si el proceso se realiza a presión de 1 atm y 25 ºC. Entalpías de formación,
Ho : CO2(g) = -393 kJ/mol; H2O(l) = - 286 kJ/mol; C6H6(l) = + 49 kJ/mol. (Selectividad,
junio 2006).
31.- a) Enunciar la ley de Hess. ¿Qué aplicación tiene esta ley? b) Decir que una
reacción A es más exotérmica que otra B ¿significa que las entalpías de formación de
los productos finales son en el caso A más negativas que en el B? Razonar la respuesta.
(Selectividad, septiembre 2006).
32.- Explicar que diferencias hay entre entalpía de reacción y entalpía de formación.
(Selectividad, junio 2007).
33.- Dada la reacción: 2CH3OH (l) + 3 O2 (g)  4H2O (l) + 2 CO2(g) Ho = 1552,8 kJ Demostrar que el proceso es espontáneo en condiciones estándar ( 1 atm y
25ºC).
Datos: entropías estándar: CH3OH (l) = 126,8Jmol-1 K-1; O2 (g) = 205,0 Jmol-1 K-1; H2O
(l) = 70,0 J mol-1 K-1 CO2(g) = 213,7 J mol-1 K-1 (Selectividad, junio 2007).
34.- Con los datos de las siguientes reacciones:
1) I2 (g) + H2 (g) ↔ 2 HI(g) ΔH1 = - 0,40 Kcal/mol
2) I2 (g) + H2 (g) ↔ 2 HI(g) ΔH2 = + 6,0 Kcal/mol
3) I2 (g) + H2 (g) ↔ 2 HI(ac) ΔH3 = - 13,4 Kcal/mol
21
Calcular: a) Entalpía de sublimación del yodo; b) Entalpía de disolución del yoduro de
hidrógeno. (Selectividad, septiembre 2007).
35.- Calcular el calor desprendido en la formación de 90 gramos de ácido acético (CH3COOH). Entalpías estándar de combustión (expresadas en kJ/mol): C(s) = -393,4; H2(g) =
-241,8; CH3-COOH(l) = -870,3. (Selectividad, septiembre 2008).
36.- La gasolina puede ser considerada como una mezcla de octanos (C8H18). Sabiendo
que las entalpías estándar de formación: H2O(g) = - 242 kJ/mol; CO2(g) = - 393 kJ/mol y
C8H18(l) = - 250 kJ/mol, a) escriba la reacción de combustión y calcule su entalpía; b)
calcule la entalpía liberada en la combustión de 5 L de gasolina cuya densidad es de 800
kg/m3. (Selectividad, junio 2009).
37.- Sabiendo que las entalpías estándar de combustión del C6H14 líquido, C sólido e H2
gas son de -4192,0, -393,1 y -285,8 kJ.mol-1, respectivamente, calcular: a) la entalpía de
formación del hexano líquido a 25ºC; b) el número de moles de hidrógeno consumidos
en la formación del C6H14 líquido cuando se han liberado 30 kJ. (Selectividad, junio
2010).
38.- El sulfuro de cinc al tratarlo con oxígeno reacciona según: 2 ZnS(s) + 3O 2(g) 
2ZnO(s) + 2 SO2(g). Si las entalpías de formación de las diferentes especies (expresadas
en kJ/mol) son ZnS: -184,1; SO2: -70,9; ZnO: -349,3, a) ¿Cuál será el calor, a presión
constante de una atmósfera, que se desprenderá cuando reaccionen 17 gramos de sulfuro
de cinc con exceso de oxígeno? B) ¿Cuántos litros de SO2, medidos a 25ºC y una
atmósfera, se obtendrán? (Selectividad, junio 2010).
39.- ¿Qué cantidad de calor hay que suministrar a una tonelada de piedra caliza del 80%
de pureza en carbonato cálcico para descomponerla totalmente en óxido de calcio y
dióxido de carbono? Entalpías de formación CaCO3: -289 Kcal/mol; CO2: -94 Kcal/mol;
CaO: -152 Kcal/mol (Selectividad, septiembre 2010).
40.- a) Definir proceso reversible, entropía, función de Gibbs y proceso espontáneo; b)
¿Qué relación hay entre Kc y Kp? ¿Cuándo coinciden? (Selectividad, septiembre 2010).
41.- Dada la reacción 2CH3OH(l) + 3 O2(g)  2 CO2(g) + 4H2O(l); H= - 1552,8 kJ.
Indicar si el proceso es espontáneo en condiciones estándar (1 atm y 25ºC). Suponga el
sistema en equilibrio. Justifique cómo afectaría al equilibrio un aumento de presión y un
aumento de temperatura. Entropías estándar: CH3OH(l) = 126,8 J/mol.K; O2 (g) = 205,0
J/mol.K; CO2 (g) = 213,7 J/mol.K H2O(l) = 70,0 J/mol.K(Selectividad, septiembre
2010).
42.- Calcule la entalpía de formación del eteno, a partir de los valores de las entalpías de
combustión siguientes: Hoc (eteno): -1409 kJ/mol; Hoc (carbono): -394 kJ/mol; Hoc
(hidrógeno): - 286 kJ/mol; b) Comente el significado del signo de la entalpía calculada.
(Selectividad, junio 2011).
43.- La fermentación alcohólica supone la transformación de la glucosa en etanol y
dióxido de carbono según la reacción: C6H12O6 (s)  2 C2H6O (l) + 2 CO2 (g). El Ho
para esta reacción es -69,4 kJ/mol. a) ¿Será espontáneo el proceso a cualquier
22
temperatura? Justifique la respuesta; b) Calcule la energía puesta en juego para obtener
5,00 g de etanol. (Selectividad, junio 2012)
44.- Sabiendo que las Ho de formación del CO(g) y la del CH3OH (l) son,
respectivamente -110,5 kJ/mol y – 239,0 kJ/mol y que la entropía estándar del CO(g) es
197,5 J/mol.K, la del H2(g) es 130,5 J/mol.K y la del CH3OH (l) es 127,0 J/mol.K,
calcule si a 25ºC el proceso CO(g) + 2H2(g)  CH3OH es o no es espontáneo.
(Selectividad, junio 2012).
45.- Conociendo las entalpías estándar de formación del C4H10(g) (butano), CO2(g)
(dióxido de carbono) y H2O(l) (agua) son, respectivamente, -126,15; -393,51 y -285,86
kJ.mol-1, calcular: a) entalpía de combustión del butano; b) ¿qué cantidad de calor (en
Kj) suministrará una bombona conteniendo 3 Kg de butano? c) determinar el volumen
de oxígeno, medido en condiciones normales, que se consumirá en la combustión de
todo el butano contenido en la bombona. (Selectividad, junio 2013).
46.- a) Explicar de donde procede la energía que se intercambia en una reacción
química; b) explicar brevemente por qué muchas reacciones endotérmicas transcurren
espontáneamente a altas temperaturas. (Selectividad, septiembre 2013).
47.- A temperatura ambiente, los calores de combustión de grafito, diamante y carbono
amorfo son, respectivamente, -393,04; -394,93 y -404,21 kJ.mol-1. Calcular los calores
de transformación: a) de diamante a grafito; b) de carbono amorfo en grafito y c) de
carbono amorfo en diamante. Enunciar la ley utilizada en los cálculos anteriores.
(Selectividad, junio 2014).
48.- a) Definir el concepto de entropía e indicar sus unidades en el Sistema
Internacional; b) razonar si aumenta o disminuye en cada uno de los siguientes procesos:
1) disolución de azúcar en agua; 2) formación de amoniaco: N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g).
Selectividad, julio 2014).
23
BLOQUE 6. Equilibrio químico.
1.- Al reaccionar el alcohol etílico con el ácido acético se forma acetato de etilo y agua.
Si, inicialmente se mezclan tres moles de alcohol con tres moles de ácido acético en un
recipiente de un litro de capacidad, se comprueba que una vez alcanzado el equilibrio
existen dos moles del éster y dos moles de agua. Calcula la constante de equilibrio.
2.- Conocida la constante de equilibrio Kc = 4 para la reacción alcohol etílico más ácido
acético para dar acetato de etilo y agua, calcular la concentración de ácido acético y de
agua que existen una vez alcanzado el equilibrio, si inicialmente se parte de 4 moles de
alcohol, 3 moles de ácido acético y dos moles de acetato de etilo.
3.- Hallar la constante de equilibrio de la reacción entre el yodo y el hidrógeno para
originar yoduro de hidrógeno a 450ºC, si se parte, inicialmente de 2.016 gramos de
hidrógeno y 253,82 gramos de iodo y se alcanza el equilibrio al formarse 199,56 gramos
de yoduro de hidrógeno.
4.- Calcular la constante Kp para la reacción entre el dióxido de azufre y el oxígeno para
originar trióxido de azufre, si las presiones parciales de cada sustancia en el equilibrio, a
la temperatura de 855K son, respectivamente 2,938.104 Pa, 1,222.104 y 1,044.105 Pa
(1Pascal= 1 N/m2 y 1 atm = 103.200 pascales).
5.- Una mezcla gaseosa constituida inicialmente por 7,78 moles de hidrógeno y 5,20
moles de iodo (gas) se calienta a 445ºC. Se establece el equilibrio y se han formado 9,34
moles de yoduro de hidrógeno. A) Formular la reacción correspondiente a este proceso,
señalando como se modifica el equilibrio al modificarse la presión; b) calcula la
composición del equilibrio, si, a la temperatura dada, se parte de 7,95 moles de
hidrógeno y 8,68 moles de iodo.
6.- El pentacloruro de fósforo se disocia según la reacción: Pentacloruro de fósforo (g)
para dar tricloruro de fósforo (g) + cloro (g).
A 200ºC la constante Kp del equilibrio vale 0,31. En un recipiente de un litro se
introducen 0,02 moles de pentacloruro de fósforo y se calienta hasta los 200ºC. Calcular
las presiones parciales de cada uno de los gases en el equilibrio.
Alcanzado el equilibrio, se añade al matraz cloro, en cantidad suficiente y hasta alcanzar
la presión parcial de 0,8 atm. Calcula las presiones parciales de cada gas en el equilibrio.
7.- Calcula la constante de equilibrio Kc , a 2000K para la siguiente reacción: dióxido de
carbono (g) para dar monóxido de carbono(g) y oxígeno(g). Sabiendo que el grado de
disociación del dióxido de carbono es 0,018 a esta temperatura y presión de una
atmósfera.
8.- En un recipiente de un litro y a la temperatura de 400ºC el amoniaco se encuentra
disociado en un 40% en nitrógeno e hidrógeno moleculares, cuando la presión de todo
el sistema es 710 mm de Hg. Calcular la presión parcial de cada uno de los
componentes en el equilibrio, así como Kc y Kp.
24
9.- En un matraz de 500 ml se introducen 0,25 gramos de Bromo, después de haber
hecho el vacío. A continuación se calienta a 2000K, con lo que se establece el equilibrio:
Br2(g) ↔ 2 Br (g). Siendo la presión final alcanzada por la mezcla de 0,8 atm.
Determina el valor de la constante de equilibrio Kc a esa temperatura.
10.- En un recipiente de 10 litros se introducen 2 moles de dióxido de azufre y un mol
de oxígeno y se calienta a 1000K, estableciéndose el equilibrio: Dióxido de azufre (g)
más oxígeno (gas) para dar trióxido de azufre (g).
El análisis de la mezcla en equilibrio da como resultado un 64,3% en moles de trióxido
de azufre, un 23,8% en moles de dióxido de azufre y el resto de oxígeno. Determina los
valores de Kc y Kp.
11.- La constante de equilibrio Kc para la reacción en fase gaseosa entre el hidrógeno y
el iodo para dar ioduro de hidrógeno vale 55,3 a 700K. A) Describir lo que ocurrirá al
mezclar a dicha temperatura en un recipiente cerrado esas tres sustancias a las presiones
parciales siguientes: HI: 0,70 atm; H2 :0,02 atm; I2 : 0,02 atm; b) Calcula las presiones
parciales de equilibrio.
12.- Supóngase el equilibrio reversible: A (s) + 2B (g) ↔C (g) + 2D(s)
Se ha puesto inicialmente una cantidad de B que ejerce una presión de 2 atm y, al
alcanzar el equilibrio, la presión total es de 1,05 atm. Halla Kp.
13.- En un recipiente de 10 litros hay en equilibrio, a 27 ºC, 1 mol de amoniaco, 10
moles de nitrógeno y 16 moles de hidrógeno, en fase gaseosa. A) Calcula la constante
de para el equilibrio de síntesis del amoniaco; b) estudiar el efecto que sobre este
equilibrio tendría un aumento de la presión total y un aumento de la temperatura,
sabiendo que la reacción es exotérmica.
14.- Un recipiente de 100 ml. De capacidad contiene a 27ºC una mezcla gaseosa en
equilibrio de 0,139 gramos de dióxido de nitrógeno y 0,552 gramos de tetróxido de
dinitrógeno. Calcula las constantes de equilibrio Kc y Kp para la reacción reversible de
disociación del tetróxido de dinitrógeno en dióxido de nitrógeno, a dicha temperatura.
15.- En un recipiente de 20 L, se introducen 2 moles de nitrógeno y 4 moles de
hidrógeno; se calienta hasta 345ºC, alcanzándose el equilibrio a 9,43 atm. Se pide Kc
para la reacción: N2 (g) + 3 H2 (g)
1994).
↔ 2NH3(g). (Selectividad, junio 1994, septiembre
16.- Define la ley de Le Chatelier y explica razonadamente qué efecto producirá a) un
aumento de la temperatura; b) un aumento de la presión total; c) una disminución de la
presión parcial del O2 en el equilibrio: 4 HCl (g) + O2 (g)
8,37 kJ. (Selectividad, junio 1994).
↔ 2 Cl2 (g) + 2 H2O (g) -
17.- a) Para la reacción, en fase gaseosa: 2SO2 (g) + O2 (g) ↔ 2 SO3(g) H=-194 kJ,
¿qué efecto tendrá sobre la concentración de SO3(g) en el sistema: 1) la adición de O2
(g); 2) un aumento de la temperatura; 3) una disminución de la presión?; b) la constante
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del equilibrio anterior, Kc, vale 729 mol-1.L, a 550ºC. Calcula dicha constante, a la
misma temperatura para la reacción: SO2 (g) + ½ O2 (g)
junio 1995).
↔ SO3(g). (Selectividad,
18.- En un recipiente de 10 L se introducen 0,568 moles de N2O4(g) a 50ºC. La presión
en el equilibrio es 2 atm. Calcula: a) el grado de disociación, , a esta temperatura; b)
Kc para el equilibrio: N2O4(g) ↔ 2 NO2 (g). (Selectividad, septiembre 1995).
19.- Considérese el equilibrio: ½ H2 (g) + ½ I2 (g) ↔ HI (g), cuya Kc vale 8,43 a
350ºC. En un matraz de 5 litros se hacen reaccionar a 350ºC, 0,3 moles de hidrógeno
con 0,2 moles de yodo. Calcula: a) Kp; b) la presión total en el matraz. (Selectividad,
junio 1996).
20.- En un recipiente de dos litros se colocan 12 moles de SO2 y 8 moles de NO2. El
equilibrio se alcanza a los 1000K, según la reacción: SO2 (g) + NO2 (g) ↔ SO3(g) +
NO(g). En estas condiciones se determina que la concentración de NO2 (g), en el
equilibrio, es de 1,0 mol/L. Calcula: a) la composición en el equilibrio; b) el valor de K c.
(Selectividad, septiembre 1996).
21.- Calcula los valores de Kc y Kp a 250ºC en la reacción de formación del ioduro de
hidrógeno, sabiendo que se parte de dos moles de I2 y cuatro moles de H2, obteniéndose
tres moles de yoduro de hidrógeno. El volumen del recipiente de reacción es diez litros.
(Selectividad, junio 1997).
22.- A 473K, la constante de equilibrio Kc para la reacción: N2 (g) + 3 H2 (g) ↔ 2
NH3(g) es igual a 0,65. En un recipiente de dos litros se introducen 3,5.10-2 moles de
nitrógeno, 2,8.10-2 moles de hidrógeno y 8,3.10-2 moles de amoniaco. a) Indica si el
sistema está en equilibrio; b) en caso negativo, predecir en que sentido se desplazará la
reacción. Justifica la respuesta. (Selectividad, junio 1998).
23.- Se colocan 1,5 moles de pentacloruro de fósforo (g) en un recipiente de tres litros.
Cuando se alcanza el equilibrio, a 390K y 25,6 atm, el pentacloruro de fósforo se ha
disociado en un 60% en tricloruro de fósforo (g) y cloro molecular (g). Calcular: a) Kc;
b) Kp. (Selectividad, junio 1998).
24.- En un matraz cerrado de 5 litros de capacidad y a la presión de 1 atm, se calienta
una muestra de dióxido de nitrógeno hasta la temperatura constante de 600,15K, con lo
que se disocia, según la reacción: 2 NO2 (g) ↔ 2 NO(g) + O2 (g). Una vez alcanzado
el equilibrio, se enfría el matraz (con lo que se paraliza la reacción) y se analiza la
mezcla, encontrando que contiene 3,45 gramos de NO2, 0,60 gramos de NO y 0,30
gramos de O2. Calcula: a) el valor de la constante Kc; b) las presiones parciales de los
tres gases en equilibrio. (Selectividad, septiembre 1998).
25.- En un recipiente de 10 litros se introducen 0,60 moles de tetróxido de dinitrógeno a
348,2K. La presión en el equilibrio es de 2 atm. Calcule para el equilibrio: N2O4(g) ↔
2 NO2 (g), a) el número de moles de cada sustancia en el equilibrio; b) el valor de Kp a
esa temperatura. (Selectividad, junio 1999).
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26.- En un reactor de dos litros se introduce una mezcla de N2 (g) e H2 (g). Se calienta la
mezcla hasta alcanzar el equilibrio a 725K. Analizados los gases presentes en él, se
encuentra que hay 1,20 moles de H2, 1,00 mol de N2 y 0,40 moles de NH3. Calcula para
el equilibrio: N2 (g) + 3 H2 (g) ↔ 2NH3(g), a) las presiones parciales; b) el valor de Kp
a 725K. (Selectividad, septiembre 1999).
27.- Se introducen 0,2 moles de Br2 (g) en un recipiente de 0,5 litros a 600ºC, siendo el
grado de disociación en estas condiciones 0,8. Calcula, para el equilibrio Br2 (g) ↔2
Br (g), a) el valor de Kp a 600ºC; b) el valor de Kc a 600ºC. (Selectividad, septiembre
1999).
28.- Una mezcla gaseosa constituida por 7 moles de hidrógeno y 5 moles de yodo se
introduce en un reactor de 25 litros de capacidad y se calienta a 400ºC. Alcanzado el
equilibrio se observa que se han formado 9 moles de yoduro de hidrógeno gaseoso. a)
Calcule el valor de la constante Kc; b) razone como se modificará el equilibrio al
aumentar la temperatura y la presión (cada uno de los factores por separado), si la
reacción tiene H = -10,5 kJ. (Selectividad, junio 2000).
29.- En un reactor vacío de 800 cm3 de capacidad, se introducen 50 gramos de bromo
molecular gaseoso. Al elevar la temperatura hasta 500ºC se produce la disociación
parcial del bromo según la reacción: Br2(g) ↔ 2 Br (g). Alcanzado el equilibrio, la
presión total en el interior del reactor es 37,2 atm. Calcule el valor de Kc para el
equilibrio a 500ºC. (Selectividad, septiembre 2000).
30.- En un recipiente de 2 litros se introducen 0,020 moles de N2O4. Una vez cerrado y
calentado a 30ºC, el N2O4 gaseoso se disocia parcialmente en NO2 según la reacción:
N2O4(g) ↔ 2NO2(g). En el equilibrio existen 0,012 moles de NO2. a) ¿Qué porcentaje
de N2O4 se ha disociado, expresado en % en moles?; b) Calcule la constante Kc a la
temperatura indicada. (Selectividad, junio 2001).
31.- A 185ºC y 1 atm de presión, el pentacloruro de antimonio gaseoso se disocia en un
30% para dar tricloruro de antimonio y cloro molecular, ambos gaseosos. Determine el
valor de Kp y a partir de éste el valor de Kc a 185ºC. (Selectividad, junio 2001).
32.- En un recipiente cerrado, de volumen constante, se establece el equilibrio siguiente:
2SO2 (g) + O2 (g) ↔ 2 SO3 (g); H = -928 kJ. a) Explique tres formas de incrementar
la cantidad de SO3 presente en el sistema; b) ¿Qué influencia tienen los catalizadores
sobre la velocidad de la reacción química? (Selectividad, septiembre 2001).
33.- En un recipiente de 20 litros se introduce una mezcla de 1mol de nitrógeno y 3
moles de hidrógeno, y se calienta a 650K. El equilibrio N2 (g) + 3 H2 (g) ↔ 2 NH3 (g)
se alcanza cuando la presión llega a 10 atm. Calcula: a) el número de moles de cada
componente en el equilibrio; b) el valor de Kp a 650K. (Selectividad, septiembre 2001).
34.- a) En la síntesis industrial del amoniaco: N2(g) + 3H2(g) ↔ 2 NH3(g); H= -119
kJ, establezca la influencia cualitativa de la temperatura y de la presión para favorecer el
27
rendimiento en amoniaco. b) Defina el concepto de energía libre de Gibbs y escriba su
expresión matemática. ¿Para que se utiliza? (Selectividad, junio 2002).
35.- El metanol se fabrica industrialmente según la reacción: CO (g) + 2 H2 (g) 
CH3OH (g) H= -125 kJ, ¿en qué condiciones de presión y temperatura se favorecería
la síntesis? (Selectividad, septiembre 2003)
36.- En un recipiente de 5 litros se introduce 1 mol de SO2 y 1 mol de O2. Se calienta a
727ºC, con lo que tiene lugar la reacción: 2 SO2 + O2 ↔2 SO3. Una vez alcanzado
el equilibrio, se analiza la mezcla y se encuentran 0,150 moles de SO2. Calcule: a) la
concentración de SO3 en el equilibrio; b) la constante de equilibrio Kp a 727ºC.
(Selectividad, junio 2002, junio 2005).
37.- En un matraz vacío de 1 litro de capacidad se colocan 6 g de PCl5 gaseoso. Se
calienta a 250ºC, con lo que el PCl5 se disocia parcialmente en Cl2 y PCl3, ambos
gaseosos. La presión de equilibrio es 2,078 atm. Calcule: a) el grado de disociación del
pentacloruro de fósforo, b) la constante de equilibrio Kp a 250ºC. (Selectividad, junio
2003).
38.- En un matraz de 0,5 litros se introducen 0,1 mol de PCl5 y se calienta a 250ºC. Una
vez alcanzado el equilibrio, el grado de disociación del PCl5(g) en PCl3(g) y Cl2(g) es
0,48. Calcule: a) el número de moles de cada componente en el equilibrio; b) el valor de
Kc. (Selectividad, septiembre 2003).
39.- En un matraz de 2 L se introducen 0,2 moles de PCl5 y se eleva la temperatura a
250ºC. Se establece el equilibrio: PCl5(g) ↔ PCl3(g) + Cl2(g). Si el grado de
disociación es 0,8, calcule: a) la presión en el interior del recipiente; b) el valor de Kc a
250ºC. (Selectividad, junio 2004).
40.- En un reactor se introducen 2 moles de N2 y 4 moles de H2. Se calientan hasta
750K, alcanzándose el equilibrio a 200 atm de presión. En ese momento el N2 presente
resulta ser el 50 % del introducido inicialmente. Determinar para el equilibrio: N2(g) +
3 H2(g) ↔ 2 NH3(g), a) la fracción molar del H2 en el equilibrio; b) la constante Kp, a
dicha temperatura. (Selectividad, septiembre 2004).
41.- A 400ºC el amoniaco se encuentra disociado un 40% en nitrógeno e hidrógeno
cuando la presión del sistema es de 710 mm. Calcular para el equilibrio: 2
NH3(g) ↔ N2(g) + 3 H2(g) a) las presiones parciales de cada especie en el equilibrio,
cuando la cantidad inicial de NH3 es de 4 moles; b) Kp . (Selectividad, junio 2006).
42.- El metanol se fabrica industrialmente por hidrogenación del monóxido de carbono
según: CO(g) + 2 H2(g) Cg);H = - 125 kJ.Razonar, en cada uno de los casos
siguientes, si la concentración del metanol aumentará: 1) al aumentar la temperatura; 2)
al aumentar la presión total; 3) al añadir al sistema una catalizador positivo; 4) al
aumentar la presión parcial del H2. (Selectividad, junio 2006).
28
43.- La constante de equilibrio, Kc, de la reacción:
H2(g) + CO2(g) ↔ H2O(g) + CO(g) es 4,2 a 1650 ºC. Para iniciarla se inyectan 0,8
moles de H2 y 0,8 moles de CO2 en un recipiente de 5 litros. Calcular: a) La
concentración molar de todas las especies en equilibrio; b) el valor de Kp a 1650ºC.
(Selectividad, septiembre 2006).
44.- La constante Kp para la disociación del PCl5(g) en PCl3(g) y Cl2(g) a 527 K es 1,92.
Si la presión total de equilibrio es de 50 atm, calcular: a) El grado de disociación del
PCl5(g) si se parte de 0,5 moles de esta sustancia gaseosa; b) presión parcial del Cl 2(g) .
(Selectividad, junio 2007).
45.- Se mantiene en equilibrio, en un matraz de 2,05 L, una mezcla de los gases SO2,
SO3 y O2 a una temperatura a la que Kc = 35,5 para la reacción:
2 SO2(g) + O2(g) ↔ 2 SO3(g)
a) Si el número de moles de SO2 y SO3 en el matraz es el mismo, ¿cuántos moles de O2
hay? b) Si el número de moles de SO3 en el matraz es el doble del número de moles de
SO2, ¿cuántos moles de O2 hay? (Selectividad, junio 2007).
46.- Una muestra de 1 g de bromo (Br2) se introduce en un recipiente de 2 L y se
calienta a 1727 °C. Una vez establecido el equilibrio a esta temperatura, la presión en el
recipiente es 1 atm. Hallar para el equilibrio Br2 (g) ↔ 2 Br(g)
a) El grado de disociación del Br2 en sus átomos; b) La Kc a 1727°C. (Selectividad,
septiembre 2007).
47.- Se introduce en un recipiente de 3L, en el que previamente se ha hecho el vacío,
0,04 moles de SO3 a 900 K. Una vez alcanzado el equilibrio, se encuentra que hay
presentes 0,028 moles de SO3; a) Calcule el valor de K para la reacción:
2SO3(g) ↔ 2 SO2(g) + O2(g) a dicha temperatura; b) Calcule la presión parcial de O en
el equilibrio. (Selectividad, junio 2008).
48.- Para los siguientes equilibrios: 1º) 2 N2O5(g)  4 NO2(g) + O2(g); 2º) N2(g) + 3
H2(g)  2 NH3(g); 3º) H2CO3(ac)  H+(ac) + HCO3-(ac) a) Escriba las expresiones
de Kc para los dos primeros y Kp para todos ellos; b) Razone qué sucederá en los
equilibrios 1º y 2º si se aumenta la presión a temperatura constante. (Selectividad,
septiembre 2008).
49.- A 200ºC el PCl5(g) se encuentra disociado en un 50%, alcanzándose una presión de
2 atmósferas en el siguiente equilibrio: PCl5(g)  PCl3(g) + Cl2(g). Calcule: a) la
presión parcial de cada gas en el equilibrio; b) las constantes Kc y Kp a esa temperatura.
(Selectividad, septiembre 2008).
50.- Se desea determinar el valor de Kc para la reacción 2 AB(g)  2 A(g) +
B2(g).Para ello se introducen 2 moles de AB en un recipiente de 2 L de capacidad,
encontrándose que, una vez alcanzado el equilibrio, el número de moles de A existentes
es 0,06. a) Determine la composición de la mezcla una vez alcanzado el equilibrio; b)
calcule el valor de Kc para dicho equilibrio. (Selectividad, junio 2009).
29
51.- En un recipiente de 2 litros que se encuentra a 25ºC, se introducen 0,5 gramos de
N2O4 en estado gaseoso y se establece el equilibrio: N2O4(g)  2 NO2(g); Kp= 0,114.
Calcule: a) la presión parcial ejercida por el N2O4 en el equilibrio; b) el grado de
disociación del mismo. (Selectividad, junio 2010).
52.- En un recipiente de 1 L, a 2000K, se introducen 6,1.10-3 moles de CO2 y una cierta
cantidad de H2 produciéndose la reacción: H2(g) + CO2(g)  H2O(g) + CO(g)
(Kc= 4,4). Si cuando se alcanza el equilibrio, la presión total es de 6 atm, calcule: a) los
moles iniciales de H2; b) los moles en el equilibrio de todas las especies químicas
presentes. (Selectividad, junio 2010).
53.- En un recipiente de 20 litros se introducen 2 moles de N2 y 4 moles de H2. Se
calientan hasta 336ºC alcanzándose la presión de equilibrio de 10 atmósferas. Calcular:
a) La composición del equilibrio: N2 + 3H2  2 NH3 expresadas en fracciones
molares de cada componente; b) Las constantes Kc y Kp. (Selectividad, septiembre
2010).
54.- Se introducen 0,1 moles de PCl5 gaseoso en un reactor de 1 litro y se calienta a
250ºC, disociándose parcialmente en PCl3 y Cl2 gaseosos. Una vez establecido el
equilibrio se observa que se ha disociado el 84% del PCl5 inicial. Calcule: a) El número
de moles de cada componente en el equilibrio; b) La presión en el interior del reactor.
(Selectividad, septiembre 2010).
55.- A 1100ºC se mezclan en un matraz SO2 y O2 con presiones parciales de 1 y 5 atm,
respectivamente. Si cuando se alcanza el equilibrio la presión total es de 5,55 atm,
calcular la Kp para la reacción: 2SO2(g) + O2(g)  2 SO3(g) (Selectividad, junio
2011).
56.- Para el siguiente equilibrio: PCl5(g)  PCl3(g) + Cl2(g)
H>0, indique,
razonadamente, el sentido en el que se desplazaría el equilibrio si: a) Se agregara cloro
gaseoso a la mezcla en equilibrio; b) Se aumentara la temperatura; c) Se aumentara la
presión del sistema; d) Se disminuyera el volumen. (Selectividad, junio 2011).
57.- a) Indique, justificando la respuesta, qué condiciones tiene que cumplir un sistema
en equilibrio para que sus valores Kc y Kp sean iguales. b) Indique en qué sentido
(formación de productos o de reaccionantes) evolucionará una reacción química cuando
su cociente de reacción vale 3 sabiendo que su constante de equilibrio Kc es igual a 4.
Justifique la respuesta. (Selectividad junio 2012).
58.- En un recipiente de 10 L de volumen se introducen 2 mole de un compuesto A y 1
mol de un compuesto B. Se calienta el recipiente a 300ºC y se establece el equilibrio:
A(g) + 3 B(g)  2 C(g). Cuando se alcanza el equilibrio, el número de moles de B y C es
el mismo. Calcular: a) los valores de Kc y Kp y b) la presión parcial de cada gas.
(Selectividad junio 2013).
59.- Cuando se calienta un mol de hidrógeno y un mol de yodo en un recipiente de 20L
hasta 450ºC, se forma yoduro de hidrógeno según la reacción: I2(g) + H2(g)  2HI(g)
siendo Kc = 50. a) ¿Cuántos moles de yodo quedan sin reaccionar al establecerse el
equilibrio? b) ¿Cuál es la presión parcial de cada componente en el equilibrio?
(Selectividad, septiembre 2013).
30
60.- A 375K, para la reacción: SO2Cl2(g)  SO2(g) +Cl2(g) la constante de equilibrio
Kp vale 2,4 cuando las presiones están expresadas en atm. En una vasija de 2L de
capacidad se introducen 6,75 g de SO2Cl2(g) y se calienta hasta 375K. a) ¿Cuál será la
presión inicial en la vasija antes de la disociación de SO2Cl2? b) ¿Cuáles serán las
presiones parciales de cada una de las especies cuando se alcanza el equilibrio?
(Selectividad, junio 2013)
61.- A 200ºC y 1 atm de presión, el PCl5 se disocia en un 48,5% según la reacción:
PCl5(g)  PCl3(g) + Cl2(g) . a) Determinar el valor de Kp a esta temperatura; b) calcular
el grado de disociación a la misma temperatura, pero bajo una presión de 10 atm. ¿Es
coherente este resultado con el principio de Le Chatelier? (Selectividad, junio 2014).
62.- Para un determinado equilibrio químico, en fase gaseosa, se sabe que un aumento
en la temperatura produce el desplazamiento de la reacción hacia la izquierda, mientras
que un aumento de la presión provoca el desplazamiento de la reacción hacia la derecha.
Indicar razonadamente, de cual de estos tres equilibrios se trata: a) A + B  C + D
b) A + B  C, endotérmica; c) 2A  B, exotérmica. (Selectividad, julio 2014).
63.- A 300ºC, la constante de equilibrio de la reacción COCl2(g)  CO(g) + Cl2(g)
vale Kc = 0,03. a) calcular las concentraciones de todas las especies en el equilibrio,
cuando en un recipiente de 2L se introducen 23,8 gramos de fosgeno (COCl2) y se
calienta a 300ºC; b) calcular las presiones parciales de todos los gases en el equilibrio.
(Selectividad, julio 2014).
PRECIPITACIÓN
1.- Escriba la ecuación de disociación y la expresión de Ks para cada uno de los
siguientes electrolitos poco solubles:
a) CuI b) SrC204 c) Hg2I2 d) Co(OH) 2 e) Bi2S3 1) Ag3AsO4 .
2.- Calcule la constante del producto de solubilidad del hidróxido de cobre (II) si su
solubilidad es 3,42.10-7 mol/L
3.- La solubilidad del PbSO4 en agua es 0,038 g/L. Calcule su producto de solubilidad.
4.- El producto de solubilidad del Pb(IO3) 2 es 2,5.10-13. ¿Cuál es la solubilidad del
Pb(IO3) 2 a) en mol/L y b) en g/L.
5.- La [Ag+] de una disolución es 4.10-3 M. Calcule la [Cl-] que se necesita para que se
forme un precipitado de AgCl. Ks(AgCl) = 1,80.10-10.
6.- Escriba las ecuaciones de disociación en que se basan las siguientes expresiones de
Ks:
a) [Ca2+]3[PO43-]2; b) [Cu+]2[S2-]; c) [Pb2+][OH-]2
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7.- Una disolución tiene [Mg2+] = 0,001 mol/L. Indique en que casos se producirá
precipitado si la [OH-] en disolución es: a) 10-5 mol/L; b) 10-3 mol/L . Ks Mg(OH) 2 =
7,1.10-12
8.- Se mezclan 200 mL de una disolución de nitrato de bario 0,100 M con 100 mL de
fluoruro de potasio 0,400 M. Calcule las concentraciones de Ba2+ y F- en la suspensión
final. Suponga volúmenes aditivos. Ks BaF2 = 1,0.10-6
9.- ¿Se producirá precipitación de FeS en una disolución 1,2.10-5 M de Fe(NO3) 2 y 0,10
M de H2S? ¿Y si la concentración de nitrato de hierro fuese 10-2 M? ¿Cuál sería la
concentración de Fe(II) en ambos casos? Ks FeS = 6,0.10-18
10.- Calcular la solubilidad de las siguientes sales en agua pura: a) Ag2S; b) Ca3 (PO4) 2.
Kps Ag2S = 1,6.10-49; Ca3 (PO4) 2 = 1,0.10-29. Calcular la solubilidad de estas mismas
sales en disoluciones 0,2 M de nitrato de plata, la primera, y 0,2 M de fosfato sódico, la
segunda.
11.- Calcular los gramos de Sr(IO3) 2 que se disuelven en 10,0 litros de: a) agua pura; b)
NaIO3 , 0,10 M, Kps Sr(IO3) 2 = 2,5. 10-9. Masa atómica: Sr: 87,6; I: 127
12.- A 100 ml de una disolución de CaCl2 y MgCl2 0,20 M se le añaden 100 ml de
NaOH 10-3 M. Calcular si precipitarán o no los hidróxidos correspondientes en la
disolución final. Kps Ca(OH) 2 = 5,5.10-6; Mg(OH) 2 = 1,1. 10-11.
13.- Una Disolución saturada de Ca(OH)2 contiene 0,165 g de soluto por cada 200 mL
de disolución. Calcular: a) La constante del producto de solubilidad del hidróxido de
calcio; b) el pH de la disolución. (Selectividad, junio 2010).
14- La constante del producto de solubilidad del PbSO4 vale, a 25ºC, 1,8.10-8. Calcular
la solubilidad expresada en gramos por litros de dicha sal: a) En agua pura; b) En una
disolución 0,1M de Pb(NO3)2. (Selectividad, septiembre 2010).
15.- Se agregan 20 mL de una disolución 0,01 M de nitrato de plata a 80 mL de otra
disolución 0,05 M de cromato potásico. ¿Se formará precipitado? Razone la respuesta.
Producto de solubilidad del cromato de plata: 3,9.10-12. (Selectividad, junio 2011).
16.- Para preparar 500 mL de disolución saturada de AgBrO3 se usaron 900 mg de esta
sal. Hallar la Kps del bromato de plata (Selectividad, junio 2012).
17.- a) ¿Qué entiende por solubilidad de un compuesto? b) Deduzca una expresión que
relacione la solubilidad y la constante del producto de solubilidad para una sal tipo
AmBn. (Selectividad, septiembre 2012).
18.- A 298K, la solubilidad en agua del CaBr2 es 2,0.10-4 mol/L. a) Calcule su Kps a esa
temperatura; b) justifique cualitativamente que efecto tendría en la solubilidad de esta
sal la adición de 0,1 mol de KBr a un litro de disolución saturada de CaBr2.
(Selectividad, septiembre 2012).
19.- La solubilidad del bromuro de plata (AgBr) en agua, a 25ºC, es 1,4.10-4 g.L-1.
Determinar: a) la constante del producto de solubilidad (Kps) del bromuro de plata a esta
temperatura; b) la solubilidad (en g.L-1) del bromuro de plata en presencia de una
32
disolución de bromuro potásico (KBr) de concentración 1,5 mol.L-1. (Selectividad junio
2013).
20.- A 25ºC la solubilidad del cloruro de plata (AgCl) en agua es 1,88.10-3 g.L-1. a)
Determinar el producto de solubilidad del cloruro de plata a 25ºC; b) calcular la
solubilidad (en g.L-1) del cloruro de plata en presencia de una disolución 0,01 mol.L-1 de
cloruro sódico (NaCl). (Selectividad, junio 2014)
33
BLOQUE 7. Ácidos y bases.
1.- Calcula el pH de una disolución de hidróxido sódico 0,1 Molar.
2.- Calcular el pH de una disolución en la que la concentración de H3O+ sea: a) 3,7.10-5
moles/litro; b) 0,48.10-12 moles/litro.
3.- Calcular le pH de una disolución en la que la concentración de OH- sea: a) 10-7 M; b)
0,0073 M.
4.- Determinar la concentración de H3O+ y de OH- en una disolución en la que el pH sea:
a) 4,35; b) 9,94; c) 0,00.
5.- Determinar el pH de una disolución de ácido clorhídrico cuya concentración es 10-8
M.
6.- Determina el grado de disociación y el pH de las siguientes disoluciones 0,25 M en:
a) ácido cianhídrico (HCN); b) ácido nitroso; c) amoniaco (hidróxido amónico). K ácido
-10
-4
-5
cianhídrico = 4,9.10 ; K ácido nitroso = 5,0.10 ; K amoniaco = 1,8.10 .
7.- Determina la concentración de una disolución de ácido acético para que su pH sea
2,7. K ácido acético = 1,8.10-5.
8.- En un matraz de 250 cc se introducen 5 cm3 de ácido acético glacial, de densidad
1,05 g/cc y se añade agua destilada hasta enrase. Calcula: a) la concentración de la
disolución; b) el pH y el grado de disociación de la misma. K ácido acético = 1,8.10-5.
9.- A 20 cc de una disolución de ácido clorhídrico se añade nitrato de plata y se obtienen
0,574 gramos de un precipitado blanco de cloruro de plata. Por otro lado, para
neutralizar 14 cc de la disolución clorhídrica se emplearon 10 cc de disolución de
carbonato sódico. Calcular: a) la molaridad y el pH de la disolución de ácido clorhídrico;
b) la cantidad de carbonato sódico en un litro de disolución.
10.- Una disolución de ácido clorhídrico tiene un pH =1. ¿Qué cantidad de hidróxido
potásico puro será necesaria para neutralizar 200 cc de la disolución del ácido?
11.- Se valoran 100 g de un líquido que contiene ácido nítrico con una disolución 1 M
de hidróxido sódico, gastándose 50 ml ¿Qué tanto por ciento de ácido nítrico contiene el
líquido problema?
12.- Valorar 50 cc de una disolución de ácido clorhídrico 0,1 M con otra disolución 0,1
M de hidróxido sódico, calculando el pH por cada 10 ml de hidróxido sódico añadido.
Construye la gráfica pH-ml de hidróxido sódico gastado.
13.- Calcula el pH y el grado de hidrólisis de las siguientes disoluciones: a) acetato
sódico 0,1 M; b) cloruro amónico 0,2 M. K ácido acético = 1,8.10-5. K amoniaco = 1,8.10-5.
14.- Se tienen 100 ml de una disolución de ácido acético 0,1 M y se le añade hidróxido
sódico 0,1 M. Calcular el pH en los siguientes casos: a) Antes de añadir el hidróxido
sódico; b) después de haber añadido 50 ml de hidróxido sódico; c) en el punto de
34
equivalencia; d) después de haber añadido un exceso de 20 ml de hidróxido sódico con
respecto al punto de equivalencia. K ácido acético = 1,8.10-5.
15.- Calcular la concentración de todas las especies presentes en una disolución de ácido
sulfúrico 0,1 M. El ácido sulfúrico es un ácido fuerte respecto a su primera disociación
(no tiene constante de equilibrio) y es un ácido relativamente débil respecto a su
segunda disociación, presentando una constate de equilibrio K2 = 1,3.10-2.
16.- Se mezclan 100 ml de ácido clorhídrico 1 M con 100 ml de hidróxido sódico 1 M
¿Cuál será el pH de la disolución resultante?
17.- Calcula el pH de las siguientes disoluciones: a) 0,002 M de ácido acético; b)
1,2 .10-3 M de acetato sódico; c) 0,002 M de ácido acético y 1,2.10-3 M de acetato
sódico. K ácido acético = 1,8.10-5.
18.- Una muestra de 0,1743 gramos de ácido oxálico impuro, C2O4H2, requirió 39,82 ml
de disolución de hidróxido sódico 0,08915 N para su neutralización total. Calcular el
porcentaje de pureza del ácido oxálico sabiendo que la muestra no contiene impurezas
ácidas.
19.- Se quiere determinar la cantidad de ácido clorhídrico que existe en el jugo gástrico
del estómago de un perro. Para ello se valoran 2 ml de jugo gástrico con una disolución
de hidróxido sódico de 4 g/l en agua, consumiéndose 3,4 ml de ésta última. Calcula la
concentración de ácido clorhídrico en el jugo gástrico y el pH del mismo.
20.- Estudiar los cambios de pH que sufren las siguientes disoluciones al añadir 300 ml
de una disolución de ácido clorhídrico 0,4 M a una litro de: a) agua pura; b) 0,M en
ácido acético y 0,5 M en acetato sódico; c) 0,6 M en amoniaco y 0,3 M en cloruro
amónico. K ácido acético = 1,8.10-5. K amoniaco = 1,8.10-5.
21.- Se disuelven en agua 3,1232 gramos de un ácido monobásico hasta un litro. De esta
disolución se toman 50 mL, que se neutralizan con una disolución de hidróxido sódico
0,05 M y de la que se gastan hasta el punto de equivalencia 25,6 mL. Determine el peso
molecular del ácido. (Selectividad, junio 1994).
22.- Se disuelven 10,0 gramos de sosa cáustica comercial (hidróxido sódico
impurificado) en agua, en un matraz aforado, completándose hasta 1000 mL. Se toman
25,0 mL de esta disolución y se valoran con ácido clorhídrico 0,10 M, gastándose 50,0
mL. Determinar la riqueza en hidróxido sódico de la muestra. (Selectividad, septiembre
1994).
23.- a) ¿Qué son, cómo se forman y qué particularidad poseen las disoluciones
reguladoras de pH?; b) calcula el pH de una disolución formada por 100 mL de HCl 0,5
M y 200 mL de H2O destilada. (Selectividad, septiembre 1994).
24.- a) Escriba todas las especies (excepto el agua) que están presentes en una
disolución de ácido fosfórico [ácido tetraoxofosfórico(V)]. Indique cuáles de éstas
pueden actuar como ácido de Brönsted; b) razone la relación existente entre la constante
de disociación de un ácido y la fuerza de dicho ácido. (Selectividad, junio 1995).
35
25.- ¿Cuál será el pH de una disolución formada por 300 mL de HCl 0,5 M, 400 mL de
HNO3 0,3 M y agua hasta un volumen de 1 L? ¿Cuántos mL de NaOH 2M se
necesitarán para neutralizar la disolución ácido anterior? ¿Cuántos mL de NaOH 0,1M
se necesitan para neutralizar a 100 mL de HCl de pH=1,7? (Selectividad, junio 1995).
26.-a) ¿Qué volumen de agua hay que añadir a 89 cm3 de una disolución de NaOH 0,8
M para que resulte 0,5 M?; b) ¿Cuál sería el pH de 20 cm3 de la disolución diluida?
(Selectividad, septiembre 1995).
27.- Se preparan disoluciones de concentración 0,1M de los siguientes compuestos: a)
ácido sulfúrico; b) cloruro amónico; c) ácido acético; d) acetato sódico (etanoato de
sodio). ¿Tienen todas las disoluciones el mismo pH?. Razona la respuesta. (Selectividad,
septiembre 1995).
28.- a) Diferencia entre ácido fuerte y ácido débil; b) ordena, según su fuerza como
ácido, los siguientes: CH3-COOH; HCN; HCl. (Selectividad, septiembre 1995).
29.- Una botella de ácido fluorhídrico indica que la concentración del ácido es 2,22 M.
Sabiendo que la constante de ionización del ácido es 7,2.10-4, determina: a) las
concentraciones de H+ y OH-; b) el grado de ionización del ácido. (Selectividad,
septiembre 1995).
30.- Se tiene una disolución A cuyo pH=3 y otra disolución B cuyo pH=5. Se mezclan
0,100 L de ambas disoluciones. a) ¿Cuál es el valor del pH de la disolución resultante?;
b) ¿Se obtendría el mismo pH si se hubieran mezclado 0,500 litros de cada disolución.
Razone la respuesta. (Selectividad, junio 1997).
31.- Calcule el pH de la disolución resultante al añadir 25 mL de HCl 0,1M a 75 mL de
NaOH 0,02M. (Selectividad, septiembre 1997).
32.- Partiendo de 0,250 litros de agua destilada, calcula los gramos que habrán de
añadirle en cada uno de los siguientes casos, suponiendo que no hay variación de
volumen: a) de hidróxido sódico para obtener un pH=9,5; b) de ácido clorhídrico para
obtener un pH=4,5. (Selectividad, septiembre 1997).
33.- a) ¿Cuántos miligramos de hidróxido potásico hay que añadir a 250 mL de agua
para obtener una disolución de pH=12?; b) ¿Cuántos mililitros de ácido clorhídrico de
10% en peso y 1,05 g/mL de densidad se necesitan para neutralizar la disolución
anterior?. (Selectividad, junio 1998).
34.-El ácido acético se encuentra disociado en un 10% en disoluciones 0,1 M a cierta
temperatura. Determina, a esa temperatura,: a) el valor de la constante de acidez, Ka; b)
el pH de la disolución. (Selectividad, septiembre 1998).
35.- a) Calcula la constante de ionización de un ácido débil monoprótico que está
ionizado al 2,5% en disolución 0,2M; b) se desea preparar un litro de disolución de
ácido clorhídrico que tenga el mismo pH que la disolución anterior. ¿Qué volumen de
HCl de concentración 0,4M habrá que tomar? (Selectividad, junio 1999).
36
36.- Definir el concepto de ácido y base según Brönsted y Lowry y explica su teoría. Si
disponemos de las sustancias: a) ion carbonato o ion trioxocarbonato(IV); b) amoníaco
y c) agua, diga si son ácido y/o base de Brönsted y Lowry y escriba las reacciones
químicas que permitan comprobarlas. (Selectividad, junio 1999).
37.- La aspirina o ácido acetilsalicílico, AH, es un ácido monoprótico débil, cuya
fórmula es C9H8O4, que está disociada un 3,2% a 293 K. Calcula: a) el pH de una
disolución preparada disolviendo totalmente, a 293 K, un comprimido de aspirina de
0,500 gramos en un poco de agua y añadiendo posteriormente más agua hasta tener 0,1
litros de disolución; b) la constante de ionización del ácido acetilsalicílico a esa
temperatura. (Selectividad, septiembre 1999).
38.- Se tienen 100 mL de agua destilada. Se añade 1 mL de ácido clorhídrico 5M. Se
añade a continuación 5 mL de hidróxido sódico 5M. Finalmente se añaden 105 mL de
agua destilada. Calcule el pH inicial del agua y los sucesivos pH tras las adiciones.
Considere que los volúmenes son aditivos. (Selectividad, junio 2000).
39.- a) Se tienen muestras puras de las siguientes sustancias: NH4Cl, CH3-COONa,
KNO3 y Ca(OH) 2. Razone, a través de las reacciones químicas correspondientes, si al
disolver estas sustancias en agua se obtendrán disoluciones ácidas, básicas o neutras. b)
Mencione dos aplicaciones industriales del ácido sulfúrico. (Selectividad, junio 2000).
40.- a) Calcule el volumen de una disolución de hidróxido sódico 0,2M, que habrá que
añadir a 20 mL de una disolución 0,15M de ácido sulfúrico para conseguir su
neutralización. b) Describa el procedimiento experimental para determinar la
concentración de una muestra de ácido sulfúrico mediante volumetría ácido-base con
hidróxido sódico patrón. (Selectividad, septiembre 2000).
41.- Se tienen 500 ml de una disolución de ácido clorhídrico del 5% en peso y densidad
1,05 g/cm3. Se añaden 28 g de hidróxido sódico sólido, y se agita hasta su disolución
total. Suponiendo que no hay variación de volumen, calcule el pH una vez completada
la reacción ácido –base entre el ácido clorhídrico y el hidróxido sódico añadido.
(Selectividad, junio 2001).
42.- a) Determine el pH de una disolución 3,2.10-2 M de ácido metanoico, HCOOH, que
está ionizado al 4,75%; b) ¿Cuál es el valor de la constante de ionización del ácido
metanoico? (Selectividad, septiembre 2001).
43.- Defina los conceptos de ácido y base según la teoría de Brönsted y Lowry y ponga
un ejemplo de cada uno. b) ¿Es posible que al disolver una sal en agua la disolución
resultante tenga pH básico? Indique un ejemplo en caso afirmativo y escriba la reacción
correspondiente. (Selectividad, junio 2002).
44.- Se mezclan 100 mL de una disolución 0,1M de HCl con 150 mL de otra disolución
0,2M del mismo ácido. a) Calcule la concentración molar en HCl de la disolución
resultante; b) se emplea la disolución del apartado anterior para valorar una disolución
desconocida de NaOH. Si 40 mL de la disolución de NaOH consumen 38,2 mL de la
disolución valorante de HCl, ¿cuál es la concentración molar del NaOH? ¿Qué
indicador utilizaría para esta volumetría? (Selectividad, junio 2002).
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45.- Calcule cuántos mililitros de ácido clorhídrico 2.10-2 M hay que añadir a 200 ml de
agua para obtener una disolución de pH = 3,2 (Selectividad, junio 2003).
46.- a) ¿Cuál es el pH de una disolución de ácido acético 0,1 M (Ka = 1,8.10-5 ): b)
calcule el pH de una disolución obtenida, disolviendo 2,75 gramos de hidróxido sódico
en agua hasta un volumen de 500 mL. (Selectividad, septiembre 2003).
47.- a) Definir los conceptos de ácido y base según Brönsted y Lowry. b) Indicar cuál es
la base conjugada de las siguientes especies química: HS- y NH3 y escribir la ecuación
química correspondiente. (Selectividad, junio 2004).
48.- a) De una botella de ácido sulfúrico (H2SO4) concentrado, del 96% en peso y
densidad 1,79 g/mL, se toma 1 mL y se lleva hasta un volumen final de 500 mL con
agua destilada, determinar su molaridad; b) ¿Cuál es el pH de la disolución resultante?
(Selectividad, junio 2004).
49.- La concentración de protones de una disolución 0,1 M de un ácido débil HA es
0,0035 M. a) Determina el valor de la constante de acidez para la especie HA; b)
Determina la concentración necesaria de ese ácido para obtener una disolución de pH
=2. (Selectividad, septiembre 2004).
50.- a) ¿Cuál es el pH de una disolución preparada mezclando 150 mL de HNO 3 0,2M,
200 mL de HCl 0,15M y 150 mL de agua? b) ¿Cuántos mL de NaOH 0,5M se
necesitarían para neutralizar la disolución ácida anterior? (Selectividad, septiembre
2004).
51.- Algunos iones metálicos reaccionan con el agua formando hidróxidos según la
reacción: M2+ + 2 H2O  M(OH)2 + 2 H+. Razone si son o no correctas las
siguientes proposiciones: a) La adición de un ácido fuerte destruirá el hidróxido
formado; b) Si se añade al sistema NaOH, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda.
(Selectividad, junio 2005).
52.- Se hace reaccionar una cierta cantidad de NaCl con H2SO4, según la ecuación: 2
NaCl + H2SO4 --> Na2SO4 + 2 HCl. El resultado se valora con una disolución de
NaOH 0,5 M, consumiéndose 20 mL de ésta. ¿Cuántos gramos de NaCl han
reaccionado? (Selectividad, junio 2005).
53.- Indicar razonadamente si son ácidas, básicas o neutras las disoluciones acuosas de
las siguientes especies: NaCl, NH4Cl, CH3-COONa y KNO3 (Kc NH4OH = 1,8.10-5 ; Kc
CH3-COOH = 1,8.10-5 ). (Selectividad, junio 2005).
54.- ¿Qué pH tendrá la disolución resultante al mezclar 60 mL de HCl 0,1M y 140 mL
de NaOH 0,05M? (Selectividad, junio 2006).
55.- Se valoraron 36 mL de una disolución de KOH con 10 mL de ácido sulfúrico,
H2SO4, del 98% en peso y densidad 1,8 g/mL. ¿Qué concentración, expresada en g/L,
tenía la disolución de hidróxido? (Selectividad, septiembre 2006).
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56.- Calcular el grado de disociación y el pH de una disolución acuosa 0,01M de
amoniaco (NH4OH) cuya constante de disociación es 1,8.10-5 .(Selectividad, septiembre
2006).
57.- a) ¿Qué es el pH de una disolución? ¿Y el pOH? ¿Pueden ser ambos menores que 6
simultáneamente?
b) ¿Qué se entiende por grado
de disociación? ¿Qué se entiende por ácido fuerte? (Selectividad, junio 2007).
58.- a) Calcular la Ka de un ácido monoprótico débil, HA, sabiendo que una disolución
acuosa de 0,10 moles de este ácido en 250 mL de agua se ioniza el
1,5%.
b) ¿Cuál es el pH de esa disolución? (Selectividad, junio 2007).
59.- A 25 °C la constante de disociación del NH4OH vale 1,8 • 10-5. Se tiene una
disolución de NH4OH 0,1 M, calcular: a) El grado de disociación; b) La concentración
de una disolución de NaOH que tuviera el mismo pH. .(Selectividad, septiembre 2007).
60.- La acción del H2SO4 concentrado sobre NaCl conduce a la obtención de HCl
gaseoso y Na2SO4; a) El HCl (g) liberado se recoge sobre agua de forma que se obtiene
un litro de disolución cuyo pH es 1. ¿Qué cantidad de NaCl habrá reaccionado?; b)
¿Qué volumen de H2SO4 del 98% en peso y 1,84 g/cm3 de densidad debe emplearse en
la reacción? (Selectividad, junio 2008).
61.- Considerando los valores de Ka de los ácidos, en disolución acuosa, HCN,
C6H5COOH, HClO2 y HF, conteste razonadamente a las siguientes preguntas: a)
Ordénelos de mayor a menor acidez en agua; b) Utilizando el equilibrio de ionización
de disolución acuosa, ¿cuáles son sus bases conjugadas? Datos: Ka: HCN= 10-10;
C6H5COOH= 10-5; HClO2 = 10-2; HF= 10-4. (Selectividad, junio 2008).
62.- a) ¿Cuál es la concentración en HNO3 de una disolución cuyo pH es 1? b) Describa
el procedimiento e indique el material necesario para preparar 199 mL de disolución de
HNO3 10-2 M a partir de la anterior disolución. (Selectividad, septiembre 2008).
63.- a) Razonar si son ciertas o no las afirmaciones: 1) “Una disolución de pH trece es
más básica que otra de pH ocho”; 2) “Cuanto menor sea el pH de una disolución mayor
es su acidez”; b) ¿Qué signo tendrá la variación de la energía libre de Gibas en una
reacción exotérmica que transcurre a 298,15K? Razonar la respuesta. (Selectividad,
septiembre 2008).
64.- a) Se preparan disoluciones acuosas de CH3-COONa y NH4NO3. Indique
razonadamente el carácter ácido, básico o neutro que presentarán dichas disoluciones; b)
¿Qué sustancias son bases según la teoría de Brönsted-Lowry? Ponga un ejemplo.
Constantes de ionización: CH3-COOH = 1,8.10-5; NH4OH = 1,8. 10-5. (Selectividad,
junio 2009).
65.- Se dispone de una disolución acuosa que en el equilibrio tiene 0,2 M de H-COOH
(ácido fórmico), cuya concentración en protones es 10-3 M. a) Calcule qué
concentración de ión formiato tiene dicha disolución (Ka ácido fórmico = 2.10-3); b)
¿Cuántos mililitros de HCl 0,1 M habría que tomar para preparar 100 mL de una
disolución del mismo pH que la disolución de ácido fórmico? (Selectividad, junio 2009).
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66.- Calcule: a) El pH de una disolución 0,03 M de ácido clorhídrico, HCl, y el de una
disolución de hidróxido sódico 0,05 M; b) El pH de la disolución que resulta al mezclar
50 mL de cada una de las disoluciones anteriores (suponga que los volúmenes son
aditivos). (Selectividad, junio 2010).
67.- a) ¿Cuál es la concentración en HNO3 de una disolución cuyo pH es 1? b) Describa
el procedimiento de preparación de 100 mL de disolución de HNO3 10-2 M a partir de
la anterior. (Selectividad, junio 2010).
68.- a) ¿Cuál es la base conjugada de las especies HS- y NH3 ¿Escribir las
correspondientes reacciones ácido-base; b) ¿Qué es un ácido fuerte? ¿Cuál es la relación
existente entre la fuerza de un ácido y su constante de disociación? (Selectividad, junio
2010).
69.- Explique cuál o cuáles de las siguientes especies químicas, al disolverse en agua,
formará disoluciones con pH menor que siete: HCl; CH3-COONa, NH4Cl y NaCl.
(Selectividad, junio 2010).
70.- a) Nombre o formule según proceda: H2SO3; Al2O3; Co(IO3) 3; hidrógenofosfato de
calcio o hidrógenotetraoxofosfato (V) de calcio; hidróxido estánnico o hidróxido de
estaño (IV); b) ¿Qué es un indicador ácido-base? ¿Para qué se utiliza? (Selectividad,
septiembre 2010).
71.- Conteste razonadamente: a) ¿Cuál es el pH de 100 mL de agua destilada? b) ¿Cuál
sería el pH después de añadirle 0,05 mL de ácido clorhídrico 10 M? (Selectividad,
septiembre 2010).
72.- ¿Cuántos gramos de KOH contiene una disolución si su valoración con HNO3
0,150M requiere 10 mL de este ácido para su neutralización? (Selectividad, septiembre
2010).
73.- a) Defina los conceptos de ácido y base según la teoría de Arrhenius; b) Clasifique
por su avidez, de mayor a menor, las siguientes disoluciones: 1) Disolución de pH 10;
2) disolución de pOH 5; 3) disolución con concentración de iones OH- 10-12 M;
4) disolución con concentración de protones 10-8 M. (Selectividad, septiembre 2010).
74.- Razone la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones: a) A igual molaridad,
cuanto más débil es un ácido menor es el pH de sus disoluciones; b) A un ácido fuerte le
corresponde una base conjugada débil. (Selectividad, junio 2011).
75.- En un laboratorio se tienen dos matraces, uno conteniendo 15 mL de HCl cuya
concentración es 0,05M y el otro 15 mL de ácido etanoico (acético) de concentración
0,05 M. Ka (ácido etanoico) = 1,8.10-5, a) calcule el pH de cada una de ellas; b) ¿qué
cantidad de agua se deberá añadir a la más ácida para que el pH de las dos disoluciones
sea el mismo? (Selectividad, junio 2012).
76.- a) Defina los conceptos de ácido y de base según la teoría de Brönsted-Lowry; b)
justifique, mediante las reacciones correspondientes, si el amoniaco y el agua se
comportan como ácido o base según esta teoría. (Selectividad, septiembre 2012).
40
77.- Se dispone de HNO3 del 63% de riqueza en peso y densidad 1,4 g/mL. Calcular: a)
molaridad y molalidad de la disolución; b) ¿qué volumen de una disolución 0,5M de
hidróxido sódico (NaOH) se necesita para neutralizar 10 mL de la disolución de ácido
nítrico? (Selectividad, septiembre 2012).
78.- En una disolución de ácido acético (CH3-COOH), su grado de disociación es del
1,5%. Calcule: a) la constante de ionización, Ki, del ácido; b) el pH de la disolución.
(Selectividad, septiembre 2012).
79.- Se diluyen 50 mL de ácido acético (CH3-COOH) 0,4 M añadiendo agua hasta
obtener 500 mL de disolución. Para la disolución resultante, calcular: a) molaridad de
esta disolución; b) pH; c) grado de ionización en el equilibrio. Ka=1.8.10-5.
(Selectividad, junio 2013).
80.- Se dispone de una disolución acuosa 0,001M de ácido cloroacético (ClCH2-COOH),
ácido monoprótico débil del tipo HA, cuya constante Ka es 1,3.10-3. Calcular: a) la
cantidad de ácido (en gramos) necesaria para preparar dos litros de esta disolución; b)
pH y grado de disociación del ácido. (Selectividad, septiembre 2013).
81.- a) Para neutralizar 0,186 g de KOH puro se han empleado 40,40 mL de una
disolución de HCl, ¿cuál es la concentración molar del ácido clorhídrico? b) Si la misma
cantidad de KOH se disuelve en agua formando 5 mL de disolución, ¿qué concentración
molar tendrá la disolución resultante? ¿Qué volumen de esta disolución de KOH habrá
que tomar para preparar 150 mL de otra disolución 0,01 mol.L-1 de KOH? (Selectividad,
junio 2014).
82.- Para intentar neutralizar 250 mL de HNO3 0,5M se han añadido 150 mL de una
disolución de NaOH 1M. a) ¿Se ha conseguido neutralizar la disolución? Justificar la
respuesta; b) Calcular el pH de la disolución final resultante. (Selectividad, julio 2014).
83.- Según la teoría de Brönsted-Lowry, ¿cuáles de las siguientes especies pueden
actuar sólo como ácidos, sólo como bases y cuáles como ácidos y bases? HSO4-; SO32-;
H3O+; HClO4; S2-; HCO3-; CO32- y H2PO4-. (Selectividad, julio 2014).
41
BLOQUE 8. Introducción a la electroquímica.
1.- Deduce el número de oxidación de cada uno de los elementos en los siguientes
compuestos: Fosfina, ion bicarbonato; cloruro amónico; hidróxido de bismuto(III),
sulfuro arsenioso; dicromato potásico; cloruro de nitrosilo: NOCl; permanganato
potásico; ácido sulfúrico; óxido nítrico (NO).
2.- Indicar cuales de las siguientes reacciones son redox:
a) Óxido de magnesio con bromuro de hidrógeno para dar bromuro de magnesio y agua.
b) Nitrato potásico que se descompone en nitrito potásico y oxígeno.
c) Cobre con ácido nítrico para dar nitrato cúprico, óxido nítrico y agua.
d) Sulfuro de hidrógeno con ácido sulfúrico para dar dióxido de azufre, azufre elemental
(S) y agua.
e) Sulfuro de plomo(II) con oxígeno para dar óxido plumboso y dióxido de azufre.
3.- Ajusta las siguientes reacciones:
a) Permanganato potásico con ácido clorhídrico para dar cloruro de manganeso (II),
cloro, cloruro potásico y agua.
b) Dióxido de manganeso con cloruro sódico y ácido sulfúrico para dar sulfato de
manganeso (II), sulfato sódico , cloro y agua.
c) Ácido nítrico y ácido clorhídrico para dar cloro, cloruro de nitrosilo y agua.
d) Amoniaco con óxido de cobre (II) para dar agua, nitrógeno y cobre.
e) Óxido de arsénico(III) con ácido nítrico y agua para dar ácido arsénico y dióxido de
nitrógeno.
f) Arsénico elemental (As) con hipoclorito sódico y agua para dar cloruro sódico y ácido
arsénico.
g) Dicromato potásico con dióxido de azufre en medio de ácido sulfúrico para dar
sulfato doble de cromo y potasio y agua.
h) Sulfuro de hidrógeno con ácido sulfúrico para dar dióxido de azufre, azufre elemental
(S) y agua.
i) Cloruro de cobalto(II) en medio básico de hidróxido potásico y clorato potásico para
dar óxido de cobalto (III), cloruro potásico y agua.
j) Ácido nítrico con cinc para dar nitrato de cinc y nitrato amónico.
42
4.- Calcula el equivalente químico de reducción del dicromato potásico en medio ácido.
La semirreacción es: ion dicromato en medio ácido para dar ion cromo (III) y agua.
Calcula la cantidad de dicromato potásico que se necesita para preparar 250 ml de una
disolución 0,2N. ¿Qué molaridad tiene dicha disolución?. Si el dicromato potásico
oxida al ion sulfuro hasta azufre elemental, calcula la cantidad de azufre que se obtiene
en la reacción de la disolución anterior con un exceso de ion sulfuro.
5.- Por calefacción, el nitrato potásico se descompone en nitrito potásico y oxígeno.
Calcular el equivalente redox en este proceso para el nitrato potásico y los gramos que
se necesitan par obtener 12 litros de oxígeno a 100ºC y 600 mm de Hg
6.- Dada la reacción: permanganato potásico con agua oxigenada en medio ácido
sulfúrico para dar sulfato de manganeso (II), sulfato potásico, oxígeno y agua. a)
Ajústala por el método de ion electrón, indicando oxidante, reductor y semiprocesos
redox; b) si 10 ml de la disolución de agua oxigenada necesitan 18,6 ml de
permanganato potásico 0,02 M para reaccionar completamente, ¿cuál es la molaridad de
la disolución de agua oxigenada?; c) ¿qué volumen de oxígeno, medido en condiciones
normales, se desprenden en la reacción anterior?
7.- El analizador que detecta la presencia de alcohol etílico en la sangre de las personas
que se sospecha que conducen ebrios está basado en la siguiente ecuación redox: etanol
con dicromato potásico y ácido sulfúrico da ácido acético, sulfato potásico, sulfato de
cromo (III) y agua. Se tomó una muestra de 60 gramos de sangre de un conductor y se
necesitó para su valoración 28,64 ml de dicromato potásico 0,0765 M. Calcula los
gramos de etanol que hay en la muestra de sangre. Si el límite legal permitido para el
contenido de alcohol en sangre es del 0,1% en peso, ¿iba en estado de embriaguez?
8.- Se construyen las pilas posibles, combinando los siguientes electrodos: Al3+/Alo;
Fe2+/Feo; Sn2+/Sno, sabiendo que los potenciales valen, respectivamente -1,66v, -0,44v
y -0,14v. Para cada una de ellas, indica: a) cuál es el polo positivo y cuál el negativo; b)
reacciones que tienen lugar; c) el valor de la fuerza electromotriz; (se supone que la
concentración de todos los iones es 1 M).
9.- La fuerza electromotriz de las pilas:
Cro/Cr3+ (dis.) // Ag+(dis.) /Ago y Ago/Ag+(dis) // Au3+(dis) /Auo es de 1,54 v y 0,70 v
respectivamente. Calcular los potenciales normales de los electrodos Cr3+/Cro y
Au3+/Auo, sabiendo que el potencial de reducción del electrodo Ag+/Ago es de 0,80 v.
10.- ¿Se podría agitar una disolución de ion hierro (III) con una cucharilla de aluminio?
y al revés, ¿agitar una disolución de ion aluminio(III) con una cucharilla de hierro?
Razonar las respuestas sabiendo que los potenciales de reducción del Al3+/Alo y
Fe3+/Feo valen, respectivamente –1,66 v y –0,04 v.
11.- Las semirreacciones de descarga de un acumulador son:
Pb + HSO4- → PbSO4 + H+ + 2eHSO4- + PbO2 + 3 H+ →PbSO4 + 2H2O - 2 eFormular la reacción global indicando el electrodo donde hay oxidación y donde hay
reducción. Calcular en amperios-hora la cantidad de electricidad que se genera por
gramo de plomo sulfatado y la energía eléctrica producida en Kw.h, sabiendo que la
43
tensión es de 2,03 voltios. Supuesto reversible el funcionamiento de la batería, calcúlese
el potencial del electrodo PbO2/PbSO4, sabiendo que el del otro electrodo es de –0,35
voltios.
12.- Se tiene una célula galvánica constituida por los semielementos Fe2+/Fe y Co2+/Co,
en condiciones estándar. a) ¿Cuál es el ánodo y cuál es el cátodo? ¿Por qué?; b)
Representación abreviada de la célula; c) ¿Cual es la reacción responsable de la f.e.m. y
el valor de ésta?. Eo Fe2+/Fe = -0,44 v; Eo Co2+/Co = -0,28 v. (Selectividad, junio 1994).
13.- a) Define los conceptos de oxidación, reducción, oxidante y reductor; b) ajustar la
reacción: KI + H2SO4 → K2SO4 + I2 + H2S + H2O, e indicar quién es el oxidante y
quién el reductor. (Selectividad, junio 1994).
14.- a) ¿Cuál es la función de un puente salino en una celda galvánica?: b) ajuste la
siguiente reacción redox: KNO3 + Zn + H2SO4 → ZnSO4 +(NH4) 2SO4 + K2SO4 + H2O.
(Selectividad, junio 1996).
15.- El ácido nítrico concentrado reacciona con el estaño metálico formándose dióxido
de estaño sólido y dióxido de nitrógeno gaseoso. Se pide: a) escribir la reacción ajustada;
b) indicar los sistemas oxidante y reductor. (Selectividad, septiembre 1996).
16.- En ciertas condiciones el permanganato de potasio reacciona con el cloruro de
estaño(II), en presencia de ácido clorhídrico para dar cloruro de manganeso (II), cloruro
de estaño (IV), cloruro potásico y agua. a) ajusta la reacción; b) indique los sistemas
oxidante y reductor. (Selectividad, junio 1997).
17.- La f.e.m. de la siguiente pila: Zn/Zn2+(1M) // Sn2+(1M)/Sn es 0,62 voltios. a) ¿Cuál
será el potencial normal de reducción del electrodo Sn2+/Sn, si el de Zn2+/Zn vale –0,76
V?; b) Determina el potencial de la pila Zn(s) + 2 Ag+ (ac)  Zn2+(ac) + 2 Ag(s), si los
potenciales de reducción son Zn2+/Zn = -0,76 V y Ag+/Ag = 0,80 V. (Selectividad, junio
1997).
18.- ¿Cuáles de las siguientes reacciones son de oxidación-reducción? Indica en las
reacciones redox las especies que se oxidan y las que se reducen: a) 2F2 + 2 H2O → 4
HF + O2 ; b) CaCO3 → CaO + CO2; c) CaS + Cl2 → CaCl2 + S; d) NH4Cl → NH3 +
HCl. (Selectividad, septiembre 1997).
19.- Una muestra de metal, de masa atómica 157,2, se disolvió en ácido clorhídrico y se
realizó la electrolisis de la disolución. Cuando habían pasado por la célula 3215
culombios, se encontró que, en el cátodo, se habían depositado 1,74 gramos de metal.
Calcular la carga del ion metal.
20.- ¿Cuál es la reacción iónica y el potencial normal de la celda, compuesta por los
pares Cd2+/Cd y Cu2+/Cu? ¿Cuál será el cátodo y cuál será el ánodo? Eo(Cd2+/Cd) = 0,40 V; Eo (Cu2+/Cu) = 0,34 V. (Selectividad, junio 1998).
21.- El cinc reacciona con el ácido nítrico (ácido trioxonítrico) para dar nitrato de cinc
(bistrioxonitrato(V) de cinc), nitrato amónico (trioxonitrato(V) de amonio) y agua. a)
44
Ajusta la reacción por el método de ion electrón; b) Calcula los gramos de ácido nítrico
que se necesitan para disolver 16,34 gramos de cinc. (Selectividad, junio 1998).
22.- En ciertas condiciones, el sulfuro de hidrógeno reacciona con ácido nítrico para
producir azufre, agua y nitrógeno molecular. a) ajuste la reacción; b) indique los
sistemas oxidante y reductor. (Selectividad, septiembre 1998).
23.- En medio básico, hidróxido potásico, tiene lugar la siguiente reacción: Cl 2 + KOH
+ MnO2 →KMnO4 + H2O + KCl. a) Formula y ajusta las semirreacciones iónicas así
como la reacción global del proceso; b) calcula los gramos de dióxido de manganeso
que serán necesarios disolver en agua destilada para obtener 0,500 litros de disolución
3,5.10-2 M de permanganato potásico. (Selectividad, septiembre 1998).
24.- Cuando se calienta el clorato potásico, se descompone, mediante un proceso de
autooxidación-reducción (la misma sustancia actúa como oxidante y reductor), dando
cloruro potásico y perclorato potásico. a) Ajusta la ecuación redox, escribiendo
previamente las correspondientes semirreacciones; b) al descomponerse 3,06 gramos de
clorato potásico se desprenden 1,05 kJ de calor. Halla la cantidad de energía calorífica
que se desprenderá en una reacción de descomposición de clorato potásico en la que se
produzcan 0,30 moles de perclorato potásico. (Selectividad, junio 1999).
25.- ¿Cuánto tiempo ha de pasar una corriente de 4 amperios a través de una disolución
de nitrato de níquel(II) para depositar un gramo de metal. Dato: 1F= 96500 C.
(Selectividad, junio 1999).
26.- Se construye una pila con electrodos de aluminio y de cinc sumergidos en
disoluciones de Al3+ y Zn2+ respectivamente. a) Dibuje el esquema de la pila, indicando
ánodo, cátodo y sentido de circulación de los electrones; b) escriba las reacciones que
ocurren en los electrodos, la reacción global y calcule la fuerza electromotriz estándar
de la pila. Eo (Al3+/Al)= -1,66 V; Eo (Zn2+/Zn) = -0,74 V. (Selectividad, junio 2000).
27.- Considere la siguiente reacción: K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 → Cr2 (SO4) 3 + S +
K2SO4 + H2O. a) Identifique las especies oxidantes y reductoras que intervienen en la
reacción, indicando los estados de oxidación de cada elemento en los estados inicial y
final; b) ajuste la reacción mediante el método de ión-electrón. (Selectividad,
septiembre 2000).
28.- a) Ajuste por el método ión-electrón la reacción siguiente, escribiendo las
reacciones iónicas que tienen lugar:
K2Cr2O7 +H2S + H2SO4 → Cr2(SO4) 3 + S + K2SO4 + H2O; b) Escriba el nombre
de las sales que aparecen en la ecuación anterior. (Selectividad, septiembre 2001).
29.- a) Ajuste por el método de ion-electrón la ecuación siguiente, escribiendo las
reacciones iónicas que tienen lugar:
KMnO4 + HCl + SnCl2
→ MnCl2 + SnCl4 + KCl + H2O ; b) nombre las
sales que aparecen en la ecuación anterior. (Selectividad, junio 2002).
45
30.- El Cl2 (g) se obtiene en el laboratorio por oxidación del HCl con MnO2,
formándose además MnCl2 y agua. a) Ajuste la reacción mediante el procedimiento de
ion-electrón. b) ¿Qué volumen de HCl del 30% en peso y densidad 1,15 g/mL se
necesitan para preparar 1 mol de Cl2? (Selectividad, junio 2003).
31.- a) Ajuste por el método ion-electrón la reacción siguiente, escribiendo las
reacciones iónicas que tienen lugar: H2SO4 + KBr → SO2 + Br2 + K2SO4 + H2O.
b) Nombre todos los compuestos que aparecen en la ecuación anterior. (Selectividad,
junio 2003).
32.- a) En una cuba electrolítica se depositan en el cátodo 5 g de Zn metálico a partir de
una disolución de ZnSO4. ¿Qué cantidad de electricidad se necesita para llevar a cabo
este proceso? b) ¿Qué tipo de reacción ha ocurrido en el cátodo? Razone la respuesta.
(Selectividad, septiembre 2003).
33.- Considere los siguientes potenciales normales: Eo Au3+/Au = 1,50 v; Eo Mn2+/Mn =
-1,18 v; Eo Ca2+/Ca = -2,87 v; Eo Ni2+/Ni = -1,25v. Conteste razonadamente: a) ¿Cuáles
de estos elementos en estado metálico cabe esperar que sean oxidados en disolución
ácida 1 M? Escriba las reacciones. Dato: E H+/H2=0,0v. b) ¿Ocurrirá alguna reacción al
introducir una barra de calcio metálico en una disolución 1M de Au3+? Escriba la
reacción en caso afirmativo. (Selectividad, junio 2004).
34.- a) Indicar esquemáticamente cómo construiría una pila galvánica. b) Enunciar las
leyes de Faraday. (Selectividad, septiembre 2004).
35.- Se tiene una disolución acuosa de sulfato de cobre (II). a) Calcular la intensidad de
corriente que es necesario pasar a través de la disolución para depositar 5 g de cobre en
30 minutos; b) ¿Cuántos átomos de cobre se habrán depositado? (Selectividad, junio
2005).
36.- a) Escribir y ajustar las semirreacciones iónicas y la reacción global de la siguiente
ecuación que tiene lugar en medio ácido:
KI + H2SO4 KMnO4 → I2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O. b) ¿Qué cantidad de ácido
sulfúrico 2M es necesaria para reaccionar con 25 g de KI? (Selectividad, junio 2005).
37.- a) Definir el concepto de número de oxidación (también llamado estado de
oxidación) de un átomo en un compuesto. b) Calcular el número de oxidación de cada
elemento en los compuestos LiAlH4 y Na2SnO2. (Selectividad, junio 2006).
38.- La reacción química global de la pila Cu-Zn se puede escribir:
Zn + CuSO4 → Cu + ZnSO4
Los potenciales normales de reducción son Zn2+/Zn = -0,763 V y Cu2+/Cu = 0,337 V.
La intensidad de corriente que circula por esta pila durante una hora es de 45,0 mA. Se
pide: a) Semirreacciones anódica y catódica y el valor de la fuerza electromotriz de la
pila; b) La masa de cobre depositada. (Selectividad, junio 2006).
39.- a) Concepto electrónico de oxidación y de reducción
b) Calcular el estado de oxidación o número de oxidación de cada elemento en los
compuestos Na2S2O3 y Ca(ClO4)2. (Selectividad, septiembre 2006).
46
40.- Dada la reacción:
HCl + K2CrO4 → CrCl3 + KCl + Cl2 + H2O
a) Ajustarla por el método de ión-electrón; b) Calcular los gramos de cromato potásico
necesarios para obtener 100 gramos de tricloruro de cromo, si el rendimiento de la
reacción es del 60%. (Selectividad, septiembre 2006).
41.- Una pila consta de una semicelda que contiene una barra de Pt sumergida en una
disolución 1 M de Fe2+ y 1 M de Fe3+. La otra semicelda consiste en un electrodo de
Tl sumergido en una disolución 1M de Tl+
a) Escribir la reacción global y las semirreacciones anódica y catódica
b) Escribir la notación de la pila y calcular su potencial estándar. Eo Tl+/Tl: - 0,34 v.
EoFe3+/Fe2+: + 0,77 v. (Selectividad, junio 2007).
42.- a) Ajustar por el método del ión-electrón la ecuación siguiente, escribiendo las
semirreacciones de oxidación y reducción:
K2Cr2O7 + SnCl2 + HCl → CrCl3 + SnCl4 + KCl + H2O
b) Nombre únicamente las sales que aparecen en la ecuación anterior. (Selectividad,
septiembre 2007).
43.- Se sabe que el ión MnO4- oxida el hierro (II) a hierro (III), en presencia de H2SO4,
reduciéndose él a Mn(II). a) Escriba y ajuste las semirreacciones de oxidación y
reducción y la ecuación iónica global; b) ¿Qué volumen de KMnO4 0,02 M se requiere
para oxidar 40 mL de disolución 0,1 M de FeSO4 en disolución de H2SO4? (Selectividad,
junio 2008).
44.- El principal método de obtención del aluminio comercial es la electrolisis de sales
de Al3+ fundidas. a) ¿Cuántos culombios deben pasar a través del fundido para depositar
1 Kg de aluminio? b) Si una celda electrolítica industrial de aluminio opera con una
intensidad de corriente de 40.000 A, ¿cuánto tiempo será necesario para producir 1 Kg
de aluminio? (Selectividad, septiembre 2008).
45.- a) Ajustar por el método de ión-electrón la ecuación redox: Sn + HNO3  SnO2
+ NO + H2O, escribiendo las semirreacciones de oxidación y reducción; b) nombrar
todas las sustancias, excepto el agua, que aparecen en la reacción redox anterior. ¿De
todas ellas, cuál es la que actúa como oxidante en la reacción? (Selectividad, septiembre
2008).
46.- El cloro se obtiene en el laboratorio según la reacción: MnO2 + HCl  MnCl2 +
Cl2 + H2O. a) Ajuste la reacción molecular por el método del ión-electrón; b) Calcule
el volumen de ácido clorhídrico 0,2 M que es necesario utilizar para obtener 100 L de
cloro medidos a 20ºC y 760 mm de Hg. (Selectividad, junio 2009).
47.- a) La obtención de oxígeno al calentar clorato potásico, según la reacción 2 KClO3
 2 KCl + 3 O2, ¿es una oxidación o una reducción? Razone la respuesta; b) Explique
brevemente por qué el átomo de carbono actúa tetravalente. (Selectividad, junio 2009).
48.- Sabiendo que: Zn(s) / Zn2+(1M) // H+(1M) / H2 (1 atm)/Pt(s) Eopila =0,76 V
Zn(s) / Zn2+(1M) // Cu+ (1M) / Cu(s)
Eopila =1,10 V
47
Calcule los siguientes potenciales estándar de reducción: a) Eo(Zn2+/Zn); b) Eo
(Cu2+/Cu). (Selectividad, junio 2010).
49.- En la pilar que utiliza la siguiente reacción: Cu + Fe3+  Cu2+ + Fe2+ a) Identifica
el ánodo y el cátodo y escribir las semirreacciones que tienen lugar; b) Escribir la
reacción ajustada de la pila, calcular la fuerza electromotriz estándar e indicar si el
proceso es espontáneo. Eo (Fe3+/Fe2+= 0,77 v; Eo Cu2+/Cu = 0,34 V. (Selectividad, junio
2010).
50.- a) Ajustar por el método ion-electrón la ecuación redox: NH3 + CuO  N2 + Cu +
H2O; b) calcular la cantidad de cobre que se obtendría al tratar con cantidad suficiente
de amoniaco 15,9 gramos de CuO si el rendimiento de la reacción fuera del 85%.
(Selectividad, junio 2010).
51.- Considere la reacción: 2 Ag+ + Zn  2 Ag + Zn2+ Si los potenciales normales
de reducción son Ag+/Ag = 0,80 V y Zn2+/Zn = -0,76 V, a) Explique cómo se podría
construir una pila basada en la reacción anterior y dibuja un esquema de la misma; b) Si
las concentraciones de todas las especies iónicas son 1M, ¿cuál será la f.e.m. de la pila?
¿Qué electrodo disminuirá de peso? (Selectividad, septiembre 2010).
52.- El K2Cr2O7 reacciona con el NaI en medio H2SO4, produciéndose I2, Na2SO4,
Cr2(SO4)3 y H2O. a) Ajuste la reacción correspondiente por el método del ion-electrón e
indique la naturaleza de las semirreacciones; b) 5º mL de una disolución de K2Cr2O7
que contiene 25 g/L de soluto reaccionan exactamente con 40 mL de una disolución de
NaI. Calcule la concentración de esta disolución. (Selectividad, septiembre 2010).
53.- a) Ajustar por el método de ion-electrón la siguiente reacción, indicando los
semiprocesos de oxidación y reducción: Sn + HNO3  SnO2 + NO + H2O; b)
Nombrar todas las sustancias, excepto el agua, que aparecen en ella. ¿Cuál es la especie
oxidante? (Selectividad, junio 2011).
54.- Teniendo en cuenta los potenciales estándar siguientes: Zn2+/Zn = - 0,76V; Cu2+/Cu
= +0,34V; Fe2+/Fe = -0,44V; H+(ac)/H2 = 0,00V, a) deduzca, razonadamente, si los
metales cinc, cobre y hierro reaccionarán al añadirlos, cada uno de ellos por separado, a
una disolución ácida de [H+(ac)] = 1M; b) Si se dispone de una disolución de Fe2+ de
concentración 1M, ¿cuál de los otros dos metales permitiría obtener Fe al introducirlos
en esta disolución? Escriba, para este caso, las semirreacciones de oxidación y de
reducción e indique qué especie se oxida y cuál se reduce. (Selectividad, junio 2012).
55.- a) Ajuste por el método de ion-electrón la siguiente reacción: MnSO4 + KMnO4 +
H2O  MnO2 + K2SO4 + H2SO4, indique también las semirreacciones de oxidación y
de reducción; b) nombre los compuestos que intervienen en la reacción exceptuando el
agua. (Selectividad, junio 2012).
56.- a) Ajustar por el método del ion-electrón la ecuación siguiente e indicar,
razonándolo, cuáles son las especies oxidante y reductora: KMnO4 + H2SO4 + H2S 
MnSO4 + S + K2SO4 + H2O; b) nombrar los ácidos y sales que aparecen en la ecuación
anterior. (Selectividad, septiembre 2013).
57.- Al efectuar la electrolisis de una disolución de HCl se desprende cloro molecular en
el ánodo. ¿Qué volumen de cloro, medido en condiciones normales, se desprenderá al
pasar una carga de 50.000 culombios? (Selectividad, septiembre 2013).
48
58.- Para la reacción: I2 + HNO3  HIO3 + NO + H2O, a) Determinar la especie que se
oxida y la que se reduce; b) determinar los productos de la oxidación y de la reducción y
c) ajustar la reacción por el método del ion-electrón. (Selectividad, junio 2014).
59.- Se tiene una pila galvánica compuesta por una semipila de Fe2+/e y otra deCo2+/Co,
en condiciones estándar. a) ¿Cuál de ellas es el ánodo y cuál es el cátodo y por qué? b)
¿Qué reacción electroquímica se produce? c) ¿Cuál es el reductor? d) ¿Cuál es el
potencial de la pila? Potenciales normales de reducción: Fe2+/Fe =-0,44V; Co2+/Co =
-0,28 V. (Selectividad, julio 2014).
49
BLOQUE 9. Estudio de algunas funciones orgánicas,
1.- a) Identifique los grupos funcionales en cada una de las siguientes moléculas y
nómbrelas:
CH3-CH2-CO-CH2-CH2-CH3, CH3-CH2-COOC2H5; CH3-CH2-O-CH2-CH2-CH2-CH3;
CH3-CH2-CHO
b) Las unidades estructurales básicas de las proteínas son los aminoácidos. ¿Qué es un
aminoácido? ¿Cuál es aminoácido más simple?. Escribe su fórmula e indica su nombre.
(Selectividad, junio 1994).
2.- La combustión de 2,573 gramos de un compuesto orgánico dio 5,143 g de CO2 y
0,9015 g de H2O. ¿Cuál es la fórmula empírica del compuesto, si sólo contenía C, H y O?
(Selectividad, junio 1994).
3.- a) Defina “grupo funcional”. ¿Por qué es lógico clasificar los compuestos orgánicos
de acuerdo con sus grupos funcionales?; b) al quemar un hidrocarburo saturado la
relación de masas de CO2 y H2O obtenida es 55/27. ¿De qué alcano se trata?
(Selectividad, septiembre 1994).
4.- a) Formule o nombre, según corresponda, los siguientes compuestos orgánicos: 1) 2metilbutanoato de etilo; 2) 3-pentanona; 3) benzaldehído; 4) CH2=CH-CHOH-CH3; 5)
CH3-N(CH3)-CH3; b) ¿Qué productos se obtienen en la adición de halogenuros de
hidrógeno a alquenos? Pon dos ejemplos. (Selectividad, junio 1995).
5.- Indique los tipos de hibridación que existen en el metano, benceno y etino.
(Selectividad, junio 1996).
6.- a) Formule o nombre, según corresponda, los siguientes compuestos orgánicos: 1)
CH3-COO-CH3; 2) CH2=CH-CH3; 3) CH3-NH-CH2-CH3; 4) Propanona; 5) 3-metil-1buteno; b) ¿Qué tipos de compuestos pueden adicionarse a un doble enlace? Ponga
ejemplos. (Selectividad, junio 1996).
7.- a) Nombra o formula, según corresponda, los siguientes compuestos orgánicos: 1)
CH3-CH2-CH2OH; 2) CH2=CH-CH2-COOH: 3) CH3-CH(CH3)-CH(CH3)-CH2-CH3; 4)
Benceno: 5) difeniléter; b) reacciones de sustitución en haluros de alquilo. Pon ejemplos.
(Selectividad, septiembre 1996).
8.- a) Formule o nombre, según corresponda, los siguientes compuestos orgánicos: 1) 3propil-1,5-heptadiino; 2) 2-metilpropanol; 3) CH3-NH-CH2-CH3; 4) CH3-CHOHCH2OH; b) ¿Qué productos se obtienen en la adición de halogenuros de hidrógeno a
alquenos? Pon dos ejemplos. (Selectividad, septiembre 1997).
9.- a) Explicar la teoría del estado de transición; b) formule o nombre, según proceda,
los siguientes compuestos orgánicos: 1) 2-penteno; 2) ciclobutano; 3) CH3-CH2-C=CH;
4) COOH-CH2-COOH. (Selectividad, junio 1998).
50
10.- a) ¿Qué es el efecto invernadero? ¿Cuáles son efectos sobre la Tierra?; b) completa
la siguiente reacción, indica de qué tipo es y nombra el compuesto resultante: CH3CHOH-CH3 + HBr . (Selectividad, junio 1999).
11.- La gasolina es una mezcla de hidrocarburos entre los que encuentra el octano. a)
Escribe la reacción ajustada para la combustión del octano; b) Sabiendo que el
porcentaje de O2 en el aire es del 21% en volumen, calcula el volumen de aire, en
condiciones normales, necesario para quemar 2,5 litros de octano de densidad 0,703
kg/dm3. (Selectividad, septiembre 1999).
12.- a) Formula y nombra cuatro compuestos, cada uno de los cuales contienen tres
átomos de carbono, uno de oxígeno y átomos de hidrógeno suficientes para que sean
moléculas saturadas; b) ¿Qué sucedería si se utilizase una cuchara de aluminio para
agitar una disolución de Fe2+? Eo (Fe2+/Fe) = -0,44 V; Eo (Al3+/Al) = -1,67 V.
(Selectividad, septiembre 1999).
13.- 1.00 gramo de una sustancia orgánica gaseosa dio por oxidación 1,45 gramos de
CO2 y 0,600 gramos de H2O. El compuesto está formado por C, H y O únicamente. Un
gramo del compuesto orgánico, ocupa, en condiciones normales, un volumen molar de
747 cm3. Calcula: a) su fórmula empírica; b) su fórmula molecular y el nombre del
compuesto. (Selectividad, septiembre 1999).
14.- a) Formule los siguientes compuestos orgánicos: 2,3-butanodiol; 3-pentanona;
ácido benzoico; acetato de propilo; vinilamina; b) escriba un ejemplo de reacción de
sustitución sobre el 2-bromopropano, indicando el nombre del compuesto final.
(Selectividad, junio 2000).
15.- a) Describa una forma de obtener 2-bromopropano a partir del propeno. Escriba la
reacción; b) la fórmula empírica de un compuesto orgánico es C5H10O. Escriba las
fórmulas desarrolladas de cuatro isómeros de este compuesto. (Selectividad, septiembre
2000).
16.- El análisis de un compuesto orgánico proporcionó los siguientes resultados de
composición centesimal: 54,5% de carbono, 9,1% de hidrógeno y 36,4% de oxígeno. Se
determinó también su masa molecular, 88 g/mol. Deduzca la fórmula molecular del
compuesto y escriba una estructura desarrollada con su nombre. (Selectividad, junio
2001).
17.- a) Formule los siguientes compuestos orgánicos: 2-butanona; cloruro de etenilo;
propanoato de butilo; dietil éter; b) ¿qué productos se obtendría en la eliminación de una
molécula de agua a partir de 2-propanol? Escriba la reacción. (Selectividad, septiembre
2001).
18.- a) Escriba la fórmula desarrollada y el nombre de una amina, un aldehído, una
amida y un éster. b) Explique, mediante la reacción correspondiente, cómo podría
obtenerse propano a partir del propeno. (Selectividad, junio 2002).
19.- a) Formule los siguientes compuestos: 2,3-dimetilpentano; propanotriol; butanal;
ácido 2-clorobutanoico; b) nombre los siguientes compuestos: C6H5-CH3; CH3-CH2CO-CH2-CH3; CH3-CH2-NH2; CH3-CH(CH3)-COOH (Selectividad, junio 2003).
51
20.- Un gramo de un compuesto orgánico gaseoso, constituido sólo por C, H y O ocupa
en condiciones normales un volumen de 747 mL. Al quemar el gramo del compuesto se
obtuvieron 1,46 g de CO2 y 0,60 g de H2O. Determine la fórmula molecular del
compuesto e indique su nombre. (Selectividad, septiembre 2003).
21.- Un compuesto orgánico tiene la siguiente composición centesimal: 26,7% de C;
2,2% de H y 71,1% de O. Si su masa molecular es 90, calcule la fórmula molecular del
compuesto y nómbrelo. (Selectividad, septiembre 2003).
22.- Defina isomería de cadena. Escriba tres isómeros de cadena del octano que
contengan cada uno dos radicales metilo y nómbrelos. (Selectividad, septiembre 2003).
23.- Considere la molécula de acetileno, C2H2. Conteste razonadamente: a) ¿Qué tipo de
hibridación presenta el átomo de carbono en este compuesto? ¿Cuántos enlaces de
tipo y cuántos de tipopresenta la molécula? b) ¿Qué tipo de reacción química
tendría lugar entre esta especie e hidrógeno molecular? Escriba las reacciones
correspondientes indicando lo nombres de los productos. (Selectividad, junio 2004).
24.- a) Escribir y nombrar los siguiente compuestos orgánicos: 1) un aldehído; 2) un
ácido; 3) una amina secundaria; 4) un alcohol secundario. b) Escribir la reacción entre el
propeno y el ácido clorhídrico. Nombrar el compuesto obtenido e indicar el tipo de
reacción orgánica que tiene lugar. (Selectividad, junio 2005).
25.- La fórmula empírica de un compuesto orgánico es CH2. En estado gaseoso su
densidad ( 0ºC y 1 atm de presión ) es 2,5 g/L. a) Determinar su fórmula molecular; b)
Indicar un posible compuesto cuya fórmula sea ésa y nombrarlo. (Selectividad,
septiembre 2006).
26.- a) ¿Qué tipo de isomería presenta estos dos compuestos CH3-CH2-CO-CH3 y CH3CH2-CH2-CHO? Definirla
b) Nombrar los compuestos anteriores e indicar su grupo
funcional. (Selectividad, junio 2006).
27.- a) Formular o nombrar, según corresponda, los siguientes compuestos orgánicos:
1)2-metilpropanal; 2)CH3-O-CH2-CH3; 3)CH3-CH2-NH2; 4) ácido 2-clorobutanoico.
b) Completar la reacción: CH3-CHCl-CH3 + NaOH
orgánico que se obtiene. (Selectividad, junio 2007).
→
¿?
Nombrar el producto
28.- Formular y nombrar cuatro compuestos orgánicos con grupo funcional diferente y
que cada uno de ellos contenga 3 átomos de C, 1 átomo de O y los átomos de H
suficientes para que no haya insaturaciones. (Selectividad, septiembre 2007).
29.- Escribir la fórmula del 2-metil-1-propanol y formular y nombrar tres isómeros
suyos: uno de posición, otro de cadena y otro de función. (Selectividad, junio 2008).
30.- Los alcoholes reaccionan con los ácidos orgánicos, en presencia de catalizadores,
formando ésteres, a) Escribir la reacción de esterificación entre el etanol (alcohol etílico)
y el ácido propanoico (ácido protónico); b) Nombrar el éster obtenido e indicar el grupo
funcional que tienen los ésteres. (Selectividad, septiembre 2008).
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31.- Escriba las fórmulas semidesarrolladas e indique el tipo de isomería que presentan
entre sí las siguientes parejas de compuestos: a) Propanal y propanona; b) 2,3dimetilbutano y 3-metilpentano. (Selectividad, junio 2009).
32.- a) Escriba y nombre todos los hidrocarburos de cadena lineal con 5 átomos de
carbono y que contengan únicamente un doble enlace; b) ¿En qué se transforman
cuando se hidrogenan? (Selectividad, junio 2010).
33.- Las fórmulas moleculares de tres hidrocarburos lineales son: C3H6; C4H10; C5H12:
Razone si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: a) Los tres pertenecen a la
misma serie homóloga; b) Los tres dan reacciones de adición; c) En los tres
hidrocarburos, todos sus átomos de carbono presentan hibridación sp3; d) Nombrar los
tres compuestos. (Selectividad, junio 2010).
34.- Escriba: a) Un hidrocarburo alifático saturado que presente isomería de cadena; b)
Un alcohol que presente isomería de posición. Formule en cada caso los dos isómeros y
nómbrelos. (Selectividad, junio 2010).
35.- a) Nombrar los siguientes compuestos: a) CH3-CH=CH-CH2Cl; b) CH3-COOCH2-CH3; c) CH3-CH2-NH-CH3; d) CH3-CH2-CHCl-CHO;
b) Formular los siguientes compuestos: a) propino; b) ácido cloroacético o ácido
cloroetanoico; c) acetamida o etanamida; d) 2,2-metil pentano. (Selectividad,
septiembre 2010).
36.- Formular y nombrar: a) Un alcohol de tres átomos de carbono cuyo grupo funcional
no esté sobre un carbono terminal; b) Un ácido carboxílico de cuatro átomo de carbono;
c) El éster que resulta de la combinación de los dos compuestos. (Selectividad, junio
2011).
37.- Escriba las fórmulas semidesarrolladas e indique el tipo de isomería que presentan
entre sí las siguientes parejas de compuestos: a) propanal y propanona; b) but-1-eno y
but-2-eno; c) 2,3-dimetilbutano y 3-metilpentano; d) etilmetiléter y propan-1-ol
(Selectividad, junio 2012).
38.- ¿Qué se entiende por isomería? Para cada tipo de isomería conocido proponer u
ejemplo aclaratorio. (Selectividad, junio 2013).
39.- a) Definir isomería de cadena y poner un ejemplo; b) escribir y nombrar un isómero
de función del etanol o alcohol etílico. (Selectividad, septiembre 2013).
40.- Una sustancia está constituida por C, H y O. Al reaccionar con oxígeno, el carbono
se oxida a dióxido de carbono y el hidrógeno a agua. A partir de 1 gramo de sustancia se
forman 0,9776 g de CO2 y 0,2001 g de agua. La masa molecular del compuesto es 90.
Hallar la fórmula de esta sustancia orgánica y nombrarla. (Selectividad, septiembre
2013)
41.- a) Formular o nombrar, según proceda, los siguientes compuestos orgánicos: 1)
CH3CH2CH2COOH; 2) pentan-2-ona; 3) dietil-éter (etoxietano); 4) CLCH=CHCl; 5)
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CH3-CH2-CHOH-CH3; b) ¿Qué producto se obtiene en la oxidación de un alcohol
secundario? Proponer un ejemplo. (Selectividad, junio 2013).
42.- Del siguiente conjunto de compuestos indicar: a) los que tienen la misma cadena
carbonada; b) los que tienen el mismo grupo funcional; c) los que tienen alguna
instauración; d) los que son isómeros. 1) CH3-CH2-COOH; 2) CH3CH=CH-COOH; 3)
CH3-O-CH2-CH3; 4) CH3-CH2-CH2-COOH. (Selectividad, junio 2014).
43.- La combustión de 0,4356 g de un compuesto orgánico oxigenado, de masa molar
60, origina 0,9580 g de CO2 y 0,5218 g de H2O. a) ¿Cuál es la fórmula molecular del
compuesto? b) escribir las fórmulas semidesarrolladas de sus isómeros y nombrarlos.
(Selectividad, julio 2014)
44.- Un alcohol tiene una composición centesimal de 64,87% de C; 13,51% de H y
21,62% de O. Determinar: a) su fórmula empírica; b) su fórmula molecular sabiendo
que cuando se vaporizan 18,50 g del alcohol a 150ºC, ocupan un volumen de 8,8L a la
presión de 750 mm de Hg; c) proponer dos isómeros de este fórmula y nombrarlos.
(Selectividad, julio 2014)
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