Ejercicios para preparar el global de química

 

Actividades de repaso de La materia y formulación

1. Explica de acuerdo con la teoría cinético-molecular de la materia, cómo se produce el paso del estado sólido a estado líquido y de éste último a estado gas.

 

1. Una muestra de 0,406 g de magnesio reac­ciona con oxígeno, obteniéndose 0,674 g de óxido de magnesio como único producto.

   1. ¿Qué masa de oxígeno se consumió en la reacción?

   2. Si se hacen reaccionar 0,812 g de magnesio con 0,406 g de oxígeno, ¿cuánto óxido de magnesio se obtiene? ¿alguno de los reactivos está en exceso?

 

1. El ácido sulfúrico H₂SO₄ se utiliza, entre otros procesos, en la fabricación de fertili­zantes, en la industria de los pigmentos y pinturas, en el refino de petróleo, etc. Res­ponde a las siguientes cuestiones relaciona­das con el ácido sulfúrico:

   1. 2 moles de ácido, ¿cuántos gramos son? ¿Cuántas moléculas de ácido hay en dicha cantidad de sustancia?

   2. En 120 g de dicho ácido, ¿cuántos moles de moléculas de ácido hay? ¿Cuántos moles de átomos de oxígeno hay? ¿Cuántos átomos de oxígeno hay?

DATOS: A_{r azufre} = 32 u; A_{r oxígeno} = 16 u; A_{r Hidrógeno} = 1 u

 

1. Responde a las siguientes cuestiones:

   1. ¿Cuántas moléculas de nitrógeno quedan en un sistema donde se ha hecho un vacío elevado, si el volumen de sistema es 128 m1 y la presión 5.10 ¹ mm de Hg a 25ºC?

   2. Calcula los gramos de oxígeno que hay en 1 m³ de aire a 27ºC y 1 atm, si el porcentaje en volumen del oxígeno en el aire es 21%.

   3. En una reacción química a 273ºC se ha ob­tenido, entre otros productos, vapor de agua. Determina la masa del vapor de agua obtenido, sabiendo que se han recogido 5 litros de vapor de agua a una presión de 0,45 atm.

 

1. ¿Cuáles de las siguientes proposiciones son ciertas? Razona tu respuesta:

   1. La teoría atómica de Dalton establece que la combinación química es la unión de átomos de elementos diferentes de modo que las relaciones entre las masas de los átomos combinados son números enteros sencillos.

   2. Aunque un elemento se puede definir como una sustancia que está compuesta de una sola clase de átomos, en varios elementos la partí­cula más pequeña es la molécula.

   3. La masa molar es lo mismo que la masa molecular.

   4. Una molécula de oxígeno, O₂, tiene una masa de 32 g.

 

1. En un experimento, se quemaron 0,312 g de azufre y se obtuvieron 0,623 g de dióxido de azufre como único producto de reacción. En un segundo experimento, se obtuvieron 0,842 g de dióxido de azufre. ¿Qué masa de azufre se ha tenido que quemar en el segun­do experimento?

 

1. Calcula:

   1. El número de átomos en una muestra de 5,25 mg de argón.

   2. La masa molar de un elemento, si la masa de una muestra de 2,80.10¹² átomos de este elemento es 4,24 g.

   3. La masa de una muestra de aluminio que contiene el mismo número de átomos que 35,55 g de cinc. Datos: A_{r (Ar)} = 39,9 u; A_{r (Al)} = 27,0 u;

 

1. El motor de un coche tiene un cilindro de volumen 500 cm³. El cilindro está lleno de aire a 70ºC y 2 atm de presión:

   1. ¿Cuántos moles de oxígeno hay en el cilindro, sabien­do que el porcentaje en volumen M oxíge­no en el aire es 2l%?

   2. ¿Cuántas moléculas de oxígeno hay en dicho cilindro?

   3. Si el aire estuviera en condiciones normales, ¿cuántos moles de oxígeno habría en el cilindro?

 

1. El carbono se combina con el oxígeno en dos proporciones de masa, 3/4 y 3/8. Con la primera forma monóxido de carbono(CO), y con la segunda, dióxido de carbono (CO₂). Razona cuáles de las siguientes afirmaciones son correctas.

   1. 12 g de carbono reaccionan con 48 g de oxígeno para dar 60 g de CO.

   2. 12 g de carbono reaccionan con 16 g de oxígeno para dar 28 g de CO.

   3. 12 g de carbono reaccionan con 32 g de oxígeno para dar 44 g de CO₂.

   4. 12 g de carbono reaccionan con 36 g de oxígeno para dar 48 g de CO₂.

 

1. Cuando 1 L de nitrógeno reacciona con 3 L de hidrógeno, se obtiene el volumen siguiente de amoniaco: [1,5 ptos.]

 

1.  

   1. 1 L

   2. 2 L

   3. 4 L

   4. 3,15 L

 

Justifica tu respuesta.

 

1. ¿Cuántas veces es superior la masa atómica del oxígeno a la masa atómica del hidrógeno? [1,5 ptos.]

 

1. Calcula las masas moleculares de las siguientes sustancias: [1,5 ptos.]

1.  

   1. N₂.

   2. C₉H₈O₄.

   3. Al₂(SO₄)₃.

Datos: MasaS atómicas: A(N) = 14u; A(c) = 12u; A(H) = 1u; A(O) = 16u; A(Al) = 27u; A(S) = 32u;

 

1. Escribe el nombre y el símbolo de los elementos de los grupos 1, 11,13 y 15 de la tabla periódica.

 

1. Formula los siguientes compuestos:

 

1.- Óxido de potasio

02.- Óxido Berilio

03.- Hidruro de platino (IV)

04.- Hidruro de Cobre (I)

05.- Óxido de cobalto (III)

06.- Trióxido de diniquel

07.- Ácido bromhídrico

08.- Dióxido de azufre

09.- Óxido de plomo (IV)

10.- Trihidruro de hierro

11.- heptaóxido de dicloro

12.- Hidruro ferroso

13.- Arsenamina o arsina

14.- óxido de plata

15.- Hidruro de cobalto

16.- Óxido de magnesio

17.- Óxido de mercurio (II)

18.- Trióxido de dioro

19.- Metano

20.- Óxido perclórico

 

 

 

1. Nombrar los siguientes compuestos: [2 ptos.]

Na2Se	Co2O3	SnH4	Hg2O
CaH2.	I2O3	MgO	SiO
NiH3	CuO	Br2O7	PbO
As2O3	As2O5	Au2O3	Ni2I3
FeH	Ni2O3	Hg2S	IF7

 

Actividades de repaso de modelos atómicos y Tabla periódica.

 

1. Describe brevemente cada uno de los siguientes términos:

 

1. ley periódica;

2. isoelectrónico;

3. electrones de la capa de valencia;

4. energía de ionización.

 

2. Busca en la tabla periódica tres parejas de elementos que no estén ordenados según el orden creciente de sus masas atómicas. ¿Por qué es necesario invertir su orden en la tabla?

 

3. a) Escribe la configuración electrónica de los elementos de números atómicos: 15, 48, 36 y 35.

b) Indica el grupo y periodo a los que pertenece cada uno de los elementos anteriores.

 

4. Obtenga las configuraciones electrónicas de los elementos de Z indicado e indique el número de electrones en la última capa, el grupo y el periodo al que pertenece cada uno de ellos. Agrupe los elementos en función del grupo al que pertenecen y comente qué tienen en común.

3 37 87 14 16 11

52 8 34 24 26 30

4 9 7 18 36 27

 

5. Indica el elemento que corresponde a cada uno de los datos que aparecen a conti­nuación:

1. Es un alcalinotérreo del segundo período.

2. Es un halógeno del cuarto periodo.

3. Es un gas noble del tercer periodo.

6. A y B son dos átomos neutros cuyas con­figuraciones electrónicas son: A(1s² 2s² 2p⁶ 3s¹) y B(1s² 2s² 2p⁶ 5p¹)

Razona si son verdaderas o falsas las siguien­tes afirmaciones:

1. Se necesita energía para pasar de A a B.

2. A y B representan elementos distintos.

3. Se requiere una menor energía para arrancar un electrón de B que de A.

 

7. Explica las diferencias importantes entre cada uno de los siguientes pares de términos:

1. neutrones y protones;

2. carga nuclear y carga iónica;

3. constante de Avogadro y mol.

 

8. Los siguientes isótopos tienen aplicacio­nes en medicina. Indica el número de proto­nes, neutrones y electrones: Cobalto 60; fós­foro 32; yodo 131 y azufre 35. Ayúdate del sistema periódico.

 

 

9. Indica si las siguientes configuraciones electrónicas corresponden a un átomo en estado fundamental, en estado excitado, o si no son válidas:

1. 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹; b) 1s² 2s² 2p³; C) 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ 3p¹ 4s¹; d) 1s² 2s² 2p⁴; e) 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹3p⁵.

 

10. Escribe la configuración electrónica ex­terna de:

1. los metales alcalinos; c) los metales alcalinotérreos;

2. los halógenos; d) los gases nobles.

 

11. a) Dos átomos tienen las siguientes configuraciones electrónicas: 1s² 2s² 2p⁶ y 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹

 

1. La primera energía de ionización de uno de ellos es 2080 kJ/mol y la del otro es 496 kJ/mol. Asigna cada uno de los valores de energía a cada una de las configuraciones electrónicas. Razona tu respuesta.

2. Indica cuáles de las siguientes propieda­des muestran una clara variación periódica: energía de ionización, masa molar de los ele­mentos, número de isótopos de un elemen­to y radio atómico.

 

12. En cada uno de los siguientes pares, indica la especie que tendrá menor radio:

1. Cl o Cl  ; e) Na o Na⁺ ;

2. O²  o S² ; f) Mg²⁺, o A1³⁺;

3. Au⁺ o Au³⁺.

 

13. En cada uno de los siguientes grupos de elementos, indica la especie que tendrá menor radio, mayor potencial de ionización, menor afinidad electrónica y mayor electronegatividad:

1. Li, Rb y Fr c) Si, S y Na e) Te, O y Se

2. Cr, Fe y Zn d) Be, F y N f) Ba, Mg y Sr

    

14. Indica para cada uno de los siguientes pares el átomo que tiene:K y Ca; N y P; O y F; Li y Rb; Cl y Br.

1. un tamaño mayor;

2. menor energía de ionización;

3. mayor electroafinidad:

 

15. El boro tiene una masa atómica media de 10,811 u. ¿Cuáles son los porcentajes de abundancia natural de sus dos isótopos, ¹⁰B y ¹¹B? Las masas de estos isótopos son 10,012937 u y 11,009305 u, respectivamente.

R: 19,9 % y 80,1 %.

 

ACTIVIDADES DE MODELOS ATÓMICOS, TABLA PERIÓDICA Y ENLACE QUÍMICO

 

1. Explica en qué se basó Rutherford para explicar su modelo atómico y describe las características fundamentales del mismo.

 

1. Calcula la masa atómica del elemento B que tiene tres isótopos con las siguientes características: ; ; y sus abundancias relativas, son respectivamente 98,3400% para el primero, 1,6506% para el segundo y 0,0094% para el tercero.

 

1. Completa la tabla siguiente y determina la configuración electrónica de cada una de las especies que aparecen en ella, indicando el nombre, el grupo y el periodo al que pertenece cada una de las especies químicas.

 

Especie Química	Número atómico, Z	Protones	Electrones	Neutrones	Número Másico, A	Grupo	Periodo	Configuración electrónica
Fe3+	26			30
O2-			10	8
S		16			32
Ag			47		108

 

1. Describe las características del enlace covalente, así como cuál es el proceso que siguen los átomos para formar dicho enlace. Indica los tipos de enlace covalente que conoces y en qué se diferencia del enlace covalente puro.

 

1. Responde:

1.  

   1. ¿Cómo varía el radio atómico a lo largo de un periodo del Sistema Periódico? Explica por qué lo hace así.

   2. ¿Cómo varía la energía de ionización a lo largo de un grupo? Explica por qué lo hace de ese modo.

 

Se tienen las siguientes parejas de elementos, Na, (Z = 11); y O, (Z = 8); Co, (Z = 27) y Mn, (Z = 25) ; y dos átomos de Nitrógeno, N, (Z = 7). Indica el nombre de cada especie y justifica cuáles son sus estructuras de Lewis y el tipo de enlace que formarán entre sí.

 

Actividades enlace químico

Enlace iónico

1. Nombra cinco metales y cinco no metales que puedan formar compuestos iónicos con facilidad. Escribe las fórmulas de los compuestos que se formarían al combinar estos metales y no metales. Nombra esos compuestos.

 

1. Responde de forma razonada a las siguientes cuestiones:

1. La configuración electrónica más externa de cualquier átomo metálico alcalino es ns¹ ¿Cómo puede un átomo metálico alcalino conseguir una configuración de gas noble? ¿Y un halógeno, si su configuración más externa es ns² np⁵.

2. ¿Por qué los compuestos iónicos sólidos son malos conductores de la electricidad? ¿Por qué aumenta la conductividad cuando un compuesto iónico se funde o disuelve en agua?

3. El cloruro de hierro (III) funde a 282 ºC y el cloruro de potasio a 776 ºC. ¿Cuál de estos compuestos tendrá mayor carácter iónico?

 

4. a) ¿Qué gas noble tiene la misma configuración electrónica que cada uno de los iones de los compuestos siguientes: óxido de bario, yoduro de sodio, fluoruro de potasio y sulfuro de magnesio? b) Escribe la estructura de Lewis de los compuestos anteriores y la de los iones formados.

 

Enlace covalente

5. Escribe la estructura de Lewis para cada uno de los átomos siguientes: Z = 2; Z = 35; Z = 10, Z = 12, Z = 20; Z = 13.

 

9. Dibuja las estructuras de Lewis de las siguientes especies:

1. tricloruro de fósforo; b) nitrógeno molecular; c) monóxido de carbono; d) ácido hipocloroso; e) ácido cianhídrico.

 

10. Los números atómicos de cuatro elementos químicos A, B, C y D, son, 11, 17, 7 y 12, respectivamente:

1. Escribe su configuración electrónica e indica periodo y grupo al que pertenecen.

2. Coloca los elementos en orden creciente de su electronegatividad.

3. Coloca los elementos en orden creciente de su Energía de ionización

 

11. ¿Cuáles de las siguientes características se pueden atribuir a un enlace iónico, a uno covalente y/o a uno metálico?

1. Son solubles en agua.

2. Conducen la corriente eléctrica en estado sólido.

3. Los elementos se encuentran en forma de iones.

4. La mayoría son gases a temperatura ambiente.

5. Forman redes cristalinas

6. Se forman entre átomos con electronegatividades análogas.

7. Conducen la corriente eléctrica fundidos o en disolución.

12. Sean Ay B dos átomos con Z = 19 y Z = 35 respectivamente, responde a las siguientes cuestiones:

1. ¿Qué tipo de enlace cabe esperar para las sustancias A₂, B A y B B?

2. Indica el estado de agregación que cabe esperar en los compuestos anteriores.

3. ¿Conducen la corriente eléctrica?

4. De las moléculas que sean covalentes haz su diagrama de Lewis, e indica si la molécula es polar o apolar.

 

13. Los elementos A, B, C y D tienen números atómicos 37, 20, 6 y 17, respectivamente.

1. Indicar el periodo y el grupo del sistema periódico al que pertenecen cada uno de estos elementos.

2. Escribe la fórmula correspondiente a las especies químicas formadas por D y C; A y D; B y D; C y C.

3. Indica el tipo de enlace que cabe esperar en cada caso. En los casos que el enlace sea covalente explicar la polaridad de la molécula correspondiente.

 

FORMULACIÓN

1. Formular o denominar (con un sólo nombre) según corresponda, las siguientes especies químicas:

   dihidrógenotrioxofosfato (III) de sodio (Fosfito diácido de sodio); Hidruro de fósforo (III) (Trihidruro de fósforo); Catión cobre (I) (Ion cuproso); Peróxido de litio; Bromuro de sodio; Tetraoxosulfato (IV) de hierro (III), (Sulfato férrico); óxido de nitrógeno(IV), (óxido nítrico); Ión Trioxocarbonato (IV) (ión carbonato); Peróxido de potasio; Hidróxido de cobre (II), (hidróxido cúprico);

   Fe(OH)2; H2S; NaMnO4; H2CrO4; HMnO4; Na2S; PBr3; LiHCO3; Hg2+ ; H2SO3

    

2. Formula o denomina (con un solo nombre) según corresponda, los especies químicas:

   Hidróxido de hierro (II) (hidróxido ferroso); Sulfuro de hidrógeno (ácido sulfhídrico); Tetraoxomanganato (VII) de sodio (permanganato sódico); Cloruro de magnesio; Ácido tetraoxocrómico (VI) (ác. crómico), Cloruro de nitrógeno (III) (tricloruro de nitrógeno); Hidróxido de calcio (dihidróxido de calcio); Sulfuro de sodio (monosulfuro de disodio); Disulfato de calcio ; Cloruro de magnesio

   K2Cr2O7; PI5; Cu+; CaO2; KBr; Fe2(SO4)3; NO2; CO32- , SrO2; Cu(OH)2;

    

3. Formular o denominar (con un solo nombre) según corresponda, las siguientes especies químicas:

   Etilamina (Aminoetano); 3-metilbutanonitrilo; 6- isobutil-5-fenil-2,7-decadieno; 3-hexanona; 2-etil-4-metilfenol; Pentanodial; Ácido 2-hidroxihexanoico, Propanona; 2,3.heptadieno; Etanamida.

   CH3-CH2-CN; CH3-CO-CH2-CO-CH3; CH3-CH2-COOH; CH3-CC-CH3; CH2-CH2-CH2-CONH2; CH3-CH2-CH2-CN; CH3-CH2-O-CH3; CH3-NH2; CH3-CH2-CH2-COOCH3; ClCH2-CH2-CH2-CH2-CH2Cl.

4. Formular o denominar (con un solo nombre) según corresponda; las siguientes especies químicas:

Etanonitrilo; 5-cloro-2-pentino; Dimetiléter (metoximetano); Ácido propanoico; Pentanamida; 1,2-dicloroeteno; Propanodial; Ácido propanoico; 1-penten-3-ino; Aminometano (metilamina)

CH3-CH2-NH2; CH3-CH2-COOCH3; CH3-CO-CH2-CH3; CH3-CH=CH-CH2-CHOHCH3; CH3-CH2- CH2 –COONa; CH3-CH= CH-CO-CH3; OHC-CH2-CH2-CHO; CH3COCH3; CH3-CH2-CH2-CH=C=CH-CH3; CH3-CH2-CH2-NH2