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Temas 1-2.
Conceptos de simetría molecular
La TOM aplicada a moléculas poliatómicas.
1.- Expresar todas las operaciones de simetría generadas por los elementos S4, S5 y C9.
2.- Representar los siguientes elementos de simetría: a) un eje C3 y un plano v en la molécula de
amoníaco y b) un eje C4 y un plano h en el ión plano-cuadrado [PtCl42-.
3.- Entre las siguientes moléculas y/o iones cuál tiene a) un centro de inversión y b) un eje S 4: CO2,
acetileno, BF3 y anión sulfato.
4.- Establecida la geometría de las moléculas covalentes óxido de cloro(I), trióxido de xenón,
amoníaco, trifluoruro de boro y tetrafluoroborato(III), determinar: a) los elementos, b) las operaciones
y c) el grupo puntual de simetría al que pertenecen.
5.- Indicar los elementos de simetría y el grupo puntual al que pertenecen las siguientes
moléculas y/o iones: PF2H, NHDMe, BFClH, NO3-, HCN y PF2Cl3.
6.- Una vez determinada la geometría de las moléculas de trifluoruro de cloro, agua y dióxido de
carbono, determinar el grupo puntual al que pertenecen y señalar que etiquetas de simetría tienen los
orbitales utilizados por el átomo central en las mismas.
7.- Estudiar mediante la TOM las siguientes moléculas y/o iones: ión oxonio, ión carbonato, ión
cianuro, sulfuro de carbono, ozono e ión nitrito. Representar el diagrama de orbitales moleculares,
determinar el orden de enlace y señalar los orbitales HOMO y LUMO.
Tema 3. Fundamentos de Reactividad Inorgánica
Conceptos Acido-Base y Redox
8.- Utilizando los criterios más adecuados para cada caso, clasificar a las siguientes especies como
ácidos o como bases:
NO3-, HClO4 (en NH3 líquido), PCl3, V5+, V2+, Al(CH3)3, BF3, Cl-, CO3 2-, NCl3, BeCl2.
9.- Explicar razonadamente las siguientes afirmaciones:
a) La acidez de los haluros de boro crece en el sentido BF3< BCl3 < BBr3.
b) BMe3 es mejor ácido de Lewis que BCl3.
c) El siloxano H3Si-O-SiH3 es una base de Lewis mucho más débil que el dimetil éter.
d) La trissililamina es plana mientras que la trimetilamina es piramidal.
e) El aducto que forma BF3 con PH3 es más estable que el formado frente a NH3.
10.- El ácido nítrico es un ácido de Brönsted en agua, pero en ácido sulfúrico ¿qué
comportamiento presentará ? Escribir las ecuaciones que justifiquen ambos comportamientos.
11.- Completar y comentar la siguiente reacción en NH3(l):
NH4I + CsNH2 
12.- Discutir el tipo de enlace que tendría lugar, teniendo en cuenta la contribución , entre: a) Ti(IV)
y F-, b) Pd(II) y PR3.
13.- Dada la serie de aductos Me3ENMe3, (E= B, Al, Ga, In) identificar al ácido y a la base.
Teniendo en cuenta los parámetros de Drago-Wayland ¿ en qué sentido disminuirá la fuerza del enlace
en los aductos ?
14.- Utilizando los parámetros de Drago-Wayland, comparar la estabilidad relativa de los aductos que
forma BMe3 con las bases NH3, NMe3 y NH2Me.
15.- a) Si disponemos de SEt2 (C=7.40; E=0.34) y OEt2 (C=3.25; E=0.96) ¿ con qué base formarán el
aducto más estable SbCl5 o GaMe3 
b) En el caso que fueran las bases PMe3 (C=6.55; E=0.84) y OPMe3 (C=5.99; E=1.03) ¿ con qué ácido
formarán el aducto más estable I2 o GaMe3 
16.- Discutir qué parámetros influyen en la fuerza ácida de los ácidos halohídricos HX(ac) (X=F, Cl, Br,
I) ¿Son ácidos débiles, fuertes o de fuerza media?
17.- Explicar como varía la fuerza ácida de los oxoácidos formados por el cloro.
18.- Igualar por el método del ión-electrón las siguientes ecuaciones:
a) ClO- + CrO2-  CrO42- + Cl- (medio básico)
b) KClO3 + H2C2O4  ClO2 + CO2 + H2O + K2C2O4
c) Ag2S2O3 + H2O  Ag2S + SO42- (medio ácido)
d) Cr 2+ + I- + OH- + Cl2  CrO4 2- + IO4- + Cl- +H2O
e) Bi + HNO3  Bi2O5 + NO + H2O
f) Mn2+ + S2O82- + H2O  MnO4- + SO42- ( medio ácido)
g) As2S3 + H+ + NO3-  SO42- + As2O5 + NO2 + H2O
h) CoCl2 + KNO2 + CH3-COOH  K3[Co(NO2)6] + NO + KOOC-CH3 + KCl + H2O
i) Cr2O72- + I- + H+  Cr3+ + I2 + H2O
j) Ag+ + AsO43- + Zn + H+  As3+ + Ag + Zn2+ + H2O
k) H2O2 + Fe2+  H2O + Fe3+ ( medio ácido)
l) FeSO4 + KMnO4 + H2SO4  Fe2(SO4)3 + K2SO4 + MnSO4 + H2O
19.- Hallar el potencial estándar de la reacción Fe2+ + H2  Fe(s) + 2 H+ ¿Sería posible la reacción
directa ? Eo (Fe2+/ Fe)= -0.44 V.
20.- Determinar el potencial de la pila galvánica que utiliza como sistemas redox Cr3+/Cr y Ni2+/Ni en
condiciones estándar (25°C y 1 atm). Eo (Cr3+/Cr)= -0.74 V; (Ni2+/Ni)= -0.25 V.
21.- Hallar el potencial del proceso MnO2(s) + 4 H+ + 2e-  Mn2+ + 2 H2O para una concentración de
Mn2+ 0.1 M y un pH=5.0. Eo (MnO2/Mn2+)= +1.23 V.
22.- Sea la pila galvánica Fe/Fe2+(1 M)//Cr3+(?M)/Cr2+(?M)/Pt. Calcular la relación entre las
concentraciones de Cr3+/Cr2+, si el potencial es 0.1 V. Eo (Cr3+/Cr2+)= -0.41 V.
23.- La constante de equilibrio para la reacción Sn2+ + 2 Hg2+  Hg22+ + Sn4+ es de 5x1025. Calcular:
a) la f.e.m. de la pila si las concentraciones de todas las especies son 1M y b) sabiendo que Eo
(Sn4+/Sn2+)= +0.15 V, calcular el potencial normal de reducción para la reacción 2 Hg2+ +2e-  Hg22+.
24.- Se introduce un electrodo de Pb(s) en una disolución de Pb(NO3)2 0.1 M, observándose un
potencial de electrodo de - 0.167 V. Hallar el grado de disociación aparente de la sal. Eo(Pb2+/Pb)= 0.13 V.
25.- El potencial de la celda Ni/Ni2+(0.1 M)//H+(?M)/H2/Pt es 0.109 V. Si la disolución en la que se
encuentra sumergido el electrodo de platino es 0.1 M en HAc, ¿cuál es el pH de ésta? Eo(Ni2+/Ni)=
-0.25 V.
26.- Se construye una pila en la que una de las semipilas la forma un electrodo de plata sumergido en
una disolución de Ag+ 1 M y la otra un electrodo de plata en una disolución de Ag+ 10-2 M. Calcular
el potencial de la misma, si el potencial normal Eo(Ag+/Ag) es +0.80 V.
27.- Se dispone de una pila formada por dos electrodos de hidrógeno sumergidos en disoluciones
acuosas de HCl. Si el potencial de la pila es 0.177 V. y la concentración de HCl en la semicélulacátodo es 0.01 M, calcular la concentración de HCl en la otra semicelda.
28.- Calcular el potencial de los siguientes procesos, indicando la espontaneidad de los mismos:
a) Co2+ + Mg(s)  Co(s) + Mg2+
b) 2 MnO4- + 10 Cl- + 16 H+  2 Mn2+ + 5 Cl2 + 4 H2O
c) 4 Fe3+ + H2O  4 Fe2+ + O2 + 4 H+
d) 2 Fe2+ + I2  2 Fe3+ + 2 IDATOS: Eo (Co2+/Co)= -0.28; (Mg2+/Mg)= -2.37 ; (MnO4-/Mn2+)= +1.52;
(Cl2/Cl-)= +1.36; (Fe3+/Fe2+)= +0.77; (I2/I-)= +0.53; (O2/H2O)= +1.23 V.
29.- Calcular el potencial de los procesos dados en los apartados a y b del ejercicio anterior en las
siguientes condiciones:
a)[Co2+]=0.1, [Mg2+]=10-3; b)[MnO4- ]=0.2, [Cl- ]=1, [Mn2+]=0.5, pH=2.5
30.- El potencial de la pila Pt/H2/H+(?M)//Cu2+(0.02 M)/Cu es 0.467 v. Calcular el pH de la disolución
desconocida si Eo (Cu2+/Cu) es +0.34 V.
31.- Calcular la constante de equilibrio de los siguientes procesos:
a) Cu + 2 Ag+  Cu2+ + 2 Ag
b) 2 MnO4- + 5 Sn2+ + 16 H+  2 Mn2+ + 5 Sn4+ + 8 H2O
c) Cl2 + 2 I-  2 Cl- + I2
DATOS: Eo (Cu2+/Cu)= +0.34; (Ag+/Ag)= +0.80; (MnO4-/Mn2+)= +1.52; (Sn4+/Sn2+)= +0.15;
(Cl2/Cl-)= +1.36; (I2/I-)= +0.53 V.
32.- Utilizando el diagrama de Frost, estudiar la estabilidad de la especie Mn3+ en disolución ácida.
33.- El anión MnO4- es un agente oxidante fuerte en medio ácido ¿ Cuál es el estado de oxidación de
manganeso en el producto de reducción de permanganato en estas reacciones ?
34.- Dado el diagrama de Latimer del cloro, determinar: a) si el anión clorato puede desproporcionar
en medio básico, b) el potencial del par clorito/cloruro en medio básico y c) si el potencial estándar del
par Tl(III)/Tl(I) es +0.72 V ¿podría oxidar el cloro a las disoluciones acuosas de Tl(I)?
35.- A partir del diagrama de Latimer para el oxígeno, construir el diagrama de Frost para dicho
elemento:
+0.70
+1.76
O2

H2O2

H2O
+1.23
36.- Comprobar que los iones Mn6+ son inestables respecto a la desproporción en Mn7+ y Mn2+ en
medio ácido acuoso.
37.- Si los potenciales normales de los semisistemas Fe2+/Fe y Fe3+/Fe2+ son, respectivamente, -0.41 y
+0.77 V, ¿ podría desproporcionar el ión Fe2+ en dichas condiciones ?
Tema 4. Los Elementos Químicos.
Elementos no Metálicos.
38.- Razonar la variación de los puntos de fusión y los valores de la densidad al descender en
el grupo 18.
39.- Los primeros potenciales de ionización de los gases nobles son los dados en la
siguiente tabla. Explicar su disminución al aumentar la masa atómica.
Gas noble
He
Ne
Ar
Kr
Xe Rn
I(eV)
24.6 21.6 15.8 14.0 12.1 10.7
40.- Explicar por qué la reactividad de los gases nobles aumenta conforme vamos
descendiendo en el grupo ¿ Qué posibilidades de combinación ofrecen los gases nobles ?
41.- En la separación de la mezcla de gases nobles, ¿ qué significado tiene el término
adsorción/desorción diferencial ?
42.- Enmarcar el comportamiento físico del hidrógeno en el lugar preciso entre los gases
nobles y explicar las comparaciones.
43.- Discutir brevemente el fundamento y las condiciones de operación de dos de los
métodos seguidos para la producción de hidrógeno a partir de agua.
44.- Mientras los puntos de fusión de los elementos del grupo 17 aumentan conforme
descendemos en el grupo, las energías de disociación disminuyen ¿ Qué interpretación se
podría dar a este comportamiento ?
45.- ¿ A qué es debido el diferente color que presentan los halógenos en fase gaseosa: F2
(amarillo pálido), Cl2 (amarillo verdoso), Br2 (rojo oscuro), I2 (violeta) ?
46.- Explicar las características ácido-base que presentan las moléculas X2.
47.- El iodo se disuelve en ciclohexano dando una disolución violeta. Cuando a dicha
disolución se añade una base de Lewis como benceno C6H6, dioxano C4H8O2 o piridina
C5H5N , el color cambia y aumenta el momento dipolar aparente del yodo disuelto (= 1.8,
3.0 y 4.5 D en benceno, dioxano y piridina, respectivamente). Explicar este
comportamiento.
48.- Justificar las diferentes condiciones de operación que es preciso utilizar para preparar
F2 y Cl2 (métodos industrial y de laboratorio).
49.- ¿ En qué condiciones los elementos del grupo 16 forman moléculas diatómicas ? ¿ Qué
diferencias de comportamiento existen entre el elemento cabecera de grupo y los restantes ?
50.- Sabiendo que las distancias de enlace O-O en las especies O2-, O2, O3, O22-, O2- y O3- son 1.33,
1.21, 1.28, 1.49, 1.12 y 1.30 Å, respectivamente, justificar razonadamente los valores señalados ¿ Qué
comportamiento magnético tendrán dichas especies ? ¿En qué sentido decrece el orden de enlace de
las mismas 
51.- Explicar el comportamiento anómalo del azufre cuando se somete a una temperatura superior a la
del punto de fusión.
52.- Determinar la geometría de las moléculas H3O+, H2O y O3 ¿Cuál es el estado de oxidación y la
hibridación del átomo central en cada caso ? ¿ Por qué el P.F. del ozono es menor que el de agua ?
53.- ¿ Cómo se prepara el azufre a partir del gas sulfhídrico ?
54.- ¿ De cuántas formas posibles el átomo de nitrógeno puede completar su octeto ?
55.- En función de la variedad alotrópica más estable, ¿ cómo varían los puntos de fusión dentro del
grupo 15 ?
56.- Discutir el enlace p-d y su efecto, justificando las diferencias que existen en la química de
nitrógeno y fósforo.
57.- Si la covalencia del átomo de fósforo es la misma en las variedades blanca y negra, ¿ por qué la
primera es más reactiva que la segunda ?
58.- Indicar razonadamente si las siguientes afirmaciones son ciertas o falsas:
a- Al pasar de arsénico a bismuto, los P.F. siguen un orden contrario al referido en otros
grupos.
b- Aunque el N2 no tiene orbitales d vacios, la molécula de N2 forma complejos con
metales de transición donde el enlace sigma queda fortalecido por una retrodonación 
¿Como afecta este hecho a la distancia N-N en la molécula ? Y,
c- la hidracina y la hidroxilamina son bases de Lewis más débiles que NH3.
59.- ¿ De qué forma se preparan el arsénico y el antimonio ?
60.- Para los elementos del primer periodo corto C, N, O y F la máxima covalencia la presenta el
átomo de carbono ¿ Por qué ?
61.- Los elementos N, O y F forman moléculas diatómicas ¿ Por qué no las forma el carbono ?
62.- ¿Qué semejanzas y qué diferencias se pueden establecer entre las estructuras de benceno y
grafito?
63.- Explicar por qué existe gran diferencia entre los P.F. al pasar de C a Si ¿ Por qué se produce un
descenso regular al pasar de Si a Pb ?
64.- Señalar las diferencias y analogías existentes en la preparación de silicio y germanio.
65.- ¿ A qué se debe la irregular variación de los P.F. de los elementos B- 2450°C, Al- 660.1°C, Ga29.78°C, In- 156.17°C y Tl- 303.4°C ?
66.- ¿ Cómo se puede preparar el boro elemental ? ¿ Es fácil purificarlo ?
67.- ¿En qué aspectos de su química, el boro se parece más a silicio que al resto de los elementos del
grupo 13?
Elementos metálicos
68.- Justificar razonadamente las siguientes afirmaciones:
a- La conductividad de los elementos dentro del grupo 16 aumenta conforme descendemos
en el grupo.
b- En los estados de oxidación positivos, los elementos del grupo 16 solo forman sustancias
covalentes.
c- La corrosión de los metales es termodinámicamente favorable, pero cinéticamente
desfavorable.
69.- Contestar razonadamente a las siguientes cuestiones:
a- ¿ Por qué el primer potencial de ionización de Tl es mayor que el de In ?
b- ¿ Por qué los P.E. de los siguientes elementos varían de forma regular: B-3931°C, Al2327°C, Ga- 2250°C, In- 2070°C y Tl- 1453°C ?
c- De acuerdo con la configuración electrónica fundamental de los elementos del grupo 13,
¿ cuáles serían los estados de oxidación más usuales y qué estabilidad tendrían ?
70.- A pesar de que un mismo periodo, el valor del potencial de ionización para un
elemento alcalino-térreo es mucho mayor que el de un alcalino, sus potenciales normales de
reducción son muy semejantes ¿ Cómo se podría interpretar este hecho ?
71.- Dar una explicación al siguiente hecho: “ El litio es más reductor que el sodio,
mientras que el berilio es menos reductor que el magnesio”.
72.- Contestar breve y razonadamente a las siguientes cuestiones:
a- ¿ Cuáles serían las diferencias más notables entre los elementos del grupo 12 y los del
grupo 2 ? ¿ Y entre los del grupo 12 y el resto de los metales de transición ?
b- ¿ Cómo varía el valor del primer potencial de ionización en el grupo 12 ?
c- ¿ Es posible que los elementos del grupo 12 puedan alcanzar el estado de oxidación III ?
¿ Y el estado de oxidación I ?
73.- ¿ Qué es una amalgama y qué utilidad tiene ?
74.- Explicar razonadamente el siguiente hecho: “No se conocen especies carbonilo de los
metales del grupo 12”.
75.- Definir los siguientes términos utilizados en metalurgia: a) Mena; b) Ley de mineral;
c) Tamaño de liberación; d) Colector; e) Lixiviación.
76.- Indicar qué procedimientos permitirían la separación de la siguiente mezcla de
minerales. Suponer que sería posible la utilización de bromoformo (d= 4 g·mL-1) como
disolvente.
Mineral
Densidad(g/mL)
Propiedad 1
Propiedad 2
Ilmenita
4.7
conductor
magnético
Siderita
3.6
no conductor
magnético
Circón
4.6
no conductor
no magnético
77.- De acuerdo con el diagrama de Ellingham, responder brevemente a las siguientes
cuestiones:
a) ¿ Qué significa que una línea tenga pendiente positiva, negativa o sea nula ?
b) En el diagrama 1 se representan los diferentes sistemas para el carbono ¿ qué línea
corresponde a cada uno de ellos ?
c) En el proceso pirometalúrgico se puede utilizar como reductor C o CO ¿ Cuál de ellos se
podrá utilizar a T > 1000 K y cuál a T < 1000 K ?
d) Teniendo en cuenta el diagrama 2, ¿ cuál de los óxidos se reducirá más fácilmente con C
y en qué condiciones ? Y,
e) En el diagrama 3 se representa la variación de energía libre frente a T para los óxidos
MO y CO. Comentar el significado de los puntos A, B, C y D. Indicar en qué condiciones
se puede llevar a cabo la reducción carbotérmica, el tipo de instalación necesaria y en qué
condiciones sería posible utilizar otro reductor.
78.- Explicar las diferencias importantes entre cada par de términos:
a) Tostación y reducción y b) Hidrometalurgia y pirometalurgia.
79.- Explicar las razones por las que el sodio metálico no puede prepararse por un método
hidrometalúrgico ¿ Cómo se puede preparar ?
80.- Dadas las combinaciones siguientes, indicar qué método sería el más apropiado para la
obtención del metal: Al2O3, CdS y ZnCO3.
81.- De acuerdo con el diagrama de Ellingham, la G disminuye al aumentar la
temperatura. ¿ Cómo será la variación de G con la temperatura en las siguientes
reacciones ?
C(s) + O2  CO2(g)
2 CO(g) + O2(g)  2 CO2(g)
Tema 5. El hidrógeno y sus compuestos.
82.- Explicar por qué muchas reacciones en las que participa el hidrógeno son lentas y
precisan de catalizador.
83.- Cómo se prepara, qué capacidad polarizante tiene y en qué medios existe el protón.
84.- Justificar cual de las dos reacciones siguientes se podría emplear para producir una
corriente de gas hidrógeno: a) Zn + HCl 
b) Cu + HCl 
85.- Escribir y establecer el fundamento de las reacciones que pueden tener lugar entre: a)
LiH y H2O, b) NH3 y HF y c) LiH y B2H6.
86.- Justificar las reacciones que tendrán lugar en los electrodos de una celda electrolítica
cuyo electrolito es LiH fundido.
87.- Razonar la variación del carácter ácido en disolución acuosa para las siguientes series
de hidruros: a) CH4, NH3, OH2, FH y b) OH2, SH2, SeH2, TeH2.
88.- Justificar el tipo de experiencias que serían apropiadas para: a) determinar si un
hidruro contiene H- o H+ y b) si es un hidruro salino o covalente.
89.- La autoionización de algunos disolventes de estequiometría ROH se produce por
alguna de las reacciones siguientes. Razonar la respuesta. a) 2 ROH  ROH2+ + RO-,
b) ROH  RO- + H+
90.- Escribir las fórmulas de los hidruros binarios de los elementos de los grupos principales
Del cuarto periodo. Señalar cuáles pueden ser sólidos y cuáles son gases a temperatura
ambiente. Proponer una reacción de diferente tipo para cada uno de ellos.
91.- Decir si son ciertas o falsas las siguientes afirmaciones, razonando la respuesta:
a) la electrólisis de NaH fundido proporciona H2(g) en el cátodo; b) el dihidruro de selenio
reacciona con agua dando H2(g); c) el diborano reacciona con HF(g) dando H2(g) y d)
el hidrógeno atómico es también hidrógeno naciente.
Tema 6. La química de los metales del bloque s.
92.- Dar una explicación al siguiente hecho: “ El litio es más reductor que el sodio,
mientras que el berilio es menos reductor que el magnesio”.
93.- Discutir la reactividad de los metales alcalinos frente a O2 y H2O.
94.- Justificar por qué el Berilio tiene tendencia a formar enlaces covalentes y en algunos
aspectos su comportamiento es paralelo al de aluminio.
95.- El segundo potencial de ionización para los elementos alcalino-térreos es muy superior
al primero, sin embargo, se conocen los iones M2+ y no M+. Razonar este comportamiento.
96.- Comparar estructuralmente los compuestos BeCl2 y CaCl2.
97.- ¿Qué consecuencias tiene el pequeño tamaño de Litio en su comportamiento químico?
98.- ¿ Qué comportamiento tienen los hidróxidos MOH y M(OH)2 ?
99.- Contestar razonadamente a las siguientes cuestiones: a- ¿ Se disuelve el sodio en
NH3(l) ? ¿Por qué? ¿Y en mercurio líquido?, b) ¿ Por qué las sales de Litio son hidratadas y
las de los restantes elementos alcalinos no ? ¿ Sucede lo mismo con Berilio ? Y, c- ¿ qué
sales serán más solubles MNO3 (M=elemento alcalino) ó M(NO3)2 (M=elemento alcalinotérreo) ?
100.- ¿ Como varía la tendencia a formar complejos y de qué tipo son los que conocidos
para los metales alcalinos y los alcalino-térreos ?
101.- Explique las siguientes observaciones: a) la adición de potasio metal al agua tiene
como resultado una reacción vigorosa y b) la adición de potasio a NH3(l) produce una
disolución azul brillante que al cabo de un cierto tiempo libera H2(g).
Tema 7-8.
Periodicidad
elementos del bloque p.
y
química
descriptiva
de
102.- Establecer y justificar los procesos que sucesivamente tienen lugar sobre XeF4,
cuando: a) se disuelve en agua, b) se adiciona OH- y c) se adiciona H+.
103.- Predecir las estructuras de los siguientes derivados de xenón: a) XeO3, b) XeO4 y c)
XeO64-. Indicar a qué grupo puntual de simetría pertenecen.
104.- Establecer los procesos más adecuados para preparar: a) XeF2, b) XeF4 y c) XeF6.
Determinar la geometría molecular, la hibridación del átomo central y el carácter ácidobase de cada combinación ¿ Por qué XeF6 no puede guardarse en recipientes de vidrio ?
105.- Proponer para el fluoruro de xenón en el máximo estado de oxidación un método de
preparación, ilustrar su comportamiento ácido-base y su reacción con agua en diferentes
proporciones.
106.- Justificar las diferencias de comportamiento que presenta el flúor respecto a los
demás elementos del grupo.
107.- ¿ Por qué resulta dificil la preparación de ioduros de elementos en alto estado de
oxidación, mientras que los fluoruros en bajo estado de oxidación son más accesibles ?
108.- Discutir la validez o no de las siguientes observaciones sobre la preparación de
haluros de hidrógeno:
a) la combinación directa de los elementos solo es un método adecuado en la preparación
de HBr y HCl,
b) la acción de ácido sulfúrico sobre las sales, es un método de preparación adecuado para
HX (X=F, Cl) pero no para X=Br, I.
c) La reacción del halógeno sobre fósforo rojo y posterior hidrólisis, es un método
adecuado para preparar HBr y HI.
109.- Justificar la naturaleza del enlace en las oxocombinaciones de los halógenos.
Describir la síntesis, la estructura y la reactividad de ClO2.
110.- Señalar en qué condiciones se puede obtener clorato de sodio a partir de cloro ¿ Qué
impurezas podrían acompañarle ?
111.- Esquematizar y discutir los pasos sucesivos en la síntesis de KIO3 a partir de yodo y
clorato potásico.
112.- Explicar el orden creciente de la acidez y de la capacidad oxidante de los siguientes
oxoácidos de los halógenos: HClO, HBrO, HIO3 y HClO4.
los
113.- Explicar razonadamente como varía la estabilidad de los oxoaniones del cloro.
114.- Contestar con brevedad a las siguientes cuestiones:
a) ¿ Qué característica estructural establece las diferencias entre los haluros moleculares y
los asociados ?
b) Justificar con ejemplos los distintos tipos de compuestos hipervalentes de los halógenos,
c) Justificar la estabilidad de los cationes X2+.
d) Establecer las características estructurales y el comportamiento químico del difluoruro
de oxígeno y del óxido de cloro(VII).
e) Justificar mediante la TOM el siguiente hecho: la distancia Cl-O en el óxido de cloro(I) y
en el dióxido de cloro es 1.70 y 1.47 Å, respectivamente.
115.- Completar las siguientes reacciones y hacer un comentario breve de las condiciones
precisas para su realización:
a) Cl2 +  ClF ; b) ClF + BF3  ; c) TiO2  TiCl4 ;
d) Co(OH)2   CoI2 ; e) Sm2O3  SmCl3; f) Cl2  ClO2 ;
g) ClO3-  ClO2 ; h) HIO3  I2O5; i) NaClO4  HClO4: j) Ba(OH)2  HClO2
116 ¿ Por qué es preciso una descarga eléctrica para obtener ozono ? ¿ Qué reacción tendría
lugar al añadir sobre una disolución de ozono en CCl4 otra de NaI(ac) ? ¿ Qué relación existe
entre el potencial redox del semisistema O3/O2 y el pH de la disolución ?
117.- Estudiar la variación del comportamiento ácido-base de los óxidos:
a) de los elementos del segundo periodo corto en sus estados de oxidación usuales, y
b) del manganeso en estado de oxidación II, III, IV y VII.
118.- Establecer las características de las combinaciones de azufre, cuando el átomo central
forma dos enlaces covalentes sencillos y cuando forma dos enlaces dobles y dos sencillos.
119 ¿ Cuáles serían los procedimientos más adecuados para sintetizar S2- ?
120.- Justificar con ejemplos el comportamiento redox de H2O2.
121.- Justificar analogías y diferencias en los aspectos estructurales y de reactividad de los
trióxidos de azufre, selenio y teluro.
122 ¿ Cómo varía la estabilidad de las combinaciones de los elementos del grupo 16 en su
máximo estado de oxidación ?
123 ¿ Cómo prepararía en el laboratorio una corriente de SO2(g), a partir de sulfito de
sodio ? ¿ Por qué es dificil obtener el ácido sulfuroso mientras que sus sales HSO 3- y SO32se obtienen fácilmente ?
124.- Describir brevemente los siguientes aspectos relativos al comportamiento de los
hidruros de los elementos del grupo 16: a) El pK de sus disoluciones acuosas, y b) el poder
reductor de las mismas.
125 ¿ Cuáles serían las posibilidades de la molécula de SO2 para actuar como ácido y como
base ? ¿ Qué tipo de aductos formaría con BF3 ?
126.- Completar razonadamente las siguientes reacciones:
a) N2O5 + H2O ; b) Se + H2  ; c) FeSe + HCl  ; d) Al2S3 + H2O  ;
e) EO2 + SO2 ; f) SO2  SOCl2 ; g) SO2  SO2Cl2 ; h) SO3  Rb2SO4 ;
i) Na2CO3  CO2
127.- Decir si son ciertas o falsas las siguientes afirmaciones, razonando la respuesta:
a) NMe3 y PMe3 presentan diferente comportamiento dador-aceptor.
b) La estabilidad de los óxidos de amina disminuye en el orden ONF3, ONR3 y ONH3.
c) La estabilidad del aducto formado entre NR3 y los iones Zr(IV), (III) y (II) aumenta en el
orden citado.
d) Los óxidos de amina y fosfina se pueden representar por R3E=O, (E=N,P).
128.- Disponemos en el laboratorio de los siguientes reactivos: N2, Ca3N2, H3PO4, PH4Cl,
H2 y P4 ¿ Qué reactivos serían útiles para preparar EH3, (E=N.P) ? Explicar los
procedimientos para llevar a cabo dicha preparación.
129.- Explicar el proceso de combustión de los hidruros de los elementos del grupo 15,
señalando las diferencias entre el NH3 y los demás.
130.- Indicar las diferencias estructurales existentes entre los óxidos de nitrógeno y fósforo
en estado de oxidación (III) ¿ Qué comportamiento tendrían en medio acuoso ?
131.- Explicar cómo varia el poder oxidante de los óxidos de los elementos del grupo 15 en
estado de oxidación V.
132.- Si se dispone de los óxidos de los elementos del grupo 15 en estado de oxidación (III)
y (V), determinar los ácidos y las sales que se podrían obtener.
133.- Discutir la posible existencia o no de los siguientes fosfitos: MHP(H)O3, M2P(H)O3 y
M3PO3 (M= elemento del grupo 1).
134.- Indicar los datos que conozcáis acerca de la estructura y los métodos de preparación
de NO.
135.- Completar y discutir el fundamento de las siguientes reacciones:
a) Ca3(PO4)2  P4 ; b) PCl3  P(OH)3 ; c) O2  POCl3 ; g) H2SO4  HNO2(ac)
136 ¿ Cómo varía la estabilidad relativa de los estados de oxidación más estables-II y IVal descender en el grupo 14 ?
137 ¿ Por qué mientras los polialcanos de cadena larga son estables, los polisilanos tienen
tendencia a descomponerse originando SiH4 ?
138.- Justificar por qué las disoluciones acuosas de los alcoholes tienen un pH ligeramente
ácido (casi neutro), mientras que las de los silanoles tienen un pH más ácido ¿ Afectará este
comportamiento al P.E. de ambas especies ?
139 ¿ Por qué se conocen especies del tipo [CPh3]+ y [CPh3]-, (Ph=C6H5) y no especies
análogas con el sustituyente metilo ?
140.- Discutir las propiedades redox de las combinaciones de Ge, Sn y Pb, en los estados de
oxidación II y IV.
141.- Deducir, razonadamente, la estequiometría de piroxenos, anfíboles y micas. De
acuerdo con ella, clasificar las siguientes combinaciones: BaTiSi3O9, Be3Al2Si6O18,
Li2SiO3, Na2ZrSi4O11, LiAlSi4O10, K1.7Na0.3ZrSi6O15.
142.- Explicar la formación del diborano en base a criterios de la TOM y determinar, en
qué tipo de disolvente dador o aceptor será mayor el porcentaje de dimerización.
143.- Considerando los radios covalentes de los elementos B, F, Cl y Br, las distancias de
enlace B-F, B-Cl y B-Br en los correspondientes trihaluros serían 1.52, 1.87 y 1.99 Å,
respectivamente. No obstante, cuando dichas combinaciones se estudian mediante
difracción de rayos-X las distancias que se deducen son 1.31 (X=F), 1.75 (X=Cl) y 1.87
(X=Br) Å ¿ Por qué ?
144 ¿ Por qué los trihaluros de boro BX3 se presentan en forma monómera y los de
Aluminio, Galio e Indio son dímeros ?
145 ¿ Cómo varía el carácter ácido de los trihaluros de los elementos del grupo 13 ?
146 ¿ Cómo se pueden obtener las especies M(OH)3, (M=Al, Ga, In) a partir de las
disoluciones acuosas de M(ac)3+ ? ¿ Qué hidróxidos son anfóteros ?
147.- Discutir el comportamiento ácido de B(OH)3 en agua y en 1,2-dioles.
148.- De acuerdo con los valores del potencial normal de reducción de Zn, Cd y Hg, ¿ en
qué tipo de ácidos se disuelven estos metales ? Datos Eo (V): Zn2+/Zn= -0.70;
Cd2+/Cd= -0.40; Hg2+/Hg= +0.81.
149.- Decir si son ciertas o falsas las siguientes afirmaciones, razonando la respuesta:
a) El ión Hg2+ es paramagnético y presenta un electrón desapareado en el orbital s.
b) Las sales de mercurio(I) se comportan como electrolitos 2:1.
c) La energía de enlace M-M en los iones dímeros Cd22+ y Hg22+ es mayor para el cadmio.
150.- Estudiar el carácter ácido-base de los óxidos de los elementos del grupo 12.
151.- Teniendo en cuenta las condiciones de preparación de las sales de mercurio(I),
contestar breve y razonadamente a las siguientes cuestiones:
a) ¿ Por qué Hg2Cl2 es mucho más soluble en medio amoniacal que en medio acuoso ?
b) ¿ Qué procedimiento permitiría obtener compuestos de Hg(I) ?
c) ¿ Se podría preparar una disolución acuosa en la que los únicos iones metálicos fuesen
Hg22+ ?
152.- Establecer la diferencia estructural existente entre los haluros de Zn, Cd y Hg en el
estado de oxidación II.