EXAMEN DE FÍSICA Y QUÍMICA 1º BACHILLERATO. 30 DE NOVIEMBRE 2016 NOMBRE: 1º. Formula los siguientes compuestos:
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- Bernardo Nieto Soler
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1 EXAMEN DE FÍSICA Y QUÍMICA 1º BACHILLERATO. 30 DE NOIEMBRE 2016 NOMBRE: 1º. Formula los siguientes compuestos: a) Nitrato de bario Ba(NO3)2 b) dióxido de carbono CO2 c) hidrogenocarbonato de sodio NaHCO3 d) Yoduro de hierro(ii) FeI2 e) Ácido sulfúrico H2SO4 f) Ácido sulfhídrico H2S g) Permanganato de sodio NaMnO4 h) Clorito de oro(i) AuClO2 i) Sulfuro de cobre(ii) CuS j) Disulfato de plata. Ag2S2O7 1 punto. Cada error resta 0 5 puntos y cada acierto suma 1 punto a la calificación del ejercicio. 2º. Nombra los siguientes compuestos. a) HClO2 Ácido cloroso b) H3PO4 Ácido fosfórico c) PtO2 Óxido de platino(i) d) HNO3 Ácido nítrico e) Ca(HCO3)2 Hidrogenocarbonato de calcio f) NH3 Amoníaco g) Al(OH)3 Hidróxido de aluminio h) PtH4 Hidruro de platino(i) i) Au2O3 Óxido de oro(iii) j) Au2(HPO4)3 Hidrogenofosfato de oro(iii) 1 punto. Cada error resta 0 5 puntos y cada acierto suma 1 punto a la calificación del ejercicio. 3º. Se quiere obtener 500 ml de una disolución de ácido nítrico 2 M, partiendo del ácido nítrico comercial de 69 % en y densidad 1 41 kg/l. Calcular: a) El volumen de disolución que hay que tomar. PRIMER PASO: Obtener la cantidad de HNO 3 que hay en la disolución final. Tenemos el volumen y la molaridad, por lo que despejamos el número de moles: M = moles volumen (l) moles = M olumen; moles HNO 3 = 2 0 ' 5 1 mol HNO 3 Como lo vamos a coger del ácido nítrico comercial, cuya concentración viene en % en, es conveniente saber la de HNO 3 puro que necesitamos. M m HNO 3 = 63 g/mol; HNO 3 = 1 mol 63 g/mol HNO 3 = 63 GRAMOS Por lo tanto, podemos obtener la de disolución comercial que debemos coger y conociendo la densidad, hallar el volumen que debemos tomar: % = HNO3 63 g 0 0 disolución = disolución 69 disolución = 91,3 gramos. Conociendo la densidad, despejo el valor del volumen ρ= olumen= volumen ρ olumen= 91'3 g 14 g/l olumen= 6,48-2 litros; 64,8 ml
2 b) Si cogemos 20 ml de la disolución formada y le añadimos 80 ml de otra disolución de ácido nítrico 0 5 M, calcular la molaridad de la nueva disolución. Para conocer la molaridad, debemos saber el número de moles de HNO 3 totales que hay, provenientes de las dos disoluciones y sumarlos. El volumen total será la suma de los dos volúmenes. Posteriormente se sustituye en la ecuación. M = M = moles volumen (l) moles = M olumen; moles HNO 3 = 2 0,02 0,04 moles HNO 3 moles volumen (l) moles = M olumen; moles HNO 3 = 0,5 0,08 0,04 moles HNO 3 Por lo tanto, hay 0,08 moles de HNO 3. Por lo tanto, como el volumen es de 0 ml, (0,1 litros) M= moles 0,08 M= volumen 0,1 M=0,8 M 4º. Contesta a las siguientes cuestiones, justificando la respuesta: a) Modelo atómico de Thomson. er teoría b) Decir si los siguientes grupos de números definen un orbital, justificando la respuesta y diciendo qué orbital forma en caso afirmativo: a. (3,-2,1) FALSA. El número cuántico l toma valores desde 0 a n-1, es decir, en este caso puede tomar los valores 0, 1 y 2, en ningún caso -2. b. (2,1,2) FALSA. El número cuántico m l toma valores desde l, pasando por 0 hasta +l. Por lo tanto, en este caso podrá tomar los valores -1, 0 y +1, pero nunca es valor 2. c. (4,2,0) ERDADERO. El orbital estará en el nivel 4 (primer número cuántico), y será un orbital d, ya que l=2. d. (-2, 1, 1) FALSA. El número cuántico principal sólo toma valores enteros positivos. e. (3,1,1) ERDADERO. El orbital estará en el nivel 3 (primer número cuántico), y será un orbital p, ya que l=1. 5º. Completa la siguiente tabla: ÁTOMO /ION Z A Protones Neutrones Electrones Configuración electrónica Nombre 4 2He s 2 Helio 19 9F s 2 2s 2 2p 6 Flúor 40 20Ca s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 Calcio 31 15P s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 Fósforo 35 17Cl s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 Cloro
3 6º. Se encierra en un recipiente de litros de volumen a la temperatura de 17 ºC, 25 gramos de O2, 20 gramos de N2 y 8 gramos de He. Calcular: a) Presión parcial de cada gas y presión total en el recipiente. Debemos hallar el número de moles de cada gas, y posteriormente utilizar la ecuación de los gases ideales para cada gas. La presión total será la suma de las presiones parciales. Masas molares: O 2 = g mol ;N 2= g ;He = 4 g/mol. mol Ahora, conociendo la de cada gas y su molar, se halla el número de moles de cada uno, para después despejar en la ecuación de los gases ideales y hallar la presión parcial de cada gas: n O2 = O 2 Mm O2 n O2 = p O2 = n O 2 R T n N2 = N 2 Mm N2 n N2 = 25 g 32 g/mol n O 2 =0,78 moles; sustituyendo en: p = n R T, queda: p O2 = 0,78 0, p O2 =1,86 atmósferas 20 g 28 g/mol n N 2 =0,71 moles; sustituyendo en: p = n R T, queda: n He = p N2 = n N 2 R T He Mm He n He = p N2 = 0,71 0, p N2 =1,69 atmósferas 8 g 4 g/mol n He=2 moles; sustituyendo en: p = n R T, queda: p He = n He R T p He = 2 0, p He = 4,76 atmósferas La presión total de la mezcla será: 1,86 + 1,69 + 4, 76 = 8,31 atmósferas b) Densidad de la mezcla de gases. Para hallar la densidad necesito la de la mezcla ( que la tengo, sólo debo sumar la de los gases ) y el volumen, que también lo tengo: total= gramos. ρ= volumen ρ= 53 g l ρ=5,3 g/l c) Masa molar de la mezcla de gases. Conocida la densidad de la mezcla, se puede despejar la molar de la mezcla de gases desde la ecuación de los gases ideales: p = n R T; n = Mm Mm = ρ R T p ; sustituyo: p = R T, y como ρ = Mm Mm = 5,3 0, ,31 Mm = 15,17 g/mol volumen, entonces:
4 d) Si aumentamos la temperatura a 200 ºC, calcular la presión total en el interior del recipiente. Utilizamos la ecuación de los gases ideales, ya que conocemos el volumen del recipiente, la temperatura y el número de moles de gas. p= n R T p = 3,49 0, p = 13,54 atmósferas 7º. La composición centesimal de un compuesto químico es: 40 % C; 6 67 % de H y 53 33% de O. Si una disolución de concentración 18 g/l de ese compuesto tiene una presión osmótica a 27ºC de 2 46 atm, calcular la fórmula molecular del citado compuesto. En primer lugar se halla la fórmula empírica del compuesto. Para ello, tomamos como base de cálculo 0 gramos de compuesto, con lo que tenemos 40 g de C, 6,67 g de H y 53,33 g de O. A continuación, se pasa todo a moles dividiendo por la atómica de cada elemento y por último, se divide por el más pequeño. C: ,33 3,33 3,33 1 H: 6,67 6,67 6,67 1 3,33 2 FÓRMULA EMPÍRICA: (CH 2 O) x O: 53,33 3,33 3, ,33 1 Para hallar la fórmula molecular, hace falta conocer la molar del compuesto. Para ello se utiliza el dato de presión osmótica y el de concentración. Tomamos 1 litro de volumen. π = n R T n = π R T n = 2,46 1 n = 0,1 moles 0, Según el enunciado, la concentración es de 18 gramos de soluto por litro de disolución, por lo que 0,1 moles de soluto tienen una de 18 gramos, por lo que la molar del compuesto es de 180 g/mol. Podemos despejar el valor de x: Masa de (CH 2 O) = 30 g/mol; x = 180/30 x = 6. Por lo tanto, la fórmula molecular del compuesto es: (CH2O)6 8º. Añadimos 80 gramos de carbonato de sodio a 500 gramos de agua, para formar una disolución de 530 cm 3 de volumen. Si la temperatura es de 30 ºC, Calcular: a) presión de vapor de la disolución. Empleamos la ley de Raoult. Para ello, debemos conocer el número de moles de Na 2 CO 3 y de H 2 O en la disolución. Las s molares son: Na 2 CO 3 = 6 g/mol; H 2 O = 18 g/mol. moles Na2 CO 3 = moles H2 O = 80 g 6 g/mol moles Na 2 CO 3 = 0,76 moles 500 g 18 g/mol moles H 2 O = 27,78 moles
5 Por lo tanto, nos hace falta conocer la fracción molar del agua, para sustituir en la ley de Raoult. p= p 0 Χ H2 O p = 31,82 mmhg 27,78 moles 28,535 moles p = 30,98 mmhg b) Temperatura de ebullición. La temperatura de ebullición del agua pura es 0 ºC. T eb = K EBULLISCÓPICA m. Por lo tanto, habrá que hallar la molalidad. m= T- 0 = 0,52 1,52 T = 0,79 ºC moles soluto 0,76 moles m= m=1,52 m kg de disolvente 0,5 kg c) Temperatura de fusión. La temperatura de fusión del agua pura es 0 ºC T F = K CRIOSCÓPICA m. Por lo tanto, conociendo la molalidad del apartado anterior. 0 T = 1,52 1,86 T = - 2,83 ºC d) Presión osmótica. π = n R T 0,76 0, π= 0,53 π=35,63 atmósferas 9º. Se unen tres recipientes que contienen H2, con las siguientes características: RECIPIENTE A: 3-5 dam 3 de volumen y 2 5 atmósferas de presión. RECIPIENTE B: 3 24 moléculas y 4 atmósferas de presión. RECIPIENTE C: gramos de H2 y 20 litros de volumen. Hallar el volumen total, la presión final y la cantidad de gas. Temperatura 0 ºC. Debemos hallar el volumen y el número de moles que hay en cada recipiente. RECIPIENTE A. Conocemos el volumen la presión y la temperatura. Con la ecuación de los gases ideales, podemos despejar el número de moles. Debemos pasar el volumen a litros: 3-5 dam 3 6 dm 3 1 dam 3 1 l 1 dm3 30 litros. n= p R T n = 2,5 30 n = 3,35 moles 0, RECIPIENTE B: Conocemos el número de moléculas, con lo que podemos hallar el número de moles, la presión y la temperatura, por lo que podemos despejar el volumen: 3 24 moléculas 1 mol 6, moléculas 4,98 moles = n R T p = 4,98 0, = 27,87 litros RECIPIENTE C: Conocemos la del soluto, la temperatura y el volumen. Podemos hallar el número de moles. moles = H 2 Mm H2 moles = g 2 g/mol moles = 5 moles de H 2
6 El volumen total será la suma de los volúmenes de los tres recipientes. El número de moles total será la suma de los moles que hay en los tres recipientes. La presión total se hallará utilizando la ecuación de los gases ideales. olumen total = , ,87 litros moles totales = 3,35 + 4, ,33 moles p= n R T p = 13,33 0, ,87 p = 3,83 atmósferas
Materia: FÍSICA Y QUÍMICA Curso
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