Examenes parciales

8. Exámenes parciales:
Los profesores toman los exámenes parciales entre las fechas
que fija el Calendario Académico de cada ciclo lectivo y son las
siguientes:
El primer examen parcial se toma en la
mes de junio.
primera quincena del
El segundo examen parcial se toma en la segunda quincena
del mes de octubre.
Las recuperaciones se toman entre la segunda quincena del
mes de junio y la primera quincena del mes de julio, durante el
mes de noviembre y en la primera quincena del mes de
febrero del año siguiente, en la fecha que determine cada
profesor.
A continuación se aportan modelos del 1° y 2° examen parcial:
.
PRIMER PARCIAL
TEMA 1
1. Escriba las estructuras de Lewis de los siguientes compuestos químicos, señalando en cada caso
las uniones químicas presentes:
NaHSO4
N2 O 5
Datos: Na; 1 e-; H: 1 e-; S: 6 e-; O: 6 e-; N: 5 e2. Escriba la configuración electrónica, los cuatro números cuánticos del último electrón, grupo y
periodo del siguiente elemento: Z: 30
3. Se mezclaron 720 gramos de agua con 32 moles de cloro, ocurriendo la siguiente reacción:
H2O
+
Cl2
▬►
HCl
+
O2
(no esta balanceada)
Cuando cesó la reacción, se habían formado 2280 gramos de HCl. Calcular:
a) ¿Cuántos moles de oxígeno se forman?
b) ¿Cuál fue el reactivo limitante?
c) ¿Qué rendimiento tuvo la reacción?
Datos: AH= 1; AO= 16 ; ACl= 35,5
4. Complete e iguale las siguientes ecuaciones nombrando las sustancias presentes:
BaO
CO2
H2S
+
+
+
H2O
H2O
Fe(OH)2
▬►
▬►
▬►
5. Indique si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones, fundamente cada respuesta.
a)
El peso específico de 20 gramos de aluminio a 10 °C es mayor que el correspondiente a 5
gramos a la misma temperatura.
b) Para separar el cloruro de sodio existente en una solución acuosa de dicha sustancia no
puede usarse la filtración.
c) La diferencia entre una sustancia pura y una mezcla azeotrópica es que la primera es
fraccionable y la segunda no.
d) El volumen es una propiedad extensiva.
6. Enuncie la regla y el principio que tuvo en cuenta para la realización del segundo (2) ejercicio.
7. La energía de ionización se define como:
a) Capacidad de un átomo al estado de gas para unirse a otro átomo.
b) Cantidad de energía necesaria para arrancar un electrón a un átomo en estado
gaseoso convirtiéndolo en un ión monopositivo gaseoso.
c) Cantidad de energía que absorbe un átomo al unirse químicamente.
d) Capacidad de un átomo al estado gaseoso para ganar electrones.
8. Indique tres (3) características generales que diferencien a un elemento metálico y
de un elemento no metálico.
PRIMER PARCIAL
TEMA 2
1.- Dada la siguiente ecuación
FeS (s) + H2SO4 (ac)  FeSO4 (ac)+ H2S (g)
Si se colocan 70 g de una muestra del sólido de 85 % de pureza y 105 g de una solución 15% de
pureza del ácido, calcule qué presión ejercerá el gas producido si se lo recoge en un recipiente de
35 litros a una temperatura de 34º C.
Datos: AFe=55,8; AO=16; AH=1; AS=32; AZn=65,4.
2.- Un recipiente A posee un volumen de 10 m 3 y una presión de 1,2 atm. Otro recipiente B posee un
volumen de 20 m3 y una presión de 0,9 atm. Si se los conecta, a temperatura constante, indique la
presión final del conjunto.
3.- Para un átomo del elemento de Z= 34, indique la configuración electrónica de su último electrón,
utilizando el nomograma explicado en clase. Utilice la notación de Hund para calcular los
números cuánticos de su último electrón.
4.- Calcule cuántos gramos de Fe2O3.contienen el mismo número de átomos de oxígeno que 100 g de
FeO.
5.- Muestre claramente e indicando cuáles son, las uniones existentes en KHPO4 y SO2.
6.- Defina masa atómica relativa y reactivo limitante.
7.- Dé un ejemplo de aplicación del principio de mínima energía. ¿Qué es energía de primera
ionización o primera energía de ionización? ¿Cómo varía en columnas y filas de la Tabla
Periódica?
8.- Indique cuatro postulados de la Teoría Cinética de los gases ideales.
PRIMER PARCIAL
TEMA 3
1.- Indique la masa de loduro de potasio que contiene la misma cantidad de átomos de K que 500 g de
KNO3.
2.- Escriba las estructuras de Lewis y el tipo de unión química que se forma en los siguientes
compuestos: sulfato de sodio y ácido nitrico.
3.- Nombre de dos maneras diferentes a los siguientes compuestos: NaH2PO4 y Pb(NO2)2.
4.- a) Ordene los siguientes elementos en orden creciente de sus energías de afinidad electrónica: Na;
Mg; K; Ca; C y O. b) explique qué es un orbital.
5.- Enuncie cuatro de los postulados de la Teoría Cinética de los Gases Ideales.
6.- La soda cáustica (NaOH) se obtiene en la industria por la reacción entre el carbonato de sodio con
hidróxido de calcio; el proceso se puede representar mediante la siguiente reacción:
Na2CO3 + Ca(OH) 2  CaCO3 + NaOH
a) Calcule la masa de NaOH que se obtendrá tratando 5 kg de Na2CO3 al 90 % de pureza con
4500 g de Ca(OH) con 50 % de pureza, si el rendimiento de la reacción es 100 %.
b) Calcule la masa del reactivo en exceso (como sustancia pura).
Datos: ANa : 23; AC : 12; AO :16; ACa : 40; AH : 1
7.- Una masa de 100 kg de un gas ocupa un volumen de 15.000 dm 3 a una presión de 900 hPa y a
una temperatura de 47 ºC. Calcule:
a) la masa molecular relativa del gas.
b) el número de moléculas presentes.
Datos: R = 83,14 dm3 hPa / mol K
8.- a) Nombre y explique los diferentes casos de cambios de estado de líquido a vapor y de vapor/gas
a líquido que existen. b) ¿Qué características posee la unión por puente de hidrógeno?
PRIMER PARCIAL
TEMA 4
1.- ¿Cuál de las siguientes muestras contiene el mayor número de átomos? Justifique la respuesta.
a) 1 gr de Oro, Au ; b) 1 gr de Agua, H2O; c) 1 gr de Helio, He y
d) 1 gr de Octano
Datos: Masas atómicas relativas: Au= 197 H=1 O=16 He= 4 C=12
2.- Cuál es el peso máximo de P2I4 que se pueden preparar a partir de a partir de 5 g de P4O6 y 8 g
de I2 a través de la reacción:
5 P4O6 +
8 I2
=
4 P2I4 + 3 P4O10
Datos: Masas atómicas relativas: P=31 O=16 I=127
3.- Desarrolle las estructuras punteadas o de Lewis y la estructural (con rayas y flechas según
corresponda de la siguientes sustancias, indique asimismo a que tipo pertenece cada una de las
uniones que constituyen la sustancia:
a) NaF ; b) KNO3
y c)
CaO
Datos: Electronegatividades: Na = 0.9 K = 0.8 F = 4 O = 3.5 N = 3 Ca = 1
Grupo Tabla Periódica: Na = 1 K =1 F= 17 O=16 N = 15 Ca = 2
4.- Un cilindro rígido de 5 litros de capacidad contiene inicialmente 0.1 moles de Argón (Ar) a 25 0C y
372 hPa. Si se bombea al interior del mismo N2 y se calienta el cilindro a 34 0C y la presión sube a
1300 hPa ¿Cuál será la presión parcial del Ar en la mezcla y que masa de N2 se habrá introducido
en el recipiente?
Datos: R = 0.08205 lt . atm / mol . K
1atm = 760 mmHg = 1013,25 hPa
5.- Defina forma concisa y clara el significado de los siguientes términos:
a) Número cuántico principal.
b) Elemento representativo.
6.- Dadas las siguientes configuraciones electrónicas, responda las siguientes preguntas: Cuál tendrá
la mayor electronegatividad, cuál tendrá el radio atómico mayor, cuál será el de menor potencial de
ionización y a que período y grupo de la tabla periódica pertenece cada uno.
(He) 2s22p3
(Ar) 4s23d34p1
7.- Indique si las siguiente s son verdaderas o falsas. Justifique la respuesta:
a) Un átomo de hidrógeno tiene una masa de 1 gr. b) En 18 g de agua hay 1 mol de átomos de
Oxígeno.
8.- Complete el siguiente cuadro:
FORMULA
H2SO3
NOMBRE
FORMULA
Sulfuro de hidrógeno
Oxido de Cobalto III
u óxido cobáltico
Ca(SO3)2
NOMBRE
Nitrato (III) de cinc (II)
o nitrito de Cinc
Cloruro de amonio
SEGUNDO PARCIAL
TEMA 1
1) Defina solución buffer y de un ejemplo.
2) Defina Normalidad, Molaridad, Molalidad y Fracción Molar.
3) Iguale por el método ión - electrón la siguiente reacción:
Na2SO3 (s)
+ H2SO4(ac)
→
Na2SO4(ac)
+
SO2(g)
+ H2O(l)
4) Que masa de cobre metálico se deposita en el cátodo, si se realiza la electrolisis de 3.500 ml de
una solución acuosa 0,4 M de sulfato cúprico o tetraoxosulfato (VI) de cobre (II), durante una hora,
cuando circula en la cuba electrolítica una intensidad de corriente de 3,5 A. Escriba las reacciones
anódica y catódica.
Datos: ACu = 63,5
AS = 32
AO = 16 AH = 1
5) Defina Ley de Lavoiser-Laplace y Ley de Hess.
6) Una mezcla gaseosa constituida por oxígeno, nitrógeno y dióxido de carbono, ejerce una presión de
4 atm. en un recipiente de 10 litros a una temperatura de 30 grados Celsius. Si la presión parcial
del oxígeno es de 2 atm. y hay 4,4 gramos de dióxido de carbono en el recipiente calcular:
a) la presión parcial del dióxido de carbono
b) la presión parcial del nitrógeno
c) la fracción molar del oxígeno
7) Dibuje en un gráfico de solubilidad vs temperatura una curva cualquiera y elija un punto donde la
solución sea saturada. Demuestre de dos maneras diferentes como la puede transformar en una
solución diluida y en una solución sobresaturada.
8) Calcule el pH de una solución que contiene 0,1 mol de HCH3COO en 1 litro de solución cuya
constante de disociación es 1,8 x 10 –5.
SEGUNDO PARCIAL
TEMA 2
1.- Durante seis horas se efectúa la electrólisis de una solución acuosa 2M de sulfato cúprico, con
electrodos inertes. La tensión es 10 V, la intensidad de corriente 1,5 A y la temperatura 25ºC.
Calcule la masa producida en el ánodo.
2.- Calcule el volumen de HCl 38% m/m y = 1,19 g/ml necesario para preparar 2 litros de solución 2 N
de dicho ácido.
3.- Iguale la siguiente reacción utilizando el método ion electrón.
HBr (ac) +
HBrO3 (ac) 
Br2 (l)
+
H2O(l)
4.- Una reacción se expresa de la siguiente forma:
2 A (g) + B2 (g)  2 AB (g)
H < 0
Indique cómo afecta el rendimiento:
A.- Un aumento de temperatura, a presión constante.
B.- Un aumento de la presión total por disminución de volumen, a temperatura constante. Justifique
su respuesta, sin lo cual la misma no tendrá valor.
5.- Se prepara una solución colocando 0,15 g de ácido sulfúrico en 50 g de agua. Suponiendo =1,
calcule el pOH de la solución.
6.- A su elección, muestre las ecuaciones anódica y catódica que se presentan en una pila alcalina y la
iónica total.
7.- ¿Cuál es la relación existente entre las constantes de equilibrio en términos de concentraciones
molares y presiones parciales?. ¿En qué casos coinciden?
8.- Defina equivalente químico redox e indique su valor para el electrodo Fe3+/Fe2+.
SEGUNDO PARCIAL
TEMA 3
1.- Durante seis horas se efectúa la electrólisis de una solución acuosa de cloruro cúprico, con
electrodos inertes. La tensión es 5 V, la intensidad de corriente 1,5 A y la temperatura 25ºC.
Calcule la masa producida en el ánodo.
2.- Calcule el volumen de H2SO4 98% m/m y = 1,84 g/ml necesario para preparar 5 litros de solución
3 N de dicho ácido.
3.- Iguale la siguiente reacción utilizando el método ion electrón.
HCl (ac) + MnO2 (s)  Cl2 (g) + MnCl2 (ac) + H2O
4.- Una reacción se expresa de la siguiente forma:
2 A (s) + B2 (g)  2 AB (g)
H > 0
Indique cómo afecta el rendimiento:
A.- Un aumento de temperatura, a presión constante.
B.- Una disminución de la presión total por aumento de volumen, a temperatura constante.
Justifique su respuesta, sin lo cual la misma no tendrá valor.
5.- Se prepara una solución colocando 0,15 g de ácido ortofosfórico en 150 g de agua. Suponiendo
=1, calcule el pH de la solución.
6.- Muestre las ecuaciones anódica y catódica que se presentan en una pila comercial a su elección y
la iónica total.
7.- Enuncie el Principio de Le Chatelier.
8.- ¿Qué es un agente oxidante?
SEGUNDO PARCIAL
TEMA 4
1.- El certificado de análisis de una partida de ácido sulfúrico (VI) (H 2SO4), indica que su
concentración es de 78,2 % masa/masa. Se nos pide comprobar si el dato del certificado de
análisis es correcto para lo cuál vamos a tomar una muestra de 2 gramos para su análisis.
¿Cuantos mililitros de una solución 1,5N de Hidróxido de sodio (NaOH) será necesario gastar para
comprobar que el dato del análisis es correcto?
2.- 150 ml de una solución acuosa que contiene 15 gr de una sustancia no iónica (i=1) registra una
presión osmótica de 7.5 atm a 30 0C. ¿Cuál será el punto de congelación de dicha solución y cuál
el peso molecular de la sustancia? Considerar molalidad =molaridad
Datos: R= 0.0827 lt.atm/mol.K KcH2O = 1,86 kg . ° C /mol
3.- En un proceso de desincrustado químico en el circuito de acero inoxidable de una usina láctea se
utiliza una solución de ácido nítrico (V) (HNO3) cuyo pH debe ser de 0,5. Suponiendo que en cada
ciclo de desincrustado se utilizan 8000 litros de la mencionada solución, que masa de ácido nítrico
de 63 % masa/masa será necesario utilizar en cada ciclo.
Tomar en cuenta que el ácido nítrico (V) tiene α=1
4.- Equilibrar utilizando el método del ión electrón la siguiente reacción:
K2Cr2O7 +
FeCl2
+ HCl

CrCl3 +
FeCl3
+
KCl + H2O
5.- Se pretende hacer una electrólisis de una solución acuosa de cloruro de Cinc II (ZnCl2), utilizando
electrodos inatacables, haga un esquema de la cuba electrolítica, indicando el movimientos de los
iones y el de los electrones, las reacciones en cada electrodo y su polaridad, y la reacción total.
6.- Entre pila y electrólisis hay diferencias conceptuales importantes: ¿Cuáles son?
7.- Defina brevemente los siguientes términos:
a) Solución saturada
b) Grado de disociación
c) Constante de Faraday
d) Ascenso ebulloscópico
8.- Indique si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas. JUSTIFIQUE SU RESPUESTA
a) ¿En una reacción de neutralización siempre se cumple que el número de moles de ácido es
igual al número de moles de hidróxido?
b) ¿Al agregar agua a una solución acuosa de un ácido fuerte de pH = 3 disminuye el pH de la
solución?.