Examen de Principios de Química y Estructura – Febrero 2023 (2s)

La solución de cada pregunta puede verse pulsando sobre su enunciado

1. 6,022·10²³ moléculas de H₂O contienen…

(A). igual número de átomos que un mol de moléculas de hidrógeno.
(B). menos átomos que un mol de moléculas de oxígeno.
(C). igual número de átomos que un mol de moléculas de oxígeno.
(D). más átomos que un mol de moléculas de hidrógeno.

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2. Nombrar los compuestos HClO, HClO₄, HPO₃, H₃PO₄ y H₄P₂O₇ en el orden citado.

(A). Ácidos hipocloroso, perclórico, metafosfórico, ortofosfórico y pirofosfórico
(B). Ácidos hipoclórico, perclórico, metafosfórico, ortofosfórico y pirofosfórico
(C). Ácidos hipoclórico, perclórico, metafosfóroso, ortofosfórico y pirofosfórico
(D). Ácidos cloroso, perclórico, pirofosfórico, ortofosfórico y metafosfórico

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3. Se sabe que la velocidad de difusión del compuesto A es 1,414 veces la del compuesto B. Según eso, ¿cuál es la masa molecular del compuesto B respecto a la del A?

(A). M_B = 1,414 M_A
(B). M_B = 2 M_A
(C). M_B = ½ M_A
(D). M_B = 0,707 M_A

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4. En una mezcla de gases, la presión parcial de uno de ellos…

(A). es la que ejercería si ocupara el mismo volumen que toda la mezcla a la misma T.
(B). es el producto de la presión total por el número de moles del gas en cuestión.
(C). es siempre igual a la presión parcial de cada uno de los demás.
(D). es inversamente proporcional a la presión total.

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5. En química nuclear se denominan núcleos espejo a aquellos que tienen igual número de masa (es decir, son isóbaros) y cumplen que el número de neutrones de uno de ellos es igual al número de protones del otro, y viceversa. De las siguientes parejas, ¿cuál no contiene dos núcleos espejo entre sí?

(A). ³H y ³He
(B). ¹⁰Be y ¹⁰B
(C). ¹⁴C y ¹⁴O
(D). ¹⁵N y ¹⁵O

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6. La hipótesis de De Broglie dice que…

(A). no se puede conocer simultáneamente la posición exacta del electrón y el valor exacto de su momento. 
(B). la densidad de fotones es proporcional a la intensidad de la luz.
(C). cualquier partícula en movimiento lleva asociada una onda de longitud de onda determinada.
(D). la intensidad de la luz es proporcional al cuadrado de la función de onda.

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7. Si la configuración electrónica de un átomo es 1s² 2s² 2p⁵ 3s¹, ¿qué afirmación es falsa?

(A). Para pasar a la configuración 1s² 2s² 2p⁶ necesita ganar energía.
(B). Pertenece al segundo periodo del sistema periódico.
(C). Su número atómico es 10.
(D). Pertenece al grupo de los gases nobles.

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8. ¿Cuál es elemento de número atómico más bajo que tiene uno o más electrones en orbitales d en su estado electrónico fundamental?

(A). K
(B). Sc
(C). Rb
(D). Sr

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9. ¿Por qué no existen minas de metal de sodio en la naturaleza a pesar de la abundancia del ion Na⁺?

(A). Porque el metal es muy inestable debido a su pequeño volumen atómico.
(B). Por su alta energía de ionización.
(C). Porque es un metal muy reductor.
(D). Porque todo el sodio que existía en minas conocidas de la Tierra ya fue extraído en las últimas décadas del siglo XX.

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10. ¿Por qué los estados de oxidación positivos más comunes del Pb son 2+ y 4+?

(A). Por encontrarse en el grupo IIB y en el periodo 4.
(B). Porque va perdiendo electrones d por pares.
(C). Por tener 6 electrones en su capa de más alto valor de número cuántico principal, pudiendo perder primero 2 y después el resto.
(D). Porque tanto perdiendo 2 como 4 electrones el átomo queda con subcapas electrónicas completas.

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11. La variable energética que mejor explica la gran estabilidad de los cristales iónicos es…

(A). la afinidad electrónica del anión.
(B). la energía que se libera debido a la atracción eléctrica de un catión y un anión para formar una molécula iónica aislada.
(C). el potencial de ionización del catión.
(D). la energía reticular.

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12. ¿Por qué la mayoría de los enlaces covalentes en las moléculas diatómicas son polares?

(A). Porque la ecuación de Schrödinger, que predice la formación de los enlaces covalentes, se basa en coordenadas polares.
(B). Porque están formados por pares de electrones y los electrones tienen carga.
(C). Porque la diferente electronegatividad de los átomos que forman el enlace provoca una desigualdad en la compartición de los electrones.
(D). Porque se forman dipolos cuyo momento dipolar es nulo.

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13. En el amoniaco, el número de enlaces que el átomo central forma con los demás átomos y el número de pares de electrones que tiene alrededor es, respectivamente…

(A). 3 y 3
(B). 4 y 3
(C). 3 y 4
(D). 4 y 4

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14. En la molécula de tetracloruro de carbono el átomo de carbono contribuye a los enlaces con orbitales híbridos…

(A). sp³d
(B). sp²d
(C). sp
(D). sp³

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15. ¿La teoría de electrones de valencia (TEV) y/o la de orbitales moleculares (TOM) explican el paramagnetismo del O₂?

(A). Sí, tanto la TEV como la TOM.
(B). La TEV, sí; la TOM, no.
(C). La TEV, no; la TOM, sí.
(D). No, ni la TEV ni la TOM.

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16. ¿Qué forma geométrica es de esperar que adopten los núcleos de la molécula XeF₄ sabiendo que en la estructura de Lewis de esta molécula el Xe queda con 12 electrones alrededor (octecto ampliado)?

(A). Plana (cuadrada)
(B). Bipirámide de base cuadrada
(C). Cúbica
(D). Tetraédrica

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17. ¿Cuál de las siguientes hibridaciones está relacionada con la geometría octaédrica?

(A). sp²
(B). sp³
(C). sp³d
(D). sp³d²

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18. La etilendiamina (:NH₂–CH₂–CH₂–H₂N:) es un ligando…

(A). monodentado.
(B). bidentado.
(C). tridentado.
(D). tetradentado.

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19. Uno de los siguientes fenómenos no está justificado por las fuerzas de Van der Waals:

(A). La extraordinaria fuerza del enlace en la molécula del N₂.
(B). La licuación de los gases.
(C). Que la presión de los gases reales sea menor que la esperada.
(D). Que el agua tenga puntos de fusión y ebullición mayores de lo esperado.

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20. El gas NH₃ solidifica como sólido…

(A). iónico.
(B). atómico.
(C). metálico.
(D). molecular.

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21. ¿Cuál de los siguientes materiales conduce peor la electricidad?

(A). La mina de un lápiz clásico.
(B). Cloruro de hidrógeno disuelto en agua.
(C). Carburo de silicio.
(D). Una moneda de plata.

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22. (ESTA PREGUNTA Y LAS DOS SIGUIENTES ESTÁN RELACIONADAS). Sabiendo que los pesos atómicos del azufre, el oxígeno y el potasio son respectivamente 32, 16 y 39, y que un compuesto de dichos elementos tiene peso molecular 174 con una composición centesimal en masa del 18,39%, 36,78% y 44,82% en estos elementos, respectivamente, ¿alguna de las siguientes es su fórmula?

(A). K₂SO₄
(B). K₂SO₃
(C). K₂SO₂
(D). No, ninguna de las anteriores es la fórmula correcta.

23. (ESTA PREGUNTA, LA ANTERIOR Y LA SIGUIENTE ESTÁN RELACIONADAS). El compuesto correcto de la anterior pregunta se nombraría como…

(A). sulfuro potásico
(B). sulfito potásico
(C). hiposulfito potásico
(D). sulfato potásico

24. (ESTA PREGUNTA Y LAS DOS ANTERIORES ESTÁN RELACIONADAS). En 522 g del compuesto correcto de las dos preguntas anteriores hay aproximadamente…

(A). 174 moles de dicho compuesto.
(B). 1,2·10²⁴ gramos de K.
(C). 6 moles de K.
(D). 3 moles de K.

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25. (ESTA PREGUNTA Y LAS DOS SIGUIENTES ESTÁN RELACIONADAS). ¿Cuál es la densidad del H₂S (supuesto ideal) a 27 ^oC y 2 atm? (Pesos atómicos: S = 32; H = 1).

(A). 1,52 g L^–1
(B). 2,76 g L^–1
(C). 22,4 g L^–1
(D). 34 g L^–1

26. (ESTA PREGUNTA, LA ANTERIOR Y LA SIGUIENTE ESTÁN RELACIONADAS). Un recipiente de volumen V contiene H₂S a 27 ^oC y 2 atm de presión. Otro recipiente del mismo volumen contiene N₂ medido en las mismas condiciones de p y T. Los gases de ambos recipientes se introducen en un tercer recipiente también de volumen V manteniendo la temperatura. ¿Qué presión parcial ejerce cada gas? (Suponerlos ideales). (Peso atómico del N: 14).

(A). 1,8 atm la del N₂ y 2,2 atm la del H₂S
(B). 2 atm la de ambos gases
(C). 4 atm la de ambos gases
(D). 0,9 atm la del N₂ y 1,1 atm la del H₂S

27. (ESTA PREGUNTA Y LAS DOS ANTERIORES ESTÁN RELACIONADAS). ¿Cuál es la densidad de la mezcla anterior de H₂S y N₂?

(A). 2,52 g L^–1
(B). 5,04 g L^–1
(C). 10,08 g L^–1
(D). El valor que se obtiene difiere en más de un 10% de cada uno de los anteriores.

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28. (ESTA PREGUNTA Y LAS DOS SIGUIENTES ESTÁN RELACIONADAS). Todos los valores energéticos que se dan a continuación están expresados en kJ por mol de la especie correspondiente. La entalpía de sublimación del Fe(s) es ΔHº_sub = 415; los dos primeros potenciales de ionización del Fe(g) (ΔHº_PI,1 y ΔHº_PI,2) son 759 y 1561, respectivamente; la entalpía de disociación del O₂ es 498; la energía que se libera cuando un átomo de O gana un electrón es ΔHº_AE,1 = –141, y la que se requiere para que la especie O^– gane otro electrón es ΔHº_AE,2 = 744; y la entalpía de formación del Fe₂O₃(s) es ΔHº_f = –834. Si para obtener un mol de Fe³⁺(g) hay que dar al Fe(s) 5692 kJ/mol, ¿se puede calcular a partir de los datos proporcionados cuánto vale el tercer potencial de ionización del Fe?

(A). Sí: 2735 kJ/mol
(B). Sí: 3372 kJ/mol
(C). Sí: 2957 kJ/mol
(D). No: falta un dato para calcularlo

29. (ESTA PREGUNTA, LA ANTERIOR Y LA SIGUIENTE ESTÁN RELACIONADAS). ¿Qué energía se necesita para obtener a partir de sus elementos a temperatura ambiente dos moles de Fe³⁺(g) y tres moles de O^2–(g)?

(A). 13940 kJ o más.
(B). Un valor mayor o igual que 5692 y menor que 13940 kJ.
(C). Un valor mayor o igual que 1577 y menor que 5692 kJ.
(D). Un valor menor de 1577 kJ.

30. (ESTA PREGUNTA Y LAS DOS ANTERIORES ESTÁN RELACIONADAS). ¿Cuál es la energía de red del Fe₂O₃(s)?

(A). –834 kJ/mol
(B). –14774 kJ/mol
(C). 13940 kJ/mol
(D). –13940 kJ/mol

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