Examen de Principios de Química y Estructura – Septiembre 2013

La solución de cada pregunta puede verse pulsando sobre su enunciado

1. La ley de las proporciones definidas se debe a…

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

---

2. La unidad de masa atómica es…

(A). la masa de un átomo de ¹²C.
(B). la masa del núcleo de ¹²C.
(C). una cierta fracción de la masa de un átomo de ¹²C.
(D). la doceava parte de la masa de un protón contenido en un átomo de ¹²C.

---

3. De las siguientes afirmaciones indique la correcta:

(A). El volumen molar normal de los gases reales es exactamente 22,4 L.
(B). El comportamiento de los gases reales se aproxima al de los ideales a altas presiones y bajas temperaturas.
(C). La teoría cinética de los gases constituyó, en su momento, una prueba de la teoría atómica.
(D). A bajas presiones los gases reales son más difíciles de comprimir que los ideales.

---

4. Señale la afirmación correcta:

(A). La relación entre el volumen y la presión de un gas es independiente de la temperatura; por ello se denomina isoterma.
(B). El cero absoluto de la escala Kelvin de temperaturas se hace coincidir con el punto de congelación del agua.
(C). El cociente entre la presión que ejerce un gas y la temperatura a la que se encuentra es independiente del volumen que ocupa.
(D). El número de moléculas contenidas en un volumen de 22,4136 L.de un gas ideal en condiciones normales de presión y temperatura es el número de Avogadro.

---

5. De las siguientes afirmaciones indique cuál es la correcta:

(A). Los espectros atómicos de emisión son discontinuos, pero los de absorción son continuos.
(B). En los espectros atómicos la posición de las líneas de emisión nunca coincide con la de las líneas de absorción.
(C). Las frecuencias de las líneas de emisión del hidrógeno son aleatorias.
(D). Tanto los espectros atómicos de emisión como los de absorción son discontinuos.

---

6. En el átomo de H, la energía electrónica depende…

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

---

7. El modelo atómico de Bohr…

(A). consiguió explicar los espectros atómicos de sistemas constituidos por más de un electrón.
(B). no consiguió explicar los espectros atómicos de sistemas constituidos por más de un electrón.
(C). no consiguió explicar el espectro del átomo de hidrógeno.
(D). no consiguió explicar los espectros de los átomos e iones hidrogenoides.

---

8. ¿Qué ion con una sola carga positiva tiene la siguiente configuración electrónica 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶?

(A). K⁺
(B). Fr⁺
(C). Rb⁺
(D). Cs⁺

---

9. Sabiendo que el átomo de un elemento químico tiene 20 electrones y un número másico de 40, es posible deducir que su símbolo, número atómico, número de protones, número de neutrones y configuración electrónica son respectivamente:

(A). K, 20, 20, 20, 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s²
(B). Ti, 20, 20, 20, 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d²
(C). Ca, 20, 20, 20, 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s²
(D). Ninguna de las anteriores afirmaciones es correcta.

---

10. La aproximación de dos iones de carga opuesta desde el infinito para formar una molécula iónica en estado gaseoso es un proceso…

(A). completamente imposible
(B). termodinámicamente exotérmico
(C). que requiere energía (llamada reticular)
(D). que se realiza sin cambio de entalpía

---

11. La constante de Madelung es un factor que se utiliza para calcular teóricamente…

(A). la valencia iónica teórica.
(B). el valor de la fuerza de Van der Waals.
(C). el tipo de red cristalina.
(D). la energía reticular.

---

12. ¿Dentro de la teoría de Lewis cabe considerar que en algunos casos uno solo de los átomos aporte el par de electrones necesario para formar un enlace covalente?

(A). No, nunca.
(B). Sí, de hecho es lo que propone la teoría como medio de formación de todos los enlaces covalentes.
(C). Sí, en el enlace coordinado.
(D). Solo en el caso en que se formen enlaces cuádruples.

---

13. El momento dipolar total de una molécula poliatómica es…

(A). el producto de la carga de la molécula por su tamaño.
(B). la suma de los momentos dipolares de todos sus enlaces.
(C). la media de los momentos dipolares de todo sus enlaces.
(D). siempre nulo (por compensación de momentos dipolares individuales).

---

14. Considérense las posibles especies He₂ y He₂⁺ y dígase cuál de las siguientes afirmaciones es falsa según la teoría de orbitales moleculares: 

(A). La especie He₂ es más estable que la especie He₂⁺.
(B). La molécula de He₂ no puede ser estable.
(C). La especie He₂⁺ puede existir.
(D). El orden de enlace en He₂⁺ es 0,5.

---

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

(A). N₂
(B). O₂
(C). H₂
(D). Ne₂

---

16. Sobre la molécula PBr₅ puede decirse que…

(A). El fósforo forma orbitales híbridos sp³d y la molécula tiene forma de bipirámide trigonal.
(B). El Br forma híbridos sp³d y la molécula es pentagonal.
(C). La molécula tiene forma de pirámide pentagonal, con orbitales híbridos spd³.
(D). La molécula es pentagonal, formando el átomo central híbridos sp³.

---

17. En el BF₃ la hibridación del átomo de B es…

(A). digonal
(B). sp³
(C). sp²d
(D). sp²

---

18. Una de las siguientes no se puede considerar una “fuerza de Van der Waals”:

(A). Las fuerzas de London
(B). El enlace de hidrógeno
(C). Las fuerzas de orientación (dipolo-dipolo)
(D). Las fuerzas que mantienen unidos a los átomos en las moléculas diatómicas homonucleares.

---

19. Una de las siguientes proposiciones sobre el enlace de H es falsa:

(A). Es responsable de la estructura helicoidal de muchas biomoléculas
(B). Explica que el hielo sea menos denso que el agua.
(C). Explica por qué el agua tiene tan bajo calor específico.
(D). Explica por qué muchas reacciones bioquímicas transcurren a grandes velocidades.

---

20. ¿Cuál de los siguientes ordenaciones de acidez es correcta?

(A). HF < HCl < HBr < HI
(B). HI < HBr < HCl < HF
(C). HF < H₂O < NH₃ < CH₄
(D). NH₃ < CH₄ < HF < H₂O

---

21. En general, las fuerzas de cohesión en los sólidos covalentes, iónicos y moleculares siguen este orden de fortaleza:

(A). covalentes > iónicos > moleculares
(B). iónicos > moleculares > covalentes
(C). moleculares > covalentes > iónicos
(D). iónicos > covalentes > moleculares

---

22. (ESTA PREGUNTA, LA 23 Y LA 24 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 el número se refiere al compuesto de partida (1, 2, 3). Los volúmenes se han medido siempre en las mismas condiciones de p y θ (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. (SI ES PRECISO, USE PARA ESTA PREGUNTA LOS DATOS DE LA 22 Y LA 24.) ¿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 de Gay-Lussac, pero no la de Dalton.
(C). No cumplen la de Gay-Lussac, pero sí cumplen la de Dalton.
(D). No, ninguna.

24. (SI ES PRECISO, USE PARA ESTA PREGUNTA LOS DATOS DE LA 22 Y LA 23.) ¿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

---

25. (ESTA PREGUNTA, LA 26 Y LA 27 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. La constante universal de los gases es R = 0,082 atmL/molK. ¿Cuál es el peso molecular del gas?

(A). Se obtiene un valor comprendido entre 0,7 y 0,9 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. (SI ES PRECISO, USE PARA ESTA PREGUNTA LOS DATOS DE LA 25 Y LA 27.) 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 3,82 y 6,80 mg

27. (SI ES PRECISO, USE PARA ESTA PREGUNTA LOS DATOS DE LA 25 Y LA 26.) ¿Cuál es la fórmula molecular del gas C_xH_y?

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

---

28. (ESTA PREGUNTA, LA 29 Y LA 30 ESTÁN RELACIONADAS.) La diferencia de electronegatividades de Pauling, χ_r, entre dos átomos A y B viene dada por la expresión

χ_r,A –χ_r,B = [E_d,A-B – ½(E_d,A-A+E_d,B-B)]^1/2

donde las E_d son las correspondientes energías de disociación de enlace de los compuestos AB, A₂ y B₂ expresadas en electronvoltios (aunque en la expresión anterior no se le ponen unidades a estas energías, ya que la electronegatividad de Pauling es adimensional). La escala de Pauling se escoge de modo que la electronegatividad del H sea 2,20. Además, se sabe que las energías de disociación de enlace de las moléculas H₂, Br₂ y HBr, expresadas en electronvoltios, son, respectivamente. E_H-H = 4,52, E_Br-Br = 2,00 y E_H-Br = 3,79; que el momento dipolar de la molécula HBr es 0,80 D y su distancia de enlace 1,41Å; que un mol de Br desprende 324,7 kJ cuando se convierte en Br^– y que se requieren 1139,9 kJ/mol para convertirlo en Br⁺. Calcular la electronegatividad del Br en la escala de Pauling.

(A). Un valor comprendido entre 0,5 y 1,499
(B). Un valor comprendido entre 1,5 y 2,499
(C). Un valor comprendido entre 2,5 y 3,499
(D). Un valor comprendido entre 3,5 y 4,499

29. (SI ES PRECISO, USE PARA ESTA PREGUNTA LOS DATOS DE LA 28 Y LA 30.) Calcular la electronegatividad del Br en la escala de Mulliken.

(A). 1464,6 kJ/mol
(B). 815,2 kJ/mol
(C). 407,6 kJ/mol
(D). 732,3 kJ/mol

30. (SI ES PRECISO, USE PARA ESTA PREGUNTA LOS DATOS DE LA 28 Y LA 29.) ¿Qué porcentaje de carácter iónico puede considerarse que tiene el enlace H-Br? (La carga del electrón es 4,8×10^-10 unidades electrostáticas de carga).

(A). Un valor comprendido entre el 5 y el 14,99 %
(B). Un valor comprendido entre el 15 y el 24,99 %
(C). Un valor comprendido entre el 25 y el 34,99 %
(D). Un valor comprendido entre el 35 y el 44,99 %