Modelos de Exámenes Resueltos PDF

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Modelos de exámenes resueltos...

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Química General Nombre:

Primer curso del Grado en Bioquímica

1. Responde a las siguientes preguntas de tipo test. (Una pregunta acertada = 0,2 puntos; una pregunta errónea = ‐0,1 puntos): a) ¿Cuál de las siguientes combinaciones de números cuánticos (n, l, ml, ms) podría corresponder al electrón de mayor energía del ión As3– ? 4 0 0 ‐1/2 3 2 0 ‐1/2 3 1 ‐1 +1/2 4 1‐1 +1/2 El As está en el 4º periodo y pertenece al grupo del N: 2 3

3‐

2 6

As: [Ar]4s p → As : [Ar]4s p Los electrones de más energía estarán en la subcapa 4p (n=4, l=1).

b) ¿Cuál de las siguientes especies químicas tiene más electrones desapareados en su estado fundamental? 3+

… Rn 2+ … Zn

… Fe … Bi

El Rn es un gas noble: octete completo 2+

10

2

2+

10

El Zn tiene configuración: Zn: [Ar]3d 4s  Zn : [Ar]3d (0 electrones desapareados). 6

2

tiene configuración: Fe: [Ar]3d 4s desapareados).

5

3+ Fe : [Ar]3d (5 electrones

El Fe+3 2 3

El Bi pertenece al grupo del N: 6s p (3 electrones desapareados).

c) ¿Cuál de los siguientes átomos neutros tiene la mayor primera energía de ionización? … As … Sb …O …N La primera energía de ionización será mayor para aquellos elementos más electronegativos (atraen más fuertemente a sus electrones), y aumenta hacía la derecha en un periodo y hacia arriba en un grupo. El elemento más electronegativo de los propuestos es el oxígeno. d) ¿Cuál es la fórmula del amminotricloruroplatinato(II) de potasio?

… K2[PtCl3(NH3)] … K[PtCl3(NH3)]

… K[PtCl(NH3) 3] … K[PtCl(NH3)]

La carga del compuesto de coordinación será:

‐

+2 ( del Pt(II) ) + 0 ( NH3 ) – 3 ( 3 x Cl ) = ‐1 +

Hace falta un K para formar la sal neutra.

e) ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es incorrecta?  Por cada orbital molecular enlazante, hay un orbital molecular antienlazante.  Dos electrones pueden estar en el mismo orbital molecular.  Cuanto mayor es el orden de enlace, mayor es la longitud de enlace.  Cuanto mayor es el orden de enlace, el enlace es más fuerte. Hay más electrones en orbitales enlazantes y menos en orbitales antienlazantes, lo que permite a los núcleos acercarse más.

2. (1 punto) Responde justificadamente y de forma breve a las siguientes cuestiones: a) ¿Qué orbitales tienen dos nodos angulares y tres radiales? El número de nodos angulares es igual a l (l = 2). El número de nodos radiales es igual a n‐l‐1 (n‐2‐1=3; n=6). Se confirma porque el número de nodos totales es n‐1: (6‐1=3+2.) Los orbitales que cumplen n=6 y l=2 son los 6d.

b) Indica, en los siguientes grupos de sustancias, cuál tiene mayor punto de ebullición: i) CCl4, CF4, CH4, CBr4; ii) HF, HCl, HBr, HI? En ambos casos se trata de moléculas que queremos pasar de líquido a vapor: estamos comparando las fuerzas intermoleculares, no la fuerza de los enlaces C‐X. i) Todas las moléculas de este grupo son apolares, con lo que sólo actúan fuerzas de dispersión. Este tipo de fuerzas aumentan con la masa molecular, de modo que el compuesto de mayor peso molecular será el de mayor punto de ebullición: CBr4. ii) Ahora se trata de moléculas polares, pero además tenemos un caso especial en la que es posible la formación de un enlace de hidrógeno, mucho más fuerte que las interacciones dipolo‐dipolo en las otras moléculas: HF.

c) ¿El CS2 es una molécula apolar? Si hacemos la estructura de Lewis y estudiamos la geometría molecular de esta molécula, obtenemos que es lineal: S=C=S. A pesar de que los enlaces C‐S están polarizados, los momentos dipolares de cada enlace se anulan entre sí y la molécula es apolar.

d) El punto de ebullición de un líquido rojo aumenta a medida que hierve a presión constante. ¿De qué tipo de materia se trata (elemento, compuesto, mezcla homogénea o mezcla heterogénea)?

Tenemos una materia que cambia sus propiedades físicas (en este caso, su punto de ebullición) a medida que hierve (cuando un líquido hierve no se están rompiendo los enlaces covalentes que lo forman, sólo se están evaporando sus moléculas): no puede ser ni un elemento ni un compuesto. Tiene que tratarse de una mezcla. Para distinguir si se trata de una mezcla homogénea o heterogénea, podemos tomar como indicio que se trata de un líquido rojo, lo que parece indicar que está homogéneamente distribuido (mezcla homogénea), aunque también es posible que sea una mezcla heterogénea del tipo de la leche (emulsiones).

3. (1 punto) Justifica si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas. a) Un orbital representa la trayectoria precisa de un electrón en un átomo. FALSO: El principio de incertidumbre y la dualidad onda‐partícula hacen que no podamos considerar el movimiento del electrón alrededor del núcleo como si fuera un planeta girando alrededor del sol: no se puede asignar una trayectoria precisa. Un orbital es cada una de las funciones matemáticas (funciones de onda) obtenidas a partir de la ecuación de Schrödinger que describe el comportamiento del electrón alrededor del núcleo teniendo en cuenta su naturaleza onda‐partícula. El cuadrado de dicha función permite calcular la densidad de probabilidad de encontrar el electrón.

b) En los metales de transición, el radio atómico crece de izquierda a derecha en un mismo periodo. FALSO: En los metales de transición, a medida que aumenta Z en un periodo aumenta el número de electrones en la capa (n‐1)d, que es una capa interna, de modo que el apantallamiento (S) de los electrones más externos crece aproximadamente igual que lo hace Z. La carga efectiva que estos electrones perciben (Z ef = Z – S) es, por tanto, aproximadamente la misma y el radio se mantiene prácticamente constante.

c) En la Teoría de Enlace de Valencia, los enlaces sigma sólo pueden formarse por solapamiento de orbitales híbridos. FALSO: Para que se forme un enlace sigma sólo hace falta que los dos orbitales que se solapen tengan la misma fase, y eso se puede dar entre orbitales híbridos o entre orbitales atómicos sin hibridar. Por ejemplo, en el caso de la molécula de H 2, el enlace sigma se produce entre dos orbitales atómicos 1s.

d) Una molécula diatómica puede contener un orbital molecular deslocalizado.

FALSO: Un orbital molecular deslocalizado es aquél que se extiende entre más de 2 núcleos (por ejemplo en el benceno o el ozono). Si sólo tenemos dos átomos, el orbital sólo puede estar localizado entre ellos.

4. (1 punto) Responde brevemente: ¿en qué consistió y por qué es importante el descubrimiento de Moseley? Moseley estudió los rayos X emitidos por los distintos elementos cuando se bombardeaban con electrones acelerados (rayos catódicos). Observó que si se adquiría el espectro de rayos X aparecían una serie de líneas (2 ó 3) que eran características de cada elemento y cuyas 2

frecuencias correspondían a una ecuación de tipo: ν=a(Z‐b) , donde a y b eran constantes y Z es el número atómico que corresponde al orden que Mendeleyev había otorgado a los distintos elementos en su tabla periódica. El descubrimiento permitió justificar el orden aplicado por Mendeleyev en la tabla periódica y deducir que se basaba en la propia estructura atómica, no simplemente en las propiedades químicas o la masa atómica. Además, permitía determinar el número atómico de cualquier elemento (conocido o desconocido), lo que llevó a descubrir tres nuevos elementos y deducir que no existían huecos entre los elementos que él estudió. El fenómeno se producía porque los electrones acelerados arrancaban electrones de las capas más internas de los átomos de los distintos elementos. Para que los electrones más externos pudiesen cubrir esos huecos, tenían que liberar energía en forma de rayos X. Esta energía dependía de la diferencia de energía de los niveles electrónicos, con lo que era función del número de protones (Z): E=RH(Zef/n)

2

5. (1,5 puntos) Dibuja la estructura de Lewis y predice la geometría y la hibridación – del átomo central de la molécula de TeF5 .

6. (1,5 puntos) Cuáles son los estados de hibridación y el tipo de enlace en una molécula de 2‐hidroxietanal.

3

:C(2sp )-H(1s) H

H

3

2

:C(2sp )-C(2sp )

O 2

H

2

:C(2sp )-O(2sp )

O

:C(2p)-O(2p) 3

2

3

:C(2sp )-H(1s)

:C(2sp )-O(2sp ) 3

:O(2sp )-H(1s)

H

–

7. (1,5 puntos) Dibuja los diagramas de orbitales moleculares de las moléculas O 2 y 2–

O2 . ¿Cuál tiene el enlace más fuerte?

El enlace más fuerte es el de mayor orden de enlace (O2 ‐).

8. (1,5 puntos) En un estudio sobre el efecto fotoeléctrico en el oro se utilizó la luz correspondiente a la transición entre los niveles n=2 → n=1 del átomo de hidrógeno. Si la función trabajo del oro es de 492 kJ/mol, calcula la energía cinética de los electrones desprendidos del metal y la longitud de onda asociada a su velocidad. (Utiliza correctamente las cifras significativas).

CONSTANTES FUNDAMENTALES 8

‐1

Velocidad de la luz (c): 2,9979 × 10 m s ‐34

Constante de Planck (h): 6,6256 × 10

Js ‐18

Constante de Rydberg (RH): 2,179872 × 10 J 23

Número de Avogadro (NA): 6,0221415 × 10 partículas mol ‐19

Carga del electrón (e): ‐1,6021 × 10

‐1

C

‐31

Masa del electrón (me): 9,1091 × 10

Kg

1) Determinamos qué energía tienen los fotones con los que se irradia el metal: n=2 → n=1, E = ‐RH 1 ‐ 1 =‐1,6349 ×10 ‐18 J 2

2

2

1

‐18

La energía de los fotones será 1,6349  10

J (se toma el valor absoluto).

2) Determinamos cuál es la energía que hace falta para arrancar un electrón (función trabajo): 492 kJ/mol · 1000 J/kJ · 1 mol/6,022 × 10

fotones = 8,17 × 10

J / fotón

3) La energía cinética es la energía total (del fotón con que se irradia) menos la función trabajo: ‐19

Ehv = E0 + EK ; EK = Ehv‐E0 = 16,349  10

‐19

‐19

– 8,17 10

= 8,18 10

J

4) Podemos calcular la velocidad del electrón a partir de su energía cinética: 1 E

= K

2

‐19

2·8,18×10

2E mv

2

; v=

6

=

k

m

‐31

=1,34×10 m/s

9,1091×10

e

Como el electrón es una partícula, no podemos aplicar la ecuación de Planck, que sólo es válida para fotones. La ecuación que relaciona la velocidad de una partícula con la longitud de onda asociada es la ecuación de De Broglie:

6,626

9,1091 10

10

1,34

10

5,43

10

543

Química General

Primer curso del Grado en Bioquímica

Segundo parcial Nombre:

18 de enero de 2011

1. Responde a las siguientes preguntas de tipo test. (2 puntos. Una pregunta acertada = 0,4 puntos; una pregunta errónea = ‐0,1 puntos): a) En una disolución, ¿qué proceso puede ser exotérmico? La disociación del soluto El aumento del desorden La interacción entre soluto y disolvente La disociación del disolvente La disociación del soluto y disolvente implica la rotura de las fuerzas intermoleculares (de cohesión) y necesita energía. El aumento del desorden no implica un cambio energético. La interacción entre soluto y disolvente sí es exotérmica porque se establecen nuevas fuerzas intermoleculares. b) ¿Cuál de los siguientes compuestos es menos soluble? ‐88

… Fe2S3 (Kps = 1,4  10 ) ‐73 PtS (Kps = 8  10 )

‐16

MnS (Kps = 7  10 ) ‐48 Cu2S (K ps = 2,26  10 )

Hay que calcular la solubilidad de cada compuesto a partir de su Kps: ‐18

Fe2S3: s = 1,1  10 ‐37 PtS: s = 8,9  10 ‐8 MnS: s = 2,6  10 ‐17 Cu2S: s = 8,3  10

c) En el equilibrio P4(s) + 6 H2 (g)  4 PH3(g), H = 21,6 kJ/mol. Si el volumen del sistema se reduce, ¿cuál de los siguientes enunciados sobre la composición en el equilibrio es falso? La cantidad de H2 disminuye La cantidad de PH3 aumenta La cantidad de P 4 no cambia La cantidad de P4 disminuye El equilibrio se desplazará hacia la derecha para disminuir el número de moles totales, con lo que disminuirán las cantidades de H2 y P4 y aumentará la de PH3.

d) En la reacción BF3 + NH3 → F3B‐NH3, el BF3 actúa como: … Un ácido de Brönsted … Un ácido de Lewis … Una base de Lewis … Una base de Brönsted El NH3 actúa como base de Lewis porque tiene un par de electrones disponible, mientras que el B en el BF3 tiene el octeto incompleto y puede aceptarlos para formar el enlace.

e) ¿Cuál de los siguientes enunciados sobre la valoración de una base débil con un ácido fuerte es verdadero?  En el punto de equivalencia, hay más moles de ácido que de base.  En el punto de equivalencia, el pH es 7.  Al principio el pH disminuye rápidamente y luego lo hace más lentamente.

… En el punto de equivalencia, no hay exceso ni de ácido ni de base.

2. (2 puntos) Explica las siguientes observaciones: a) La solubilidad del bromuro de plata disminuye enormemente cuando se añade a la disolución bromuro potásico. En cambio, la solubilidad aumenta ligeramente si se añade nitrato sódico. Además, cuando lo que se añade es una disolución de amoniaco, se disuelve casi completamente. Al añadir KBr, tenemos un caso de ion común y lo que hace que la solubilidad disminuya rápidamente para mantener el producto de solubilidad. Cuando se añade NaNO3, aparece el efecto salino: las interacciones iónicas hacen que las actividades de los iones sean menores que sus concentraciones estequiométricas, y la solubilidad aumenta. +

Cuando se añade NH3, se forma el complejo de [Ag(NH3)2] que desplaza el equilibrio de solubilidad +

‐

hacia la derecha, disolviéndose el AgBr (AgBr + 2 NH3  [Ag(NH3)2] + Cl )

b) Se puede calcular la presión de vapor de cualquier mezcla de benceno y tolueno a partir de la fracción molar de la mezcla y de las presiones de vapor de ambos compuestos. Sin embargo, cuando se mide experimentalmente la presión de vapor de una disolución de acetona y disulfuro de carbono se obtienen siempre valores más bajos que los teóricos. La mezcla de benceno y tolueno es una disolución ideal que cumple la ley de Raoult: PT=xBenceno·PBenceno + xTolueno·PTolueno porque las fuerzas de adhesión y cohesión son iguales. Una disolución de acetona y CS2 no es una disolución ideal porque las fuerzas de cohesión (acetona‐ acetona y CS2‐CS2) son distintas de las de adhesión (acetona‐CS2). Además, como los valores de presión de vapor son más bajos que los teóricos, lo que está pasando es que las fuerzas de adhesión son mayores que las de cohesión, de modo que las moléculas en la mezcla están más retenidas en el líquido y la presión de vapor disminuye.

c) Un refresco sólo empieza a formar burbujas y “perder gas” cuando se abre la botella por primera vez. La ley de Henry dice que la solubilidad de un gas es proporcional a la presión ejercida por dicho gas (c = k·P). Cuando se guarda un refresco, se almacena a presión para que contenga disuelto todo el gas posible. Cuando se abre la botella, el líquido vuelve a estar a presión atmosférica y la solubilidad del gas disminuye, con lo que se libera del líquido en forma de burbujas.

d) Una persona fue ingresada en un hospital por síntomas de contaminación con metales pesados. El tratamiento consistió en administrarle AEDT (ácido etilendiaminotetraacético). El AEDT es un ligando hexadentado que tiene mucha tendencia a formar complejos (quelatos) con iones metálicos. +

40

M + AEDT → M‐AEDT (quelato) Kf ؆ 110

El quelato formado “desactiva” el ion pesado, que desaparece de cualquier disolución. Además es soluble en agua y se elimina del organismo eliminado por el sudor y la orina.

3) (1,5 puntos) Una muestra de mineral de hierro que pesa 0,9132 g se disuelve en HCl (aq) y el 2+ hierro se transforma en Fe (aq). Esta disolución se valora con 28,72 ml de K2Cr2O7(aq) 2+ 0,05051 M. ¿Cuál es el porcentaje en masa del hierro en la muestra del mineral? (Fe pasa 3+ 2‐ 3+ a Fe y Cr2O7 pasa a Cr ). 2+

El Fe se disuelve en el ácido generando Fe : 2+

‐

Fe + 2 HCl → Fe + 2 Cl + H2 2+

Ese Fe se valora con una disolución de Cr2O7 2‐ según la siguiente reacción:

2+

3+

Fe → Fe + e

‐

Cr2O72‐ + 14 H+ + 6 e‐ → 2 Cr3+ + 7 H2O ―――――――――――――――――― 2‐

+

3+

3+

2+ 6 Fe + Cr2O7 + 14 H → 6 Fe + 2 Cr + 7 H2O

1l 28,72 ml de K

Cr O ·

2 2 7

1000 ml

0,05051 mol K Cr ·

2 2 7

l

6 mol Fe

O ·

mol K 2

El porcentaje en peso es igual: %Fe = 100·0,486/0,9132 = 53,2%

2+

55,84 g Fe

· =0,486 g de Fe Cr O mol de Fe2+ 2

7

4) (1,5 puntos) Calcula la presión osmótica de una disolución de NaCl al 0,86% a la temperatura normal del cuerpo (37 °C). La densidad de la disolución salina es 1,005 g/ml. El NaCl es un electrolito, con lo que se va a disociar en agua: +

‐

NaCl → Na + Cl (i = 2) 1 mol 0,86 g NaCl· 58,44 g NaCl

NaCl =

ml

1l

= 0,148 M

1

100 g disolución· 1,005 g disolución · 1000 ml π = i MRT = 2 · 0,148 · 0,0821 · 310 = 7,5 atm

5) (1,5 puntos) Calcula el pH de una disolución 0,250 M de formiato potásico 0,250 M y de una disolución de bicarbonato potásico 0,250 M. p Ka(HCOOH) = 3,74; p Ka1(H2CO3) = 6,36; pKa2(H2CO3)= 10,33. En el primer caso se trata de una disolución de una sal de ácido débil y base fuerte, por lo que se va a dar una reacción de hidrólisis: ‐

+

HCOONa → HCOO + Na (disociación del acetato sódico, que es un electrolito fuerte) ‐

‐

HCOO + H2O  HCOOH + OH (reacción de hidrólisis del ion acetato) La constante de hidrólisis Kh = KW/Ka pKa = 3,74 → Ka = 10‐3,74 = 1,8  10

‐4

‐

‐

K = HCOO OH ‐ HCOO h

‐

a 1,8×10 ‐14 ‐11 K = 5,6×10 = w = 1×10 K ‐4

HCOO 0,250 ‐x 0,250‐x 0,250

Inicial Cambio Equilibrio

(Podemos aproximar 0,250‐x

‐6

HCOOH 0 +x x

‐

OH 0 +x x ‐9

x porque 0,250 > 100 · Kh = 5,6×10 )

‐

Kh = x2/0,250 ; x = 3,7  10 = [OH ] pOH = ‐log [OH‐] = 5,43 pH = 14‐pOH = 8,57

En el segundo caso se trata de una sal ácida, que puede desprotonarse para dar CO 3 protonarse para dar H2CO3. ‐

2‐

2‐

o puede

+

HCO3 + H2O  CO3 + H3O ‐

‐

HCO3 + H2O  H2CO3 + OH

En este caso se aplica la ecuación: pH = (pKa1 + pKa2)/2 = (6,36 + 10,33)/2 = 8,35

6) (1,5 puntos) Se quiere preparar 500 ml de una disolución reguladora con pH = 5,00 y dispones de las siguientes disoluciones, todas de concentración 0,150 M: ácido fórmico, ácido acético, ácido fosfórico, formiato sódico, acetato sódico y dihidrogenofosfato sódico (pKa(HCOOH) = 3,74, pKa(CH3COOH) = 4,74, pKa(H3PO4) = 2,15). a) ¿Qué volúmenes y disoluciones deberías utilizar? b) ¿Cuánto NaOH (en mg) habría que añadir para que ...