GUÍA AVANZADA: 30 EJERCICIOS NIVEL EXAMEN
Resolución detallada paso a paso — Preparación Integral
Unidad 1: Estructura, Enlaces y Estequiometría Básica
1. Calcula la carga formal del átomo central de Oxígeno en la molécula de Ozono (O₃).
1. El O tiene 6 e- de valencia. Estructura: O=O-O.
2. Átomo central: tiene 1 enlace doble, 1 enlace simple y 1 par libre (2 e-).
3. CF = 6 - (2 no enlazantes + 3 enlaces) = +1.
2. Determina la geometría molecular del XeF₂ según TREPEV.
1. Xe tiene 8 e- valencia. F aporta 1 cada uno. Total pares: (8+2)/2 = 5 pares.
2. Geometría electrónica: Bipirámide trigonal.
3. Tiene 2 pares enlazantes y 3 pares libres. Los pares libres van al ecuador.
4. Geometría Molecular: Lineal (Ángulo 180°).
3. ¿Cuál es la hibridación del átomo de Boro en el BF₃?
1. B tiene 3 e- valencia. Forma 3 enlaces simples con F.
2. No tiene pares libres. Tiene 3 dominios electrónicos.
3. Hibridación: sp² (Geometría trigonal plana).
4. Ordena por radio atómico creciente: Mg, Ca, Sr.
1. Todos pertenecen al Grupo 2 (Alcalinotérreos).
2. El radio aumenta al bajar en el grupo porque se añaden niveles de energía.
3. Orden: Mg < Ca < Sr.
5. Calcula el número de moléculas en 18.0 g de agua (H₂O).
1. Masa molar H₂O = 18.0 g/mol.
2. Moles = 18.0 g / 18.0 g/mol = 1.0 mol.
3. Moléculas = 1.0 mol × 6.022×10²³ = 6.022×10²³ moléculas.
6. Identifica la fuerza intermolecular dominante en el HF.
1. El Flúor es extremadamente electronegativo y está unido directamente al Hidrógeno.
2. Esto genera un dipolo excepcionalmente fuerte.
3. Resultado: Puentes de Hidrógeno.
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7. Calcula la composición centesimal del Carbono en el Metano (CH₄).
1. Masa molar CH₄ = 12.0 + (4 × 1.0) = 16.0 g/mol.
2. %C = (12.0 / 16.0) × 100 = 75.0%.
8. Justifica por qué el NH₃ es una molécula polar pero el CH₄ es apolar.
1. CH₄ es tetraédrico perfecto; sus dipolos se anulan mutuamente.
2. NH₃ tiene geometría piramidal trigonal debido a un par de electrones libres.
3. La asimetría del NH₃ hace que los dipolos no se anulen, generando polaridad.
9. Convierte 3.01×10²² átomos de Hierro (Fe) a moles.
1. Moles (n) = Partículas / Número de Avogadro.
2. n = 3.01×10²² / 6.022×10²³ = 0.05 moles.
10. ¿Cuál elemento tiene mayor primera energía de ionización: Na o Cl?
1. La energía de ionización aumenta de izquierda a derecha en un periodo.
2. El Cloro está a la derecha, aferrándose más fuerte a sus electrones (mayor Z efectivo).
3. Resultado: Cloro (Cl).
Unidad 2: Gases, Soluciones y Estequiometría de Reacción
11. Un gas ocupa 2.0 L a 27°C. ¿Qué volumen ocupará a 127°C a presión constante?
1. Ley de Charles: V₁/T₁ = V₂/T₂. Convertir a Kelvin: T₁ = 300 K, T₂ = 400 K.
2. V₂ = (2.0 L × 400 K) / 300 K = 2.67 L.
12. Calcula la densidad del gas CO₂ a 2.0 atm y 298 K. (Masa molar CO₂ = 44.0 g/mol).
1. Ecuación: d = (P × MM) / (R × T).
2. d = (2.0 × 44.0) / (0.082 × 298) = 88.0 / 24.436 = 3.60 g/L.
13. En una mezcla de 2.0 mol de N₂ y 3.0 mol de H₂, ¿cuál es la presión parcial del N₂ si la Pt = 10.0 atm?
1. Fracción molar N₂ (X) = 2.0 / (2.0 + 3.0) = 0.4.
2. Ley de Dalton: P_parcial = X × Pt = 0.4 × 10.0 = 4.0 atm.
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14. Se disuelven 40.0 g de NaOH en agua hasta aforar 500 mL. Calcula la Molaridad.
1. Moles NaOH = 40.0 g / 40.0 g/mol = 1.0 mol.
2. Volumen en litros = 0.5 L.
3. Molaridad (M) = 1.0 mol / 0.5 L = 2.0 M.
15. Calcula la Normalidad de una solución 0.5 M de H₂SO₄.
1. Fórmula: N = M × equivalentes.
2. El ácido sulfúrico (H₂SO₄) libera 2 iones H+ (eq = 2).
3. N = 0.5 × 2 = 1.0 N.
16. ¿Cuántos mL de HCl 12.0 M se necesitan para preparar 100 mL de HCl 0.1 M?
1. Ecuación de dilución: C₁V₁ = C₂V₂.
2. 12.0 × V₁ = 0.1 × 100.
3. V₁ = 10 / 12.0 = 0.83 mL.
17. Reacción: 2H₂ + O₂ → 2H₂O. Si reaccionan 10.0 g de H₂ con exceso de O₂, ¿cuánta agua se forma?
1. Moles H₂ = 10.0 g / 2.0 g/mol = 5.0 moles.
2. Estequiometría: 2 moles H₂ producen 2 moles H₂O (relación 1:1).
3. Masa H₂O = 5.0 mol × 18.0 g/mol = 90.0 g.
18. Reactivo limitante: 4.0 mol de A reaccionan con 2.0 mol de B. Reacción: A + 2B → C.
1. Relación estequiométrica: 1 mol A requiere 2 mol B.
2. Para 4.0 mol A se necesitan 8.0 mol B (solo hay 2.0 mol, por lo que falta B).
3. El Reactivo B se agota primero.
19. Calcula el porcentaje de rendimiento si el valor teórico es 50.0 g y se obtienen 45.0 g.
1. Rendimiento % = (Rendimiento Real / Rendimiento Teórico) × 100.
2. % = (45.0 / 50.0) × 100 = 90.0%.
20. ¿Cuál es el % m/m de una solución con 20.0 g de soluto disueltos en 80.0 g de solvente?
1. Masa total de la solución = 20.0 g + 80.0 g = 100.0 g.
2. % m/m = (20.0 g / 100.0 g) × 100 = 20.0%.
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Unidad 3: Cinética, Equilibrio y Ácido-Base
21. Para N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g), Kc = 0.5. Si [N₂]=1, [H₂]=1 y [NH₃]=2, ¿está en equilibrio?
1. Cociente de reacción Q = [NH₃]² / ([N₂][H₂]³).
2. Q = 2² / (1 × 1³) = 4.
3. Como Q (4) > Kc (0.5), el sistema se desplaza hacia los Reactivos.
22. ¿Hacia dónde se desplaza el equilibrio PCl₅(g) ⇌ PCl₃(g) + Cl₂(g) si se aumenta la presión total?
1. Aumentar la presión desplaza el sistema hacia donde hay MENOS moles de gas.
2. Reactivos: 1 mol. Productos: 2 moles.
3. El equilibrio se desplaza hacia los Reactivos (Izquierda).
23. Calcula el pH de una solución de HCl 0.001 M.
1. HCl es un ácido fuerte; disociación completa: [H+] = 1.0×10&supmin;³ M.
2. pH = -log(10&supmin;³) = 3.0.
24. Calcula el pH de una solución de NaOH 0.01 M.
1. NaOH es base fuerte: [OH-] = 1.0×10&supmin;² M. pOH = -log(10&supmin;²) = 2.0.
2. pH = 14.0 - pOH = 14.0 - 2.0 = 12.0.
25. Un ácido débil HA tiene Ka = 1.0×10&supmin;&sup5;. Calcula el pH de una solución 0.1 M.
1. Aproximación: [H+] = √(Ka × C) = √(1.0×10&supmin;&sup5; × 0.1) = 1.0×10&supmin;³ M.
2. pH = -log(1.0×10&supmin;³) = 3.0.
26. Identifica la base conjugada del ácido sulfúrico (H₂SO₄).
1. La base conjugada se obtiene quitando un protón (H+) al ácido.
2. H₂SO₄ - H+ → HSO₄&supmin; (ión hidrógenosulfato).
27. Calcula la constante Kp si Kc = 2.0 para la reacción: A(g) ⇌ 2B(g) a 300 K.
1. Kp = Kc(RT)^Δn. Δn = (moles productos) - (moles reactivos) = 2 - 1 = 1.
2. Kp = 2.0 × (0.082 × 300)¹ = 2.0 × 24.6 = 49.2.
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28. En una titulación, 20.0 mL de NaOH se neutralizan con 10.0 mL de HCl 1.0 M. ¿Cuál es la concentración
del NaOH?
1. Ecuación de neutralización (1:1): Ma × Va = Mb × Vb.
2. 1.0 M × 10.0 mL = Mb × 20.0 mL.
3. Mb = 10.0 / 20.0 = 0.5 M.
29. Si pOH = 5.5, ¿la solución es ácida, básica o neutra?
1. Calculamos el pH: pH + pOH = 14 → pH = 14 - 5.5 = 8.5.
2. Como el pH > 7, la solución es Básica.
30. Calcula [H+] si el pH de una muestra es 4.70.
1. Fórmula: [H+] = 10^(-pH).
2. [H+] = 10^(-4.70) = 2.0×10&supmin;&sup5; M.
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