Este documento contiene un examen de química para estudiantes de segundo año de bachillerato. El examen consta de 4 preguntas que cubren temas como ionización atómica, pares redox, electrólisis y reacciones químicas. Cada pregunta incluye ejercicios y cálculos químicos con datos y soluciones.

1. Código: R-EDU01-02-27 Versión: 1.0 Aprobado por: Luis Fernández Aprobado el: 15/09/11
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Curso 2º BAC Asignatura QUÍMICA Evaluación 2º Control 3ª Eval.
Fecha 26-04-2016 Profesor Carmen Jiménez Alonso Recuperación
En cada pregunta constará la puntuación máxima que el alumno puede conseguir y se archivará un modelo de este examen.
1ª Pregunta.- (2p)
Para ionizar un átomo de rubidio se requiere una radiación luminosa de 4,2 eV.
a) Determine la frecuencia de la radiación utilizada.
b) Si se dispone de luz naranja de 600 nm, ¿se podría conseguir la ionización del rubidio
con esta luz?
Datos: h = 6,62 · 10-34
J · s; Carga del electrón = 1,6 · 10-19
C
SOLUCIÓN
E 4,2 · 1,6 · 10-19
J
a) 1 eV = 1,6 · 10-19
J; E = h · ν; ν = = = 1,015 · 1015
s-1
(Hz)
h 6,62 · 10-34
J · s
10-9
m
b) 600 nm · = 6 · 10-7
m
1 nm
Lo primero que hacemos es pasar la energía umbral a unidades del S.I, es decir, a
Julios ⇒ E0 =4,2 · 1,6 · 10-19
J = 6,72 · 10-19
J
Calculamos ahora la energía que corresponde a esa luz naranja
c 3 · 108
m · s-1
E = h ν = h · = 6,62 · 10-34
J · s · = 3,31 · 1019
J
λ 6 · 10-7
m
Como 3,31 · 1019
J < 6,72 · 10-19
J, es decir la energía umbral es mayor que la energía
que incide, no se dará la ionización.
2ª Pregunta.- (3p)
Dados los siguientes pares redox: Mg2+
/Mg; Cl2/Cl-
; Al3+
/Al; Ag+
/Ag.
a) Escriba y ajuste las semirreacciones de reducción de cada uno de ellos (1p)
b) ¿Qué especie sería el oxidante más fuerte? Justifique la respuesta (0,5p)
c) ¿Qué especie sería el reductor más fuerte? Justifique la respuesta (0,5p)
d) ¿Podría el Cl2 oxidar al Al3+
? ¿Y al Mg? Justifique su respuesta (1p)
Datos. Eº (Mg2+
/Mg) = -2,37 V; Eº (Cl2/Cl-
) = 1,36 V; Eº (Al3+
/Al)= -1,66 V; Eº (Ag+
/Ag) = 0,80 V
SOLUCIÓN
a) Mg2+
+ 2e-
Mg (RR); Cl2 + 2e-
2 Cl-
(RR)
Al3+
+ 3e-
Al (RR); Ag+
+ 1e-
Ag (RR)
Nombre del alumno

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b) El que tiene el potencial de mayor valor, es decir, el Cl2, ya que a mayor valor, mayor
tendencia a ganar electrones.
c) Por el mismo motivo, el que tenga un valor de potencial menor, el Mg, ya que será el
que tenga una mayor tendencia a perder electrones.
d) La primera reacción sería: Cl2 + Al3+
→ Cl-
+ Al. Planteamos las dos reacciones:
Cl2 + 2e-
→ 2 Cl-
(RR)
Al3+
+ 3e-
→ Al (RR) No podría, ya que no puede darse dos reacciones
de reducción.
La segunda reacción sería: Cl2 + Mg → Cl-
+ Mg2+
. Planteamos las dos reacciones:
Cl2 + 2e-
→ 2 Cl-
(RR) Eº REACCIÓN = Eº RR – EºRO = 1,36 – (-2,37) = 3,73 V
Mg - 2e-
→ Mg2+
(RO) En este caso si podría oxidar al magnesio.
3ª Pregunta.- (2p)
Se toma una muestra de un cloruro metálico, se disuelve en agua y se realiza la electrólisis
de la disolución aplicando una intensidad de corriente de 2 A durante 30 minutos,
depositándose entonces en el cátodo 1,26 g del metal.
a) Calcule la carga del catión sabiendo que la masa atómica del elemento es 101,1.
b) Determine el volumen de gas cloro a 27 ºC y 760 mm Hg que se desprenderá en el
ánodo durante la electrólisis
Dato: F = 96.485 C; M. atm: Cu = 63,5; Ag = 107,9
SOLUCIÓN
CÁTODO ÁNODO
a) (-) (+)
Q
I = ⇒ Q = I · t = 2 · 30 · 60 = 3 600 C
t
Mx+
Cl-
Mx+
+ x e-
→ M. La relación numérica entre mol de e-
y carga del
catión es la misma.
3 600 C 1 mol de e-
101,1 g. del metal · · = 2,99 ≈ 3 mol de e-
1,26 g. metal 96 485 C
Por tanto la carga del catión es 3+⇒ M3+
c)
2 Cl-
- 2e-
→ Cl2 (RO)
1 mol e-
1 mol Cl2
3 600 C · · = 0,0186 moles Cl2;
96 485 C 2 mol e-
P · V = n · R · T⇒ 1 · V = 0,0186 · 0,082 · (27 + 273) ⇒ V = 0,457 ≈ V = 0,46 L Cl2

3. Código: R-EDU01-02-27 Versión: 1.0 Aprobado por: Luis Fernández Aprobado el: 15/09/11
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4ª Pregunta.- (3p)
El sulfuro de cobre (II) reacciona con ácido nítrico, en un proceso en el que se obtiene azufre
sólido, monóxido de nitrógeno y nitrato de cobre (II).
a) Formule y ajuste las semirreacciones de oxidación y reducción, indicando cuáles son
los reactivos oxidante y reductor.
b) Formule y ajuste la reacción molecular global.
c) Calcule la molaridad de una disolución de ácido nítrico del 65% de riqueza en peso y
densidad 1,4 g · cm-3
d) Calcule qué masa de sulfuro de cobre (II) se necesitará para que reaccione
completamente con 90 ml de la disolución de ácido nítrico del apartado anterior.
Datos. Masas atómicas: H = 1,0; N = 14,0; O = 16,0; S = 32,0; Cu = 63,5
SOLUCIÓN
a) CuS + HNO3 → S + NO + Cu(NO3)2
Cu2+
S
R S2-
P NO
H+
Cu2+
NO3
-
NO3
-
S2-
- 2e-
→ S (RO)
4 H+
+ NO3
-
+ 3e-
→ NO + 2 H2O (RR)
El ácido nítrico es el reactivo oxidante, ya que capta los electrones y el sulfuro de cobre,
concretamente el ion sulfuro es el reactivo reductor, ya que pierde electrones.
b)
3 · (S2-
- 2e-
→ S) (RO)
2 · (4 H+
+ NO3
-
+ 3e-
→ NO + 2 H2O) (RR)
3 S2-
+ 8 H+
+ 2 NO3
-
→ 3 S + 2 NO + 4 H2O (RIG)
3 Cu2+
6 NO3
-
3 Cu2+
6 NO3
-
3 CuS + 8 HNO3 → 3 S + 2 NO + 3 Cu(NO3)2 + 4 H2O Reacción molecular
c) Para calcular la molaridad, voy a calcular los moles de ácido nítrico que hay en 1 litro
de disolución (1000 mL = 1000 cm3
)
M.M HNO3 = 63 g · mol-1

4. Código: R-EDU01-02-27 Versión: 1.0 Aprobado por: Luis Fernández Aprobado el: 15/09/11
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1,4 g. disoluc. 65 g. puros 1 mol HNO3
1000 mL disoluc. · · · = 14,44 moles
1 ml disoluc. 100 g. disoluc. 63 g. puros
Como hay 14,44 en 1000 mL (1L) de disolución, entonces la disolución será 14,44 M
d) M.M CuS = 95,5 g · mol-1
1,4 g. disoluc 65 g. puros 1 mol HNO3 3 moles CuS 95,5 g CuS
90 mL disoluc. · · · · · =
1 ml disoluc. 100 g. disoluc. 63 g. puros 8 moles HNO3 1 mol CuS
= 46,56 g. CuS