primer parcial de quimica del cbc

Parciales de Química – CBC – 1999 Pág. 1
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(1) Primer parcial: 1999
Problema 1: En un recipiente rígido de 5600 cm3
de capacidad y a 30 o
C de temperatura, se mezclan
0,13 moles de SO3 gaseoso y 2,8 g de una sustancia Rn (g) cuya δCNPT es 1,25 g . dm–3
. Indicar:
1) la presión (en Torr) de la mezcla gaseosa 776
2) la atomicidad de Rn, si la masa de un átomo es de 2,33 x 10 –23
g 2
3) el volumen molar en dm 3
de Rn a 273 o
K y 760 Torr 22,4 dm3
4) la fórmula molecular de Rn N2
5) el no
total de átomos de oxígeno, si se agregan 1,2 moles de SO2 (g) 1,68 . 1024
6) la presión parcial de Rn en atm. Si a T = cte se agrega al sistema O3 0,44 atm
7) si la densidad del SO3 (g) es mayor/ igual/ menor que la de Rn (g) medidas en
iguales condiciones de presión y temperatura
(preguntan “si la presión es menor, igual o mayor”)
mayor
Datos: NA = 6,02 x1023
mol –1
; R = 0,082 atm . dm3
. mol –1
. o
K–1
; 1 Torr = 1 mm Hg
– Se tiene un frasco I que contiene 10,0 l de solución de HNO3 10,0 % m/m (δ = 1,09 g.cm–1
). Otro
frasco II contiene 1,00 l de solución 5,00 M del mismo soluto. Dato: Mr HNO3 = 63,0. Indicar:
1) si la masa de soluto en I es mayor / igual / menor que en la II Mayor
2) si la concentración de la solución I es mayor / igual / menor que en la II Menor
3) que se debe hacer para igualar las concentraciones de ambas soluciones Diluir II
Problema 2: Un átomo del elemento E que pertenece al tercer período forma con tres átomos de
oxigeno un anión divalente donde E cumple la regla del octeto.
1. Escribir la estructura de Lewis del anión. O
S OO[ ]
=
2. Indicar la geometría del anión piramidal
3. Indicar el ángulo de enlace < 109º
4. Escribir la C. C. E. De un átomo del elemento E 3s2
3p4
5. Determinar el número másico de un isótopo de “E” que contenga igual número
de protones y neutrones en su núcleo.
32
6. Ordenar de mayor a menor las energías de ionización de E, Mg. y X 20 X < Mg. < E
7. Escribir la formula de un compuesto no polar formado por oxígeno y un
elemento del primer o del segundo período.
CO2
8. Nombrar los tipos de fuerzas que mantienen unidas a las moléculas del
compuesto anterior en estado sólido.
London
9. Escribir la fórmula de un compuesto formado por E y un elemento del tercer
período que conduzca la corriente eléctrica disuelto en agua.
Na2 S
10. Escribir el nombre tradicional del compuesto Fe Cl 3 Cloruro férrico
(2) Primer Parcial: 1er
Cuat. 1999 Tema IV C
Problema 1: a) Un recipiente rígido de 3000 cm3
contiene una cierta masa de un gas desconocido
XO2 a una presión de 0,82 atm y una T de 27 ºC. Se agregan al mismo recipiente 14 g de N2 (g) a
temperatura constante. La densidad de la mezcla gaseosa es de 6,8 g.dm– 3
en esas condiciones,
calcular:
1) La masa de XO2 (g) presente en el recipiente 6,4 g
2) La masa molar de XO2 64 g/mol

Parciales de Química – CBC – 1999 Pág. 2
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3) el Ar de X 32
4) la masa de un átomo de X 5,316 .10 – 23
g
5) el nº de átomo de oxigeno que hay 200 g de XO2 3,7625 .10 24
de át.
6) la presión del XO2 en la mezcla 0,82 atm
7) la presión total del sistema si se eleva la temperatura a 45 ºC 5,2152 atm
Datos: NA = 6,02 .1023
mol – 1
; R = 0,082 atm. dm3
K – 1
mol – 1
.
b) Se tienen dos soluciones acuosas:
Solución A: H2SO4 3,5 m
Solución B: H2SO4 20 % m/v, δ = 1,12 g cm – 3
Dato: Mr (H2SO4) = 98
1) Indicar la molalidad de la solución más diluida 2,218 m
2) Indicar la masa de soluto presente en 1 Kg de solución A 256,8876 g
3) Expresar la concentración de la solución B en M 2,041 M
Problema 2: X es un elemento del tercer período de la Tabla Periódica y forma el ión 24
X 2+
1) Indicar el símbolo de X y de su C.E. Mg: 1s2
2s2
2p6
3s2
2) Indicar el nº de protones, de electrones y de neutrones que posee el ión X P+
= n =12; e–
= 10
3) Indicar un elemento alcalino que tenga mayor energía de ionización que X Berilio
4) Dar la fórmula de una sustancia binaria que contenga al elemento X y que
seas soluble en solventes polares.
Mg S
5) Indicar el tipo de uniones involucradas en el compuesto del punto anterior. Iónica
6) Nombrar por nomenclatura IUPAC al compuesto indicado en el punto 4 Sulfato de magnesio
7) El anión E –
es isoelectrónico con X 2+
. Escribir la estructura de Lewis del
compuesto NE 3 –
. *
FNF
F
8) Indicar la geometría molecular del compuesto mencionado en 7. piramidal
9) Ordenar de menor a mayor los puntos de fusión de las sustancias NE3, E2 y
la indicada en el punto 4.
Mg S, NE3, E2.
(Mg S, NF3, F2.)
10) Indicar todas las fuerzas intermoleculares que se ejercen entre las
moléculas del compuesto HE.
London, dipolo,
puente hidrógeno.
* E –
al ser isoeléctrico con X2+
tiene 10 e –
→ E = F (fluor)
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Primer parcial de Química – 1999: Explicado.
Problema 1: a) En un reciente rígido de 28 dm3
se coloca una cierta masa de H2S (g) que con-
tiene 1,2.1024
át. de hidrógeno, 4,40 g de CO2 (g) y una cantidad desconocida de gas argón.
1) el no
de moles de moléculas de H2S (g)
2) el no
de moles de moléculas de la mezcla gaseosa, si la temperatura del sistema es 21 o
C y
su presión es 1,81 atm.
3) el no
de átomos de argón que hay en el recipiente
4) la presión parcial del dióxido de carbono expresada en atm.
5) la fracción molar del argón
6) Indicar la densidad de la mezcla gaseosa en g /dm3
,
7) la presión del argón si se aumenta la temperatura del sistema al doble en grados Kelvin.
Datos: Ar: H = 1, S = 32, C = 12, O = 16, NA = 6,02 .1023
mol – 1
; R = 0,082 atm.dm3
K – 1
mol – 1
.
Respuestas:
1) Reunamos los datos, necesarios, que nos indica el problema: 1,2.1024
átomos de hidrógeno
en determinada masa de H2S.
En un mol tenemos 6,02 .1023
moléculas donde encontramos 1,204 1024
átomos de hidrógeno.
Como nos piden la masa relacionémosla con la cantidad de átomos de hidrógeno.
1,204 .1024
átomos de hidrógeno ______________ 1 mol de moléculas de H2S.
1,2 .1024
átomos de hidrógeno ________________ x = 0,997 moles de moléculas
2) Sabemos que el volumen es de 28 dm3
, la temperatura 294 ºK (21 + 273) y 1,81 atm. Estos
datos los aplicamos a la ecuación general de los gases para calcular n (el número de moles de
la mezcla).
moles102,2
Kº294082,0
dm28.atm81,1
.
.
..
mol.Kº
dm.atm
3
3
==⇒=⇒= n
TR
vp
nTnRvp
3) Para calcular el número de átomos de argón sencillamente determinamos el número de mo-
les de moléculas de los otros dos compuestos, se los restamos a la cantidad de moles de la
mezcla, y con ese valor realizamos una regla de tres simple para resolver el problema.
Sabemos que hay 0,997 moles de H2S y al haber 4,4 g de CO2 podemos calcular sus moles.
Mr de CO2 = 12 + 2 . 16 = 44 g → n = 4,4 : 44 = 0,1 moles.
Entonces: 0,997 moles de H2S + 0,1 moles de CO2 = 1,097 moles
2,102 moles de la mezcla – 1,097 moles = 1,005 moles de moléculas de argón.

El argón es un gas noble (no se combina) por lo tanto el número de moles de átomos es de
1,005. De allí que (utilizando el número de Avogradro) sabemos que hay 6,02 .1023
át. de Ar.
4) Para hallar la presión parcial del CO2 aplicamos la ecuación general de los gases con los
datos del problema: V = 28 dm3
, T = 294 ºK, n = 0,1 moles (moles de CO2):
atmatmp
V
TRn
p 3
10.61,8
28
294.082,0.1,0.. −
==⇒=
5) Fracción molar del argón: 478,0
2,102
1,005
molesdetotalNº
Ardemoles
==
6)
3
dm33
22
81,2
dm28
g78,6
dm28
Arg40,2SHg34COg4,4 g
v
m
==
++
==δ
7) atm73061,1atm
28
588.082,0.005,1..
==⇒= p
V
TRn
p
b) A partir de una solución de H2SO4 98,0 % m/m y δ = 1,84 g/cm3
, se desean preparar:
solución I: 1,00 L de solución 0,10 M
solución II: 1,00 L de solución 0,98 % m/v. Dato: Mr = 98,0. Indicar:
1) el volumen de solución concentrada requerido para preparar la solución I
2) el volumen de solución concentrada requerido para preparar la solución II
3) si la masa de soluto en la solución I es menor/ igual/ mayor que en la solución II.
Respuesta:
Se tiene una solución de H2SO4 98,0 % m/m, o sea que se tiene 98 g de soluto (ácido sulfúri-
co) por cada 100 g ó (utilizando la densidad) 54,348 cm3
de solución.
1) Para preparar la solución I necesitamos 0,1 mol (9,8 g) de H2SO4 por cada litro (1000 cm3
)
de solución. Con los 9,8 g de soluto podemos calcular el volumen requerido de la solución
original.
98 g de soluto _____________ 54,348 cm3
9,8 g de soluto ____________ x = 5,435 cm3
2) Para preparar la solución II necesitamos 0,98 g de H2SO4 por cada 100 cm3
de solución.
Tenemos 1 litro, o sea 1000 cm3
de solución, hallemos la cantidad de soluto presente:
100 cm3
____________ 0,98 g de soluto
1000 cm3
___________ x = 9,8 g de soluto

Con los 9,8 g de soluto podemos calcular el volumen requerido de la solución original.
98 g de soluto _____________ 54,348 cm3
9,8 g de soluto ____________ x = 5,435 cm3
Problema 2: Un átomo del elemento T que pertenece al segundo período forma con átomos
del elemento R una molécula triatómica donde se cumple la regla del octeto. Además, un
átomo de R produce un anión monovalente isoeléctronico con el ión Ca 2+
1. Escribir el símbolo del elemento T
2. Indicar un halógeno cuyo radio atómico sea menor que el de T
3. Determinar el número de masa de un isótopo de R27
que contenga 18 neutrones en su nú-
cleo.
4. escribir la estructura de Lewis de la molécula triatómica.
5. Indicar el tipo de uniones involucradas.
6. Indicar la geometría de la molécula.
7. Escribir la fórmula de un compuesto que tenga alto punto de fusión y sea soluble en agua
formado por R y uno de los siguientes compuestos H, K, N ó S.
8. Indicar el número de protones del anión divalente cuya CEE es 2s2
2p6
9. Nombrar todos los tipos de fuerzas de atracción que se ejercen entre las moléculas del
compuesto HR en estado líquido.
10. Escribir el nombre IUPAC del compuesto formado por R y el magnesio.
Respuestas:
1. Ca 2+
posee 18 electrones, así que R debe tener (al estar neutro) un electrón menos. R (co-
mo àtomo) posee 17 electrones y 17 protones, por lo que deducimos que se trata del cloro
(Cl). El cloro se combina en una molécula triatómica con el oxígeno (2 Cl y 1 O) formando
monóxido de dicloro. De allí que T sea el oxígeno.
2. El único halógeno con menor radio del oxígeno es el fluor (F).
3. Ya dijimos que R es el cloro, por lo tanto tiene 17 protones, sumándole los 18 neutrones
tenemos una masa de 25 uma.
4. Los círculos azules representan los electrones del oxígeno y los morados los del cloro.
Cl O Cl

5. Hay una unión covalente simple entre cada cloro y oxígeno.
6. Los electrones libres del oxígeno acercan y curvan a los cloros (extremos de la molécula)
dando una forma angular de aproximadamente 109° a la molécula.
7. El compuesto debe tener alto punto de fusión y sea soluble en agua: Cl K (cloruro de pota-
sio)
8. Tenemos un anión divalente (le sobran dos electrones) cuya CEE es 2s2
2p6
Al completar la Configuración electrónica (CE) nos queda: 1s2
2s2
2p4
El elemento (ahora átomo ya que no tiene carga) posee ocho electrones, por lo tanto tiene
ocho protones. (Demás está agregar que se trata del oxigeno).
9. HR es HCl (ácido clorhídrico).
Este compuesto es polar (µ ≠0) ya que el hidrógeno (representado por un protón por que su
electrón está más cerca del cloro) tiene carga positiva y el cloro (por los electrones libres) es
fuertemente negativo, entonces las fuerzas intermoleculares que actúan serán las de: London,
y las dipolo – dipolo.
10. Nuevamente recordemos que R es Cl y que al combinarse en estas condiciones su valencia
es I. Cl – 1
Mg +2
(para que el compuesto sea neutro la suma de los índices de oxidación deben
dar cero, por lo tanto necesitamos dos cloros para ello), entonces Cl2 Mg.
Lo nombraremos: cloruro de magnesio (II).
En realidad por tener una sola valencia no deberíamos indicar el número ya que queda sobre-
entendido cual es su valor.

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Química – Primer Parcial: 1er
Cuat. 2000 Tema III A.
Problema 1: a) En un recipiente rígido a 25° C hay 10 dm3
de una mezcla gaseosa constituida por
3,2 g de O2 y una cierta masa de O3. La suma de las presiones parciales de los gases es 0,489 atm.
1) Calcular la fracción molar del O3 0,5
2) Indicar el volumen molar del ozono en CNPT 22,4 dm3
3) Calcular la densidad (en g/l) de la mezcla gaseosa. 0,800 g/l
Datos: R: 0,082 atm. dm3
K – 1
mol – 1
; ArO: 16; δ (mezcla gaseosa) = masa mezcla / volumen.
b) Si la masa de 3,2 .104
átomos de R es 1,65.10 – 18
g y la masa de 15 moléculas de Rn es 3,09 10 –
21
g.
1) Calcular la masa atómica relativa de R 31
2) Calcular los moles de átomos que hay en un mol de Rn 4
Dato: NA : 6,02 1023
mol – 1
.
c) Se necesita preparar una solución de HCLO3 (Mr = 84,5) 0,25 M (solución B) a partir de una
solución 38 % m/m, δ = 1,21 g . cm– 3
(solución A).
1) calcular la concentración de la solución A en molaridad 5,45 M
2) Indicar el nombre de la operación a realizar para obtener B a partir de A Diluir
3) Nombrar por IUPAC a Cu2 O. Monóxido de dicobre ; Monóxido de cobre I
Problema 2: a) Un átomo del elemento E pierde tres electrones, formando un ión que es isoeléctrico
con el segundo gas noble.
1) Determinar el número de neutrones de un isótopo de E de número de masa 28 15
2) dar la configuración externa de un átomo del elemento E 3 s 2
3 p 3
3) Indicar el número de protones del ión X 2 – que tiene cinco electrones más que E 16
4) Colocar los elementos E, X y T en orden decreciente de sus energías de primera
ionización.
O, S, Al
b) Dada la sustancia K3 PO4
1) Escribir la estructura de Lewis
PO O
O
O
3 –
[K]
+
[K]
+
[K]
+
2) Indicar la geometría del ión PO4
3 –
. tetraédrica
3) ¿Cuántos pares de electrones libres hay en el átomo central de dicho
ión?
ninguno
4) Indicar el número de uniones covalente dativa que hay en el ión. una
c) Dadas las sustancias H2S, Na 2O, CH3OH, CH4:
1) Colocarlas por orden creciente de sus puntos de ebullición CH4, H2S, CH3OH, Na2O
2) Seleccionar una que tenga momento dipolar nulo. CH 4
3) Seleccionar la que es menos soluble en agua CH 4
Escribir la fórmula del óxido niquélico Ni2 O3

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Química – Primer Parcial: 1er
Cuat. 2000 Tema VIII D
Problema 1: a) un recipiente rígido a 20 ºC contiene 3 dm3
de SO2 (g) que ejerce una presión de 1,5
atm. Al agregar helio, a temperatura constante, la presión aumenta a 5 atm.
1) Indicar la masa agregada de He (g) 1,748 g
2) Indicar la densidad del dióxido de azufre 4 g/dm3
3) ¿Se modifica la densidad del SO2 (g) al agregar He (g)? No *
* La densidad es la relación entre la masa y el volumen de este gas, al agregar He no modificamos la masa del otro gas
y, al ser un recipiente rígido, tampoco se modifica en volumen. Por lo tanto no se modifica la densidad del SO2 (g).
b) La masa molecular de H4P2O7 es 178 g/mol.
1) Calcular el número total de átomos en una molécula de H4P2O7 13 átomos
2) Calcular la masa de una molécula de H4P2O7 2,957.10 – 22
g
Datos: NA: 6,02 .1023
mol – 1
; Ar P = 31; Ar O = 16; Ar H = 1
c) En 3 dm3
de solución A ( = 1,29 g . cm – 3
) hay tres moles de CuSO4 (Mr = 160). Con 75 cm3
de
esta solución se obtienen 2 dm3
de una solución B.
1) Calcular la molaridad de la solución A 0,885 m
2) Expresar la concentración de la solución B en % m /v 0,6 % m / v
3) Nombrar por nomenclatura tradicional a Fe2 O3 Óxido férrico
Problema 2
a) El átomo 22
E es isoelectrónico con el ión 24
R2+
, que tiene igual número de protones y neutrones
en su núcleo.
1) Escribir la C. E. E. de R 3 S2
2) Indicar el número de neutrones del átomo del elemento E 8
3) Indicar el nº de masa de un isótopo de E que tiene 10 neutrones en su núcleo A = 24
4) Comparar el radio atómico del 3er
metal alcalinotérreo con el 2do
halógeno. *
* El tercer alcalinotérreo pertenece al período 4 mientras que el segundo halógeno se ubica en el período 3, por lo tanto
el primero tiene mayor radio atómico que el segundo.
b) El anión tetratómico formado por átomos de los elementos X e Y, contiene 40 protones en total.
X pertenece al grupo VI A de la clasificación periódica y la C. E. E de Y es 3 s2
3 p4
.
1) Escribir la estructura de Lewis del anión *
Y
X
XX
2 –
2) Indicar su geometría Tetraédrica
3) Estimar su ángulo de enlace 109º
4) ¿ Cuántos pares de electrones comparte el átomo central? 4
* Y es azufre y X es oxígeno → SO3
2 –
c) Dadas las siguientes sustancias: BH3, NH3, K3N2, SO2, seleccionar:
1) Un sólido cristalino de alto punto de fusión K3N2
2)Una sust. cuyas moléculas formen enlaces puente hidrógeno en estado líquido NH3
3) Una sust. que en estado líquido sólo actúen fuerzas de London entre sus moléculas. SO2
4) Escribir la fórmula del sulfuro de níquel (III) S3 Ni2

Química – UBA XXI – CBC Pág. 1
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Primer Parcial: 2º Cuatrimestre 2001 Tema: XXI D
A - Aun recipiente rígido de 2 dm2
tapado a 290 K contiene 11,9 g de nitrógeno gaseoso y 0,423
moles de dióxido de carbono
1) Presión parcial de nitrógeno 5,053
2) Nº total de átomos que hay en el recipiente 1,275 . 1024
3) Volumen molar de nitrógeno en las condiciones dadas 4,706
4) Si la temperatura permanece constante, se injecta al sistema dado una cierta ma-
sa de He se verifica que A) hay aumento de temperatura y la presión cte. B) volu-
men y presión permanecen constantes C) volumen Cte. con aumento de presión.
C*
Datos : Na 6.02 x 1023
R= 0.082 atm dm3 mol-1
k-1
* El problema dice que la temperatura es constante, el recipiente es rígido (volumen constante), al
agregar helio aumenta la presión del sistema.
B - Se necesita preparar 400 ml de disolución de Fe(NO3)3 (Mr = 242) al 8 % m/m δ = 1,06 g/cm3
1) Masa de soluto que se debe utilizar 33,92 g.
2) Molaridad de la solución preparado 0,35 M
3) Concentración del anion expresada en % m/v. 6,52
4) El volumen de la disolución necesario para preparar 200 ml de otra disolución
que sea 0,150M
85,61 ml.
C - Los átomos de los elementos E (grupo IIA) y L (grupo VI) forman iones que son isoelectronicos
con el tercer gas noble
1) Escribir la CEE de L 3s2
3p4
2) Indicar el numero total de electrones que hay en el ión que forma E 18
3) Dar la composición del núcleo de un isótopo de L cuyo numero de masa 34 P = 16, N = 18
4) Determinar cual de los 3 elementos mencionados en el enunciado tiene menor
radio atómico y dar su símbolo
Ar (argón)
5) Utilizando los símbolos químicos correspondientes, escribir la formula del com-
puesto que forma E con el tercer Halógeno
Br K
D - El oxigeno forma con átomos de cloro un compuesto binario ternario en cuyo átomo central
posee pares electrónicos sin compartir
1)Dibujar el diagrama de Lewis de la molécula mencionada.
OCl Cl
2) Indicar el valor máximo del ángulo de enlace de dicha molécula 180º
3) Comparar el punto de fusión de este compuesto con el de Br2O indicando cual
puede esperarse que sea mayor
*
* El Br2O posee mayor masa por lo tanto el punto de fusión será más bajo que el Cl2O.
E
1) Dar el nombre tradicional de Fe(ClO4)3 Perclorito férrico
2) Escribir la formula de nitrato (III) de plata (I) Ag NO2

Química – CBC – U.B.A. Pág. 1
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Primer Parcial: 1er
Cuat. 01 Tema V D
Problema 1: a) dado el compuesto SrCl2.
1) Escribir la CEE del catión 4s2
4p6
2) Indicar el número de masa del anión sabiendo que su núcleo tiene igual nú-
mero de neutrones que el 39
K.
37
3) Indicar un elemento alcalino – térreo que tenga mayor carácter metálico que
cualquiera de los elementos del compuesto dado.
Berilio (Be)
4) Escribir la fórmula del cloruro ferroso Fe Cl2
b) Un átomo de nitrógeno se une con átomos de oxígeno para formar un anión monovalente donde
el ángulo de enlace entre el nitrógeno y los dos átomos de oxígeno es 120º.
5) Escribir la estructura de Lewis de dicho anión NO3
–
6) Indicar el número total de electrones que presenta el anión. 32
c) Dadas las siguientes sustancias: H2O, CH3F, KF.
7) Ordenarlas según sus puntos de ebullición crecientes Responder y justificar al dorso*
8) Indicar cuál o cuales son moléculas polares. CH3F; H2O
* CH3F < H2O < KF.
Problema 2: Se hacen reaccionar 50 g de un mineral que contiene 90 % de Ag, con 500 cm3
de una
solución acuosa de HNO3 (3,78 % m/v). Las masas de productos obtenidos corresponden al 80 % de
los esperado teóricamente. La ecuación es: 3 Ag + 4 HNO3 →→ 3 Ag NO3 + NO (g)
9) ¿Qué presión ejercerá el NO (g) obtenido cuando se lo recoge en un reci-
piente rígido de 5 dm3
a 27ºC?.
0,295 atm
10) ¿ Qué presión ejercerá el NO (g) obtenido, a 27º C, cuando se lo recoge en
el mismo recipiente anterior si ahora contiene 0,250 moles de N2 (g)
0,295 atm
11) Se aumenta la temperatura del sistema anterior. Indicar si la presión par-
cial del NO (g) en la mezcla aumenta, disminuye o no varía.
Justificar al dorso*
12) Expresar la concentración de la solución de HNO3 3,78 % m/v en % m/m
(δ = 1,1 g/cm3
)
3,44
13) ¿Qué volumen de solución de HNO3 3,78 % m/v se necesita para obtener
100 cm3
de una solución 0,300 M?
5 cm3
14) Calcular los moles de átomos de plata que están contenidos en la masa de
reactivo del enunciado.
0,417
15) Calcular, en gramos, la masa de una molécula de HNO3 1,05 . 10 – 22
16) Indicar en la ecuación del enunciado cuál es la forma reducida del agente
oxidante.
NO
17) Nombrar al Fe2 O3 por IUPAC Trióxido de di hierro ú
óxido de hierro (III)
Datos: R = 0,082 atm . dm3
K– 1
mol –1
. NA = 6,02.1023
mol– 1
; Ar: Ag = 108; O = 16; N = 14, H = 1.
* La presión es directamente proporcional a la temperatura (EC. General de los gases) por lo tanto
aumenta.

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Química – Primer Parcial: Ciudad Universitaria 1er
Cuat. 2002 Tema IXA
Problema 1: Un átomo del elemento X (A = 87) forma un catión monopositivo cuya CEE es 4s2
4p6
.
Indicar:
1) El número de neutrones y el símbolo de X Rb (50 neutones)
2) La CEE característica del grupo al que pertenece X n S1
3) La fórmula química del óxido que forma X Rb2O
4) Ordenar de menor a mayor el radio atómico de los elementos X, Na y S S < Na < Rb
Dada la sustancia NH4NO3
5) Escribir su estructura de Lewis
[ ]+
4NH
O
N O
O
6) Indicar la geometría del catión y su ángulo de enlace Tetraédrica: 109º
Dadas las sustancias CH4, CH3Cl, CaCl2
7) Ordenar de mayor a menor sus P.E. CaCl2 > CH3Cl > CH4
8) Indicar si alguna de ellas puede conducir la corriente eléctrica y en que condi-
ción.
CaCl2 en solución
acuosa o fundido
Problema 2: la densidad de un gas es 5,405 g/dm3
en CNPT. En un recipiente rígido de 50,0 dm3
se
introducen 40 g de freón, junto con 3,5 moles de Ne (g). La temperatura del sistema es de 80 ºC.
9) Calcular la masa, expresada en gramos, de una molécula de freón 2,01.10 – 22
g
10) Calcular la presión ejercida por los gases en el recipiente 2,22 atm
11) calcular la densidad de la mezcla gaseosa 2,2 g/dm3
11) si la temperatura disminuye a 10 ºC, calcular la presión total que se ejerce sobre
el recipiente
1,78 atm
100 g de solución de KI al 4,4 % m/m se diluyen con agua hasta que el volumen final resulta ser de
100 cm3
13) Indicar que especies iónicas provenientes de la sal se encuentran en la solución K+
y I –
14) Expresar la concentración molar de la solución final diluida 0,265 M
15) Calcular cuántos cm3
de la solución final diluida son necesarias para preparar
200 cm3
de la solución 0,1 M de KI.
75,5 cm3
El aluminio reacciona con HCl, según la ecuación: 2 Al + 6 HCl → 2 Al Cl3 + 3 H2 (g). Se hacen
reaccionar 17 g de Al (13% de pureza) con exceso de solución de HCl 0,1 M. La reacción tiene un
rendimiento del 80 %.
16) Calcular el volumen de H2 (g) que se obtiene medido en CNPT 2,2 dm3
17) Calcular la masa de AlCl3 obtenida 8,74 g
18) Indicar el volumen de la solución de HCl necesario para reaccionar estequio-
métricamente con el Al presente
2,46 dm3
19) Identificar la especie que se oxida Al (justificar al dorso)
20) Nombrar el compuesto AlCl3 según la nomenclatura IUPAC Cloruro de aluminio
Datos: R = 0,082 atm dm3
k – 1
mol – 1
; NA = 6,02.1023
mol – 1
; Ar: Na = 23, O = 16, H = 1

Primer Parcial: problemas resueltos. Pág. 1
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Problemas resueltos de los problemas tomados en el 2do
Cuatrimestre 2002.
1) El ión 78
R– 2
con 44 neutrones es isoelectrónico con Q+
indicar:
a) Z y símbolo de Q.
b) C. E. E de Q+
c) Escribir la fórmula química de un óxido de marcado carácter iónico.
Solución: En número másico (A = 78) nos indican la cantidad de protones y neutrones en el núcleo
del átomo. Así que 78 – 44 = 34 protones. Al buscar en la tabla vemos que R es el selenio (Se) que
al ser un anión divalente posee dos electrones más que protones. e–
= 34 + 2 = 36.
En el caso del catión Q+
(al ser isoelectrónico tiene 36 electrones también) posee un protón más, o
sea, P+
= 37; lo que nos indica que el átomo es el rubidio (Rb).
a) Z = 37, Rb.
b) Al ser un ión queda en 4s2
4p6
(el átomo termina 5s1
pero al perderlo quedan los del período 4).
c) Un compuesto iónico es aquel en el que se combina un metal con un no metal (en este caso el
oxígeno). Tomemos un metal como el rubidio (Rb). Teniendo en cuenta los índices de oxidación
Rb+
O – 2
y nos quedará: Rb2O.
2) En un recipiente rígido de 40,7 dm3
se ponen 48 g de un gas a 298 ºK y 1368 mm Hg. Indicar:
a) La densidad de la mezcla
b) La masa molar
c) Presión final si se agregan 44 g de neón.
d) Número de moléculas de 25 g de cloro gaseoso.
Solución:
a) 3
179,1
7,40
48
3
datoslossegún
dm
g
dm
g
v
m
==δ →=δ
b) Calculemos los moles del gas poniendo los datos en la ecuación general de gases.
Datos: V = 40,7 dm3
T = 298 ºK P = 1368 mm Hg = 1,8 atm.
Kº298.082,0
dm40,7.atm8,1
.
.
.
molKº
dm.atm
3
despejamos
3
== →=
TR
VP
nnRTVP
n
= 2,998 moles.
2,998 moles _____________ 48 g
1 mol __________________ x = 16 g.
O sea que la masa molar es 16 (no poner unidades).
c) Al agregar 44g de neón que son 2,18 moles que se le suman a los 2,998 moles del gas. Tenemos
5,178 moles con los que podemos calcular la presión final.
3
molKº
dm.atm
dm7,40
Kº298..0,082moles178,5
3
=P = 3,1089 atm.
d) Cloro gaseoso: Cl2. (Mr = 71)
71 g ______________ 6,02 1023
moléculas
25 g ______________ x = 2,1197 . 1023
moléculas.
3) Dada KNO3
a) Diagrama de Lewis
b) Geometría molecular y electrónica
[K]
+
NO
O
O

Primer Parcial: problemas resueltos. Pág. 2
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Solución: a)
b) No quedan electrones libres. Geometría molecular y electrónica: plana triangular, el ángulo de
enlace es de 120º.
4) Dada una solución acuosa de NaCl al 20 % m/m y una densidad de 1,19 g/cm3
a) Hallar la concentración molal (m)
b) Determinar la masa de soluto en 240 cm3
de solución.
Solución: a) Tenemos 20 % m/m (o sea)
Svde1000
Stdeº
Scde100
Stde20
g
molesn
g
g snecesitamo
 →
Necesitamos saber la masa de solvente: 100 g de Sc – 20 g de St = 80 g de Sv.
Ahora averigüemos cuantos moles de moléculas hay en los 20 g de soluto. (Mr = 58,43)
58,43 g ______________ 1 mol
20 g ________________ x = 0,342 moles.
Con los datos hallemos la concentración molal.
→=→
g
xg
1000g80
moles342,0
Scg100
St20
x = 4,278624 moles. La concentración es de 4,279 m.
5) Se hacen reaccionar 180 g de Fe2(SO4)3 con 200 g de NaI (85% de pureza) obteniéndose 98 g de
yodo. Según la ecuación: Fe2(SO4)3 + 2 NaI → 2 FeSO4 + Na2 SO4 + I2.
a) Reactivo limitante b) Rendimiento
c) Masa de NaSO4 d) Nombre tradicional de NaI.
Solución: a) Primeramente necesitamos saber teóricamente lo que se necesita en los reactivos.
Fe2(SO4)3 + 2 NaI −−−→ 2 FeSO4 + Na2 SO4 + I2
1 mol
399,694 g
2 moles
299,788 g
2 moles
284,0824 g
1 mol
141,9772 g
1 mol
253,809 g
180 g 170 g
399,694 g de Fe2(SO4)3 ________________ 299,788 g de NaI
180 g (lo que tenemos) ________________ x = 135,0079 g de NaI
Se necesitan 135 g y hay disponible 170 g, lo que implica que “sobra” NaI (Reactivo en exceso)
El Fe2(SO4)3 se consume todo, es el reactivo limitante.
b) Comparemos la masa de Yodo obtenido y lo que deberíamos tener.
399,694 g de Fe2(SO4)3 ________________ 253,809 g de I2
180 g (lo que tenemos) ________________ x = 114,3015 g de I2.
Teóricamente debía tenerse 114,3015 g de I2, pero se obtienen 98 g. El rendimiento es de 85,74 %.
c) Masa de NaSO4.
399,694 g de Fe2(SO4)3 ________________ 141,9772 g de NaSO4.
180 g (lo que tenemos) ________________ x = 63,938 g → 85,74 % = 54,821 g de NaSO4.
d) Nombre tradicional de NaI: Yoduro de sodio.

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QQuuíímmiiccaa –– PPrriimmeerr PPaarrcciiaall:: 11eerr
CCuuaatt.. ddee 22000033 ((UUBBAA XXXXII))
A) Se dispone de una solución acuosa de KOH al 70,0 % m/m. Calcular:
1) Masa de esta solución que hay que emplear para preparar 320 g de una disolución al
40,0 % m/v.δ = 1,8 g/cm3
.
101,587 g
2) Qué masa de solvente se necesita agregar 218,413 g
3) Concentración molar de la solución más diluida 7,1296M
4) Indicar especies iónicas provenientes del soluto que se encuentran en la disolución K+
, OH–
y
H3O+
.
1) 40,0 % m/v →
solucióndecm100
KOHdeg40
3
→=→=
33
100
m
8,1
m
ä
cmcm
g
v
m = 180 g
→=
Scdeg203Scdeg801
KOHdeg40 x
x = 71,111 g de Sc.
→=
xm
KOHdeg111,71
Scdeg001
KOHdeg70
mx = 101,5873 g de la solución original
2) Tenemos 101,5873 g de una solución que acabará siendo 320 g. La diferencia entre ambas es la
masa de solvente que se debe agregar: 218,4127 g.
3) Nos piden la concentración molar de la solución más diluida, la segunda solución.
solucióndecm100
KOHdeg40
3
deben pasarse a moles: ===
104,56
40
Mr
m
n 0,71296 moles
=→= x
x
solucióndecm1000solucióndecm100
KOHdemoles,712960
33
7,1296 moles de KOH
Implica que la molaridad de la solución más diluida es de 7,1296M.
4) Para indicar las especies iónicas provenientes del soluto que se encuentran en la solución debe-
mos “desarmar” al hidróxido y al agua: KOH → K+
+ OH–
y 2H2O ←→ OH–
+ H3O+
Así quedarían: K+
, OH–
y H3O+
.
B) Un recipiente rígido contiene 2,50 moles de N2 (g) a 1,50 atm y 280 ºK. Indicar
La concentración % m/v no nos sirve, así
que los 100 cm3
se pasan, utilizando la
densidad, a gramos (g). Después (utilizan-
do proporciones) hallamos la masa de solu-
to que se necesita para preparar 320 g de la
segunda solución. El valor obtenido se uti-
liza, posteriormente, para hallar lo que nos
piden en la primera solución.

5) Densidad del gas
3
830,1
dm
g
6) Número de moles de átomos en el recipiente 5 moles
7) Si al agregar 134g del gas XO2, se obtiene una presión final de 2,50 atm, se-
ñalar cual de los gases en la mezcla final tiene mayor fracción molar..
La del N2 que es
0,7499
8) Calcular la masa de un átomo de x 2,131.10 – 22
g ó 128,2871 u. m. a.
5) 33
830144,1
K280.082,0
4atm.28,0135,1.
ä.ä.
.
dm.atm
mol
g
dm
g
molK
RT
MrP
RTMrP ===→=
6) El número de moles de átomos en el recipiente lo calculamos a partir de los números de moles de
moléculas (y en este caso) se multiplica por dos: 2,5 moles de molec. x 2 = 5 moles de átomos.
7) Si al agregar 134g del gas XO2, se obtiene una presión final de 2,50 atm, calculamos cuantos
moles hay en la mezcla y cuantos corresponde al nuevo gas. Para eso necesitamos saber el volumen
del recipiente, lo podemos calcular con la densidad del nitrógeno.
2,5 moles N2 .
mol
g
28,0134 = 56,0268 g de N2.
→=
vdm
g g0268,56
830,1 3
v = 30,616 dm3
===
K280.082,0
dm30,616atm5,2.
.
dm.atm
3
3
molK
RT
VP
n 3,3336 moles
La fracción molar es la división entre los moles de un gas y la cantidad de moles totales de la mez-
cla. El que tenga mayor cantidad de moles, tendrá la mayor fracción molar. Hay 3,3336 moles en
total, de los cuales 2,5 corresponden al N2. Al hacer las cuentas vemos que a este corresponde la
mayor fracción molar y esta es de 2,5 / 3,3336 = 0,7499
8) Tenemos 0,836 moles de XO2 que tienen una masa de 134 g, entonces el Mr delcompuesto es de
160,2871. Si sacamos los 32 g que corresponden al oxígeno nos queda que el Ar de X es 128,2871.
Ojo que la masa de un átomo de X puede ser 128,2871 u. m. a. ,(unidades de masa atómica) pero si
se la expresa en gramos, los 128,2871 corresponde a un mol de átomos, o sea, 6,02 1023
átomos. Lo
que correspondería una masa de 2,131 .10 – 22
g.
c) El elemento X forma un catión divalente isoelectrónico con M 1–-
. El elemento Q está ubicado en
el período de M y el mismo grupo X.
9) Identificar a los elementos Xes Sr,M es Br y Q es Ca
10) Ordenar según su carácter metálico creciente. Br <Ca < Sr
11) Escribir C. E. E. 35M 1 –
. 5s2
5p6
12) Composición del núcleo de42
Q. P+
= 20 y N = 22
13) Nombre tradicional del compuesto formado por M con Ni (II). Br2Ni = bromuro de níquel (II).

9) Si X forma un catión divalente, lo escribimos X2 +
. El hecho de ser isoelectrónico con M 1–
, quie-
re decir que ambos poseen la misma cantidad de electrones. En el ítem 11 nos indican la cantidad de
protones que posee M, al ser un anión posee un electrón más, o sea, 36. El catión X 2+
debe tener
dos protones más que electrones, así que podemos inferir que posee 38 protones.
X es Sr (estroncio). M (por lo indicado en el ítem 11) es el Br (Bromo) y Q que está ubicado en el
período de M y el mismo grupo Xes el Ca (calcio).
10) El carácter metálico crece como el radio atómico, así que lo ordenaremos: Br <Ca < Sr
11) Como M es el Br el anión tiene un C. E. E. 5s2
5p6
.
12) La composición del isótopo 42
Q (léase 42
Ca) indica que tiene 20 protones, la diferencia entre el
número másico (42) y la cantidad de protones nos indica el número de neutrones en el núcleo. En
este caso serían 22.
13) M es Br. El Br cuando actúa en un compuesto sin oxígeno, lo hace con el mínimo índice de oxi-
dación, – 1. El níquel trabaja con + 2 (dato del problema). Así que Br – 1
Ni + 2
(intercambiamos las
valencias y tenemos la fórmula que nos piden): Br2 Ni. El nombre en IUPAC, stock, es bromuro de
níquel (II).
d) Dado Fe SO4
14) Diagrama de Lewis
S
O
O
O
O
2 –
[Fe]+ +
15) Tipo y cantidad de enlaces involucrados en el anión. 2 covalentes simples y 2 dativas
16) Geometría y ángulos G.E = G.M = Tetraédrica. α = 109,5º
17) Nombrar por IUPAC Sulfato (VI) de Hierro (II)
18) Ordenas de menor a mayor P. E. que pueda esperarse de CaCl2, Cl2, PCl. Cl2 < PCl < CaCl2
18) Para ordenarlos en forma creciente según su P. E., debemos separar los compuestos iónicos de
los covalentes. Los iónicos siempre tienen mayor P. E. que los covalentes. Dentro de esta última
categoría, los polares tendrán mayor P. E.
Covalente Polar:PCl Covalente no polar: Cl2 Iónico: CaCl2.
Así que ordenados quedarían: Cl2 < PCl < CaCl2.

Química – Primer Parcial – CBC – 22 / 05/ 2004 Pág. 1
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Química – Primer Parcial – Sede Ciudad – 22 / 05 / 2004
Se tienen los elementos H, Ca, Cl y S.
1) Indicar los iones de esos elementos que sean isoelectrónicos con un mismo
gas noble.
2) Dar el número de masa del isótopo del S que contiene 16 neutrones
3) Ordenar de manera creciente según los radios atómicos
4) Escribir la fórmula del compuesto binario, triatómico, que conduzca la
corriente eléctrica al estado líquido
5) Formula un compuesto binario del S que tiene geometría molecular angular.
6) Lewis del oxoanion que forma el cloro con 3 átomos de oxigeno.
7) Comparar el punto de ebullición de los compuestos de los ítems 4 y 5. Justificar al dorso
Un cilindro rígido contiene 4,00 mol de CO2 (g) y 128g de SO2 (g) a 273 K y 1,5 atm.
8) Calcular volumen del recipiente
9) Número total de moles de átomos de oxígeno contenidos en la mezcla.
10) Presión parcial del CO2.
11) Explicar si al aumentar la temperatura se modifica (aumenta o disminuye)
o se mantiene igual la presión parcial del CO2.
Una solución del soluto X en H2O es 0,250 M; 0,916 % m/m y densidad δ =1,092 g/cm3
.
12) Masa molar de X.
13) Concentración en molalidad.
14) El volumen necesario para preparar 2,00 dm3
de otra solución a 5,00.10–2
Se hacen reaccionar 74,4 g de una muestra de antimonio (Sb) (82% de pureza) con 1400 cm3
de
solución acuosa de HNO2 8,4% m/V, según la ecuación:
Sb + 5HNO2 → 5NO (g) + H3SbO4 + H2O
15) El Sb actúa como agente reductor o oxidante, dar los valores del cambio
16) Dar el reactivo en exceso. ¿Cuántos moles se consumen en la reacción
suponiendo que es total?
17) El monóxido de nitrógeno producido se recoge a 32ºC en un recipiente de
50 dm3
y 1,00 atm. Dar el rendimiento de la reacción.
18) Si se emplearía antimonio al 10 %, la presión del gas sería: igual, menor,
mayor.
19) Nombrar: Al(NO3)3, por IUPAC.
20) Dar la fórmula de: yoduro ferroso.

Química UBA XXI – Primer parcial – 2007 – soko.com.ar
Uba XXI - 2007
Primer parcial
Química
A) En un recipiente cerrado rígido de 6 litros contiene Cl2O (g); se agregan 26,4g de CO2. El
sistema alcanza una temperatura final de 37ºC y la presión es de 5,08atm. Determinar:
1. La presión parcial del Cl2O
2. El numero total de átomos que hay en el recipiente
3. La masa de una molécula de CO2
4. Que cambio sucede con la presión parcial del Cl2O si la mezcla se enfría.
Responder y JUSTIFICAR al dorso.
Respuesta:
1) 3,26 atm.
2) 4,94 x 1024
átomos
3) 7,31 x 10 – 23
g ó 44 uma.
4) Si observamos la ecuación de gases la relación matemática existente entre la presión y la
temperatura es directamente proporcional (se dividen). Debido a esto, si la temperatura
desciende (manteniéndose los demás parámetros) la presión lo hará de la misma manera. (Si
la temperatura baja a la mitad, la presión bajará a la mitad)
B) Se le agregan 270g de agua a una muestra de 30g de KCl (Mr: 74,5), y se obtiene una
disolución de densidad= 1,06 g/cm3
. Calcular:
1. El volumen de la solución
2. La Molaridad
3. La concentración del anión expresado en molalidad
4. La concentración en % m/v de la disolución que se obtiene al diluir 10 cm3
de la disolución
inicial hasta un volumen final de 25 cm3
.
Respuesta.: 1) 283 cm3
2) 1,42 M 3) 1,49 m 4) 4,24 % m/v
C) M y Q pertenecen al segundo periodo. Forman un compuesto iónico MQ2 y se sabe que Q
es un halógeno.
1. Determinar que elemento es Q y su CEE
2. Símbolo del elemento M y grupo al que pertenece.
3. Cantidad y tipo de partículas que se encuentran en el núcleo de M.
4. Escribir el símbolo del anión monovalente isoelectrónico con el catión de MQ2.
Respuesta:
1) Q = F (flúor) CEE: 2s2
2p5
2) M = Be (berilio) grupo: A II (alcalinos térreos)
3) P+
= 4 N = 5
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Química UBA XXI – Primer parcial – 2007 – soko.com.ar
4) MQ2 = BeF2 y queda Be 2 +
+ 2 F 1 –
.
D) El I (yodo) forma con átomos de oxigeno un anión monovalente en el cual el átomo central
no posee electrones sin compartir.
1. Escribir su Formula de Lewis
2. Determinar según trepev la geometría y el ángulo aproximado del ión
3. Nombrar según IUPAC Pb(NO2)2
4. Escribir la formula del sulfito ferroso
5. Dados NH3 y CH4 y los puntos de ebullición – 33ºC y – 133ºC asignar una valor a cada
uno. Responder y JUSTIFICAR al dorso.
Respuestas
1)
2) su geometría molecular y electrónica es tetraédrica, el ángulo de enlace menor a 109,5º
(las moléculas tetraédricas no polares poseen un ángulo de 109,5 º pero hay que recordar que
es un ión por lo que los tres oxígenos con enlace dativo se ven atraídos por el oxígeno que
posee un electrón de más)
3) Pb(NO2)2 IUPAC: Nitrato (V) de plomo (II) Tradicional: Nitrato plumboso.
4) Sulfito ferroso (S y Fe trabajan con la menor) Fe SO3
5) A NH3 le corresponde – 33ºC ya que es un compuesto covalente polar cuyas moléculas
establecen entre sí puente hidrógeno y CH4 los – 133ºC ya que es un compuesto covalente no
polar cuyas moléculas sólo establecen dipolos transitorios (London)
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