Evaluación de Química

Ejercicio 1

Respuesta: (3, 3, 1, −½)

El número cuántico secundario l solo puede tomar valores de 0 a n − 1, y m_l va de −l a +l.

1. (3, 2, −2, +½): l = 2 ≤ 2 y m_l = −2 está entre −2 y +2 → permitido
2. (2, 1, 0, −½): l = 1 ≤ 1 → permitido
3. (3, 3, 1, −½): con n = 3, l solo puede valer 0, 1 o 2 → no permitido (no existen orbitales 3f)
4. (4, 0, 0, +½): orbital 4s → permitido

Ejercicio 2

Respuesta: 4

Se escribe la configuración electrónica siguiendo el diagrama de Moeller y se reparten los electrones d según la regla de Hund (máxima multiplicidad).

1. Fe: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶, es decir, [Ar] 4s² 3d⁶
2. Los 5 orbitales 3d reciben primero un electrón cada uno (5 electrones) y el sexto se aparea en uno de ellos
3. Quedan 4 orbitales 3d con un solo electrón → 4 electrones desapareados

Ejercicio 3

Respuesta: Mg < Na < K

En un período, el radio disminuye hacia la derecha porque aumenta la carga nuclear efectiva; en un grupo, aumenta hacia abajo porque se añaden capas.

1. Na y Mg están en el período 3: el Mg, más a la derecha, tiene mayor carga nuclear efectiva → r(Mg) < r(Na)
2. Na y K están en el grupo 1: el K tiene una capa más (n = 4) → r(K) > r(Na)
3. Orden: Mg < Na < K

Ejercicio 4

Respuesta: Piramidal trigonal

El nitrógeno tiene 4 pares de electrones a su alrededor: 3 pares enlazantes y 1 par solitario. Los pares se disponen en tetraedro, pero la geometría molecular solo describe la posición de los átomos.

1. N: 5 electrones de valencia; forma 3 enlaces N−H y le queda 1 par solitario
2. 4 pares → disposición tetraédrica de los pares (hibridación sp³)
3. Con un par solitario, los átomos forman una pirámide de base triangular: geometría piramidal trigonal (ángulo ≈ 107°)

Ejercicio 5

Respuesta: 1 → A · 2 → D · 3 → B · 4 → C

El tipo de enlace depende de los elementos: metal + no metal → iónico; metal puro → metálico; no metales → covalente, que puede formar redes (diamante) o moléculas unidas por fuerzas intermoleculares (agua).

1. NaCl: metal + no metal, transferencia de electrones → red iónica
2. Cu: cationes en un «mar» de electrones deslocalizados → conductor
3. Diamante: cada C unido covalentemente a otros 4 → red covalente muy dura
4. H₂O: moléculas polares con H unido a O → puentes de hidrógeno

Ejercicio 6

Respuesta: Faux

Una molécula con enlaces polares puede ser apolar si su geometría hace que los momentos dipolares se anulen.

1. Los enlaces C=O sí son polares (el O es más electronegativo que el C)
2. El CO₂ es lineal (O=C=O, 180°): los dos momentos dipolares son iguales y opuestos
3. Momento dipolar total nulo → la molécula es apolar

Ejercicio 7

Respuesta: -890,3 kJ/mol

ΔH°_r = Σ n · ΔH°_f(productos) − Σ n · ΔH°_f(reactivos). La entalpía de formación del O₂, elemento en su estado estándar, es 0.

1. Productos: −393,5 + 2 · (−285,8) = −393,5 − 571,6 = −965,1 kJ
2. Reactivos: −74,8 + 2 · 0 = −74,8 kJ
3. ΔH°_r = −965,1 − (−74,8) = −890,3 kJ/mol (reacción exotérmica)

Ejercicio 8

Respuesta: Solo a temperaturas bajas

La espontaneidad se decide con el signo de ΔG = ΔH − T · ΔS: es espontánea si ΔG < 0.

1. ΔH < 0 favorece la espontaneidad
2. ΔS < 0 hace que −T · ΔS sea positivo, y cada vez mayor al subir T
3. A T baja domina ΔH (ΔG < 0); a T alta domina −T · ΔS (ΔG > 0) → espontánea solo a temperaturas bajas

Ejercicio 9

Respuesta: 1112,5 K

Con ΔH > 0 y ΔS > 0, la reacción es espontánea a temperaturas altas. La temperatura límite es la que hace ΔG = 0.

1. Pasamos ΔS a kJ/K: 160 J/K = 0,160 kJ/K
2. ΔG = 0 ⟹ T = ΔHΔS = 1780,160 = 1112,5 K
3. Por encima de unos 1112,5 K (unos 839 °C), ΔG < 0: la reacción es espontánea

Ejercicio 10

Respuesta: 12

Cada concentración interviene elevada a su orden parcial: 2 para A y 1 para B. La constante k no cambia porque T es constante.

1. Factor debido a A: 2² = 4
2. Factor debido a B: 3¹ = 3
3. Factor total: 4 · 3 = 12

Ejercicio 11

Respuesta: Disminuye la energía de activación sin modificar ΔH

El catalizador ofrece un mecanismo alternativo con menor energía de activación. Los estados inicial y final no cambian, así que ΔH (y la constante de equilibrio) son los mismos.

1. Menor E_a → más choques eficaces → mayor velocidad
2. Acelera por igual la reacción directa y la inversa: se llega antes al equilibrio, pero no se desplaza

Ejercicio 12

Respuesta: 49

K_c es el cociente de las concentraciones de equilibrio de productos y reactivos, cada una elevada a su coeficiente estequiométrico.

1. K_c = [HI]²[H₂] · [I₂]
2. K_c = 0,70²0,10 · 0,10 = 0,490,010
3. K_c = 49

Ejercicio 13

Respuesta: Aumentar la presión reduciendo el volumen

Según el principio de Le Chatelier, el sistema evoluciona para contrarrestar la modificación.

1. Aumentar la presión: el equilibrio se desplaza hacia donde hay menos moles de gas (de 4 a 2) → más NH₃
2. Aumentar la temperatura favorece el sentido endotérmico, es decir, la descomposición del NH₃
3. El catalizador no desplaza el equilibrio; retirar N₂ lo desplaza hacia los reactivos

Ejercicio 14

Respuesta: 12

El NaOH es una base fuerte: se disocia totalmente, así que [OH⁻] = 0,01 M. Después se usa pH + pOH = 14.

1. [OH⁻] = 0,01 = 10⁻² M
2. pOH = −log 10⁻² = 2
3. pH = 14 − 2 = 12

Ejercicio 15

Respuesta: 2,87

Es un ácido débil: se plantea el equilibrio CH₃COOH + H₂O ⇌ CH₃COO⁻ + H₃O⁺ y, como K_a es pequeña, se puede aproximar 0,10 − x ≈ 0,10.

1. K_a = x²0,10 − x ≈ x²0,10 = 1,8 · 10⁻⁵
2. x² = 1,8 · 10⁻⁶ ⟹ x = [H₃O⁺] ≈ 1,34 · 10⁻³ M
3. pH = −log (1,34 · 10⁻³) ≈ 2,87
4. Comprobación: x es un 1,3 % de 0,10, así que la aproximación es válida

Ejercicio 16

Respuesta: CH₃COONa

Solo se hidrolizan los iones que proceden de un ácido o una base débiles. El anión de un ácido débil capta protones del agua y libera OH⁻.

1. NaCl y KNO₃: iones de ácido y base fuertes → no hay hidrólisis, disolución neutra
2. NH₄Cl: el NH₄⁺ (ácido conjugado del NH₃, débil) cede protones → disolución ácida
3. CH₃COONa: CH₃COO⁻ + H₂O ⇌ CH₃COOH + OH⁻ → disolución básica

Ejercicio 17

Respuesta: 7

La suma de los números de oxidación de un compuesto neutro es 0. El K actúa con +1 y el O con −2.

1. (+1) + x + 4 · (−2) = 0
2. 1 + x − 8 = 0
3. x = +7

Ejercicio 18

Respuesta: Cu²⁺

El oxidante es la especie que gana electrones (se reduce) y así oxida a otra.

1. Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻: el Zn se oxida, es el reductor
2. Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu: el Cu²⁺ se reduce, es el oxidante

Ejercicio 19

Respuesta: 5 · 4

Por el método del ion‑electrón: se ajustan los oxígenos con H₂O, los hidrógenos con H⁺ y, por último, la carga con electrones.

1. Oxígenos: 4 O a la izquierda → 4 H₂O a la derecha
2. Hidrógenos: 8 H en el agua → 8 H⁺ a la izquierda
3. Carga: izquierda −1 + 8 = +7 ; derecha +2 → se añaden 5 e⁻ a la izquierda
4. Coherente con el cambio del número de oxidación del Mn: de +7 a +2

Ejercicio 20

Respuesta: 1,1 V

En la pila, el cátodo es el par de mayor potencial de reducción (Cu) y el ánodo el de menor (Zn).

1. E°_pila = E°_cátodo − E°_ánodo
2. E°_pila = 0,34 − (−0,76) = 1,10 V
3. E° > 0: la reacción de la pila es espontánea

Ejercicio 21

Respuesta: 0,635 g

Leyes de Faraday: la carga Q = I · t da los moles de electrones, y la semirreacción relaciona electrones y cobre.

1. Q = 2,0 · 965 = 1930 C
2. Moles de e⁻ = 193096 500 = 0,020 mol
3. Moles de Cu = 0,020 / 2 = 0,010 mol
4. m = 0,010 · 63,5 = 0,635 g

Ejercicio 22

Respuesta: 1 → A · 2 → B · 3 → E · 4 → D · 5 → C

Se identifica el grupo de átomos característico de cada molécula.

1. −CHO en el extremo de la cadena: aldehído (etanal)
2. −CO− entre dos carbonos: cetona (propanona)
3. −COO− entre dos cadenas: éster (etanoato de etilo)
4. −CONH₂: amida (etanamida) ; −NH₂ unido a un carbono: amina (metilamina)

Ejercicio 23

Respuesta: 2‑clorobutano, CH₃−CHCl−CH₂−CH₃

Hay isomería óptica cuando la molécula tiene un carbono asimétrico (quiral), unido a cuatro grupos distintos.

1. Propan‑2‑ol: el C2 tiene dos −CH₃ iguales → no es quiral
2. 2‑clorobutano: el C2 está unido a −H, −Cl, −CH₃ y −CH₂CH₃ → carbono quiral, dos enantiómeros
3. Metilpropano: el C central tiene tres −CH₃ ; butanona: el C=O no tiene cuatro sustituyentes → sin carbono quiral

Ejercicio 24

Respuesta: 2‑cloropropano

Es una adición a un alqueno asimétrico. Por la regla de Markovnikov, el H se une al carbono del doble enlace que tiene más hidrógenos.

1. El C1 (CH₂=) tiene 2 H y el C2 (=CH−) tiene 1 H
2. El H va al C1 y el Cl al C2
3. Producto mayoritario: CH₃−CHCl−CH₃, 2‑cloropropano

Ejercicio 25

Respuesta: Un poliéster de condensación

Los polímeros de condensación se forman a partir de monómeros con dos grupos funcionales que se unen liberando una molécula pequeña, normalmente agua.

1. Ácido + alcohol → éster + agua (esterificación)
2. Con monómeros bifuncionales la reacción se repite y se forma una cadena de enlaces éster: un poliéster
3. En la adición (polietileno, PVC) no se pierde ningún átomo