Examen de Principios de Química y Estructura – Febrero 2016 (1s)

La solución de cada pregunta puede verse pulsando sobre su enunciado

1. El químico que estableció el concepto claro de lo que es una molécula fue…

(A). Lavoisier
(B). Proust y Dalton
(C). Gay-Lussac
(D). Avogadro

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2. ¿Qué volumen ocuparán en condiciones normales de presión y temperatura 88 g de dióxido de carbono suponiéndolo un gas ideal? (Pesos atómicos del C y O: 12 y 16, respectivamente).

(A). 22,4 L
(B). 18 L
(C). 44,8 L
(D). 72 L

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3. Una de las siguientes afirmaciones sobre la presión de vapor es falsa:

(A). Es la presión que ejerce un líquido al evaporarse parcialmente dentro de un recipiente cerrado.
(B). Un líquido hierve cuando su presión de vapor iguala a la presión externa.
(C). Los sólidos también ejercen presión de vapor.
(D). Depende de la temperatura del líquido y de su superficie.

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4. Cuando se aumenta la temperatura manteniendo la presión, los sólidos cristalinos funden porque…

(A). los protones y neutrones aumentan la amplitud de su vibración, lo que puede conducir a la ruptura de los núcleos.
(B). el movimiento de las partículas se hace demasiado grande.
(C). los electrones situados en orbitales moleculares se vuelven más rápidos, lo que debilita el enlace.
(D). aumenta su densidad.

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5. Cuando se dice que el espectro de emisión atómica de un elemento químico es discontinuo, se quiere dar a entender que…

(A). está formado por una serie de rayas oscuras.
(B). a veces se produce y otras no, dependiendo de las condiciones.
(C). la emisión es intermitente.
(D). solo se emiten fotones de frecuencias determinadas.

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6. La energía de los niveles electrónicos del átomo de hidrógeno…

(A). solo depende del número cuántico principal.
(B). depende de los números cuánticos n y l.
(C). depende de los números cuánticos n, l y m.
(D). depende de los números cuánticos n, l, m y s.

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7. En los átomos polielectrónicos la función de onda total puede expresarse a partir de las funciones de onda de cada electrón…

(A). sumándolas.
(B). restándolas.
(C). multiplicándolas.
(D). integrándolas entre 0 e infinito.

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8. ¿A qué elemento corresponde la configuración electrónica 1s¹ 2s¹?

(A). Litio
(B). Hidrógeno
(C). Helio excitado
(D). Ninguno

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9. El elemento de número atómico 20…

(A). es muy electronegativo.
(B). está en el periodo 5º de la tabla.
(C). tiene un isótopo radiactivo que es el más abundante.
(D). es un metal.

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10. La energía reticular…

(A). es muy fácil calcularla directamente si se conocen las posiciones de los iones en la red iónica cristalina.
(B). tiene siempre un valor positivo porque siempre hay que proporcionar energía a los iones gaseosos para conseguir acercarlos de modo que formen la red cristalina. 
(C). es nula en los compuestos iónicos puros, en los metales y en los compuestos covalentes puros.
(D). se puede calcular experimentalmente mediante el ciclo de Born-Haber.

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11. Una de las siguientes afirmaciones sobre el enlace es falsa:

(A). En el enlace iónico entre los átomos A y B, uno o varios electrones de uno de los átomos se puede considerar que se separan de él y que caen bajo la influencia única del otro átomo.
(B). El enlace covalente entre dos átomos A y B recibe ese nombre porque los electrones que lo forman son compartidos por ambos átomos por igual; es decir, estos electrones quedan sometidos por igual a la influencia de ambos átomos.
(C). Se puede considerar que en toda molécula heteronuclear AB el enlace entre sus átomos A y B tiene una componente iónica y otra covalente.
(D). Se ha establecido un modelo de enlace especial para los metales que es diferente al modelo de enlace de Van der Waals.

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12. Una de las siguientes proposiciones sobre el número de enlaces covalentes que pueden formar los elementos O, P, halógenos y S es falsa: 

(A). En la mayoría de las moléculas neutras el O forma dos enlaces covalentes (ejemplo: H₂O).
(B). El P puede formar 3 y 5 enlaces covalentes (ejemplos: PH₃ y PCl₅).
(C). El F, Cl, Br y I pueden formar 1, 3, 5 y 7 enlaces covalentes.
(D). El S puede formar 2, 4 y 6 enlaces covalentes.

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13. ¿Por qué los enlaces covalentes de las moléculas diatómicas heteronucleares 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 se forman dipolos cuyo momento dipolar es nulo.
(D). Porque la diferente electronegatividad de los átomos que forman el enlace provoca una desigualdad en la compartición de los electrones.

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14. Solo una de las siguientes proposiciones es cierta, en general, sobre enlaces en moléculas diatómicas análogas…

(A). a mayor orden de enlace mayor energía de enlace y mayor longitud de enlace.
(B). a mayor orden de enlace menor energía de enlace y mayor longitud de enlace.
(C). a mayor orden de enlace mayor energía de enlace y menor longitud de enlace.
(D). a mayor orden de enlace menor energía de enlace y menor longitud de enlace.

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15. ¿Cual de las siguientes moléculas presenta un orden de enlace más alto?

(A). N₂
(B). O₂
(C). H₂
(D). Ne₂

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16. En cuanto a la superposición de los orbitales atómicos necesaria para que se pueda formar un enlace según establece la teoría del enlace de valencia, una de las siguientes afirmaciones es falsa:

(A). Los orbitales s se pueden superponer en cualquier dirección.
(B). Los orbitales p solo se pueden superponer en direcciones determinadas.
(C). Los orbitales d solo se pueden superponer entre sí.
(D). Los orbitales p se pueden superponer entre sí formando enlaces σ o π.

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17. Uno de los siguientes tipos de hibridación no existe:

(A). sp³d²
(B). sp²
(C). s³p
(D). sp

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18. La especie HF tiene un punto de ebullición especialmente alto porque…

(A). su enlace es casi 100% iónico.
(B). unas moléculas se unen a otras por enlaces de hidrógeno.
(C). el F se une al H mediante orbitales híbridos sp³.
(D). en disolución acuosa la molécula se disocia formando H⁺ yF^–.

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19. ¿Qué tipo de fuerzas justifican que en la serie F₂, Cl₂, Br₂, I₂ el punto de fusión aumente con la masa molecular?

(A). De orientación
(B). Iónicas
(C). De dispersión
(D). Covalentes

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20. ¿Cuál de las siguientes especies químicas se solubiliza en agua dando una disolución bastante conductora de la corriente eléctrica?

(A). Grafito
(B). Azúcar
(C). Alambre de cobre
(D). Bicarbonato cálcico

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21. ¿Qué especie es más fuerte como ácido, el HClO o el HClO₄?

(A). Ambas tienen prácticamente la misma constante de acidez
(B). El tetraoxoclorato (VII) de hidrógeno
(C). Ninguna, pues ambas son bases
(D). El monooxoclorato(I) de hidrógeno

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22. (ESTA PREGUNTA Y LAS DOS SIGUIENTES ESTÁN RELACIONADAS). Se han hecho diferentes experimentos de descomposición de tres óxidos de nitrógeno (NO_x) gaseosos en sus elementos, N₂ y O₂, anotando en una tabla las cantidades que se han obtenido (masas o volúmenes) de estos últimos gases. En el nombre de cada experimento (1-a, 1-b, etc.) el número se refiere al compuesto de partida (compuesto 1, compuesto 2, compuesto 3). Los volúmenes se han medido siempre en las mismas condiciones de p y T (1 atm; 22 ºC). En las preguntas que siguen, despréciense los posibles errores experimentales, considérese comportamiento ideal de los gases y, cuando sea necesario, tómese 16 como peso atómico del O y 14 el del N.

Exp.	NOx	O2	N2
1-a	33,99 g	12,37 g	21,60 g
1-b	45,21 g	16,43 g	28,79 g
1-c	41,15 cm3	20,62 cm3	41,15 cm3
2-a	46,35 g	32,24 g	14,11 g
2-b	15,01 cm3	30,03 cm3	14,99 cm3
3-a	39,74 g	27,64 g	12,09 g
3-b	29,97 cm3	30,01 cm3	15,01 cm3

¿Satisfacen los datos de los experimentos 1-a y 1-c  realizados con el compuesto 1 la ley de Proust?

(A). No se puede saber porque en un experimento se han medido masas y en el otro volúmenes.
(B). Claramente no, si bien podría atribuirse a los errores experimentales que se pueden haber cometido en las medidas de esas masas en el laboratorio.
(C). Si, se cumple francamente bien.
(D). En el experimento 1-a sí; en el 1-c, no.

23. (ESTA PREGUNTA, LA ANTERIOR Y LA SIGUIENTE ESTÁN RELACIONADAS). ¿Satisfacen los datos obtenidos en los experimentos 2-b y 3-b las leyes de los volúmenes de combinación y la de las proporciones múltiples?

(A). Sí, ambas.
(B). Cumplen la ley de Gay-Lussac, pero no la de Dalton.
(C). No cumplen la ley de Gay-Lussac, pero sí cumplen la de Dalton.
(D). No, ninguna.

24. (ESTA PREGUNTA Y LAS DOS ANTERIORES ESTÁN RELACIONADAS). ¿Cuáles son las fórmulas empíricas de los compuestos 2 y 3?

(A). N₂O y NO₂, respectivamente
(B). N₂O₃ y N₂O₅, respectivamente
(C). La de ambos es NO₂
(D). NO y N₂O, respectivamente

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25. (ESTA PREGUNTA Y LAS DOS SIGUIENTES ESTÁN RELACIONADAS). Una ampolla contiene 6,80 mg de cierto hidrocarburo gaseoso. Se ha dejado salir de la misma todo el gas, introduciéndolo en un recipiente provisto de émbolo contra una presión p =  1 atm, con lo cual este se ha vaporizado, ocupando un volumen de 10,02 cm³. Alcanzado el equilibrio térmico, en el seno del gas se midió una temperatura θ = 15,00 ºC. A continuación, este gas, muy inflamable, se quemó con oxígeno puro en exceso. Después de dejar alcanzar la temperatura y presión ambientes se recogió un líquido que pesó 15,3 mg. Se sabe que este hidrocarburo, en esas condiciones de presión y temperatura (p = 1 atm y θ  = 15,00 ºC), se comporta muy aproximadamente como un gas ideal.  Se dispone también de los siguientes datos: pesos atómicos (redondeados a dos decimales):  C = 12,01;  H = 1,01;  O = 16,00; constante universal de los gases: R = 0,082 atmL/molK. ¿Cuál es el peso molecular del gas?

(A). Se obtiene un valor comprendido entre 70 y 90 g/mol
(B). Se obtiene un valor comprendido entre 7 y 9 g/mol
(C). Se obtiene un valor comprendido entre 15,50 y 16,49
(D). Se obtiene un valor comprendido entre 16,50 y 17,50

26. (ESTA PREGUNTA, LA ANTERIOR Y LA SIGUIENTE ESTÁN RELACIONADAS). De los 6,80 mg iniciales de C_xH_y, ¿cuántos corresponden a hidrógeno?

(A). Exactamente 1,01 mg
(B). Se obtiene un valor entre 1,6 y 1,8 mg
(C). Exactamente 3,81 mg
(D). Se obtiene un valor entre 3,81 y 6,80 mg

27. (ESTA PREGUNTA Y LAS DOS ANTERIORES ESTÁN RELACIONADAS). ¿Cuál es la fórmula molecular del gas C_xH_y?

(A). CH₄
(B). C₂H₆
(C). C₃H₈
(D). C₄H₁₀

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28. (ESTA PREGUNTA Y LAS DOS SIGUIENTES ESTÁN RELACIONADAS). La entalpía de vaporización del Ca sólido es 178 kJ/mol; la primera energía de ionización del Ca(g) es 590 kJ/mol; su segunda energía de ionización, 1137 kJ/mol; la entalpía de disociación del Cl₂(g) en átomos de Cl(g) es 244 kJ/mol; la energía de afinidad electrónica del Cl(g) es -349 kJ/mol, y la energía de formación del CaCl₂(s) a partir de cloro gaseoso y de calcio sólido es -804 kJ/mol. Con esos datos, calcular cuánta energía se necesita para pasar un mol de calcio sólido a Ca²⁺ gaseoso.

(A). 178 kJ
(B). 768 kJ
(C). 1905 kJ
(D). 1137 kJ

29. (ESTA PREGUNTA, LA ANTERIOR Y LA SIGUIENTE ESTÁN RELACIONADAS). ¿Cuánta energía se necesita para pasar un mol de cloro gaseoso a ion Cl^– gaseoso?

(A). –454 kJ
(B). –105 kJ
(C). 244 kJ
(D). –349 kJ

30. (ESTA PREGUNTA Y LAS DOS ANTERIORES ESTÁN RELACIONADAS). ¿Cuánto vale la energía de red del CaCl₂?

(A). 647 kJ/mol
(B). –2255 kJ/mol
(C). 996 kJ/mol
(D). –804 kJ/mol