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Exámenes 2º Bachillerato

Estructura Atómica – Modelos Atómicos – Sistema periódico

Estructura Atómica – Modelos Atómicos – Sistema Periódico

Examen de Estructura Atómica – Modelos Atómicos – Sistema Periódico I

• ¿Qué experimento permitió a Rutherford proponer su modelo atómico?
• Según Rutherford, la mayor parte del volumen del átomo es…..
• ……..

Exámen nº1

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2ºB Estructura Atómica-Modelos-Tabla Periódica I

Preguntas Teóricas tipo test, y Ejercicios sobre La Estructura de la materia, los Modelos Atómicos y el Sistema Periódico

1 / 10

1. ¿Qué experimento permitió a Rutherford proponer su modelo atómico?

A) Descarga eléctrica en gases

B) Espectros de emisión

C) Dispersión de partículas α en lámina de oro

D) Efecto fotoeléctrico

El experimento que permitió a Rutherford proponer su modelo atómico fue el experimento de dispersión de partículas alfa sobre una fina lámina de oro, conocido como experimento de la lámina de oro o experimento de Geiger-Marsden.

En el experimento:

• Se bombardearon partículas alfa contra una lámina muy fina de oro.
• La mayoría de las partículas atravesaron la lámina sin desviarse.
• Algunas se desviaron ligeramente.
• Un número muy pequeño sufrió desviaciones muy grandes e incluso rebotó.

Estos resultados llevaron a Rutherford a concluir que el átomo está formado principalmente por espacio vacío y que casi toda su masa y carga positiva están concentradas en una región central muy pequeña y densa: el núcleo atómico.

El experimento fue realizado por Hans Geiger y Ernest Marsden bajo la dirección de Rutherford, y sus resultados llevaron a Rutherford a proponer su modelo nuclear en 1911.

Respuesta: el experimento de la lámina de oro (Geiger-Marsden).

Correcta C

2 / 10

2. Según Rutherford, la mayor parte del volumen del átomo es:

A) Núcleo

B) Carga positiva difusa

C) Vacío

D) Electrones

La respuesta correcta es: espacio vacío.

Según el modelo atómico de Rutherford, el átomo está constituido principalmente por espacio vacío, ya que el núcleo ocupa una región extremadamente pequeña en comparación con el tamaño total del átomo.

• Núcleo: muy pequeño, denso y con carga positiva.
• Espacio alrededor del núcleo: constituye prácticamente todo el volumen del átomo.
• Electrones: se encuentran alrededor del núcleo.

Respuesta: espacio vacío.

Correcta C

3 / 10

3. ¿Qué problema fundamental presenta el modelo de Rutherford según la física clásica?

A) No explica los espectros

B) No incluye neutrones

C) Los electrones deberían caer al núcleo

D) No explica la masa atómica

El problema fundamental del modelo de Rutherford es que, según la física clásica, el átomo sería inestable.

En el modelo de Rutherford, los electrones se mueven alrededor del núcleo. Pero un electrón en movimiento acelerado debería emitir radiación electromagnética, perdiendo energía continuamente.

Como consecuencia:

• el electrón perdería energía;
• su órbita se iría haciendo cada vez más pequeña;
• acabaría cayendo sobre el núcleo;
• el átomo sería inestable.

Además, el modelo no podía explicar correctamente los espectros atómicos, que muestran que los átomos emiten y absorben energía en valores discretos.

Respuesta: según la física clásica, los electrones deberían perder energía por radiación y terminar cayendo sobre el núcleo, por lo que el átomo sería inestable.

Correcta C

4 / 10

4. ¿Qué modelo introdujo niveles de energía cuantizados?

A) Dalton

B) Thomson

C) Rutherford

D) Bohr

La respuesta correcta es: el modelo atómico de Bohr.

El modelo de Bohr, propuesto en 1913, introdujo la idea de que los electrones solo pueden ocupar determinados niveles de energía cuantizados.

Esto significa que el electrón no puede tener cualquier valor de energía, sino únicamente ciertos valores permitidos. Cuando un electrón pasa de un nivel energético a otro, absorbe o emite una cantidad determinada de energía.

Respuesta: modelo atómico de Bohr.

Correcta D

5 / 10

5. En el modelo de Bohr, el momento angular del electrón es:

A) Continuo

B) Cero

C) Cuantizado

D) Infinito

En el modelo atómico de Bohr, el momento angular del electrón está cuantizado. Solo puede tomar determinados valores:

L = n · h / 2π

donde:

• L = momento angular del electrón.
• n = número cuántico principal, con valores n = 1, 2, 3, …
• h = constante de Planck.

Por tanto, el momento angular no puede tener cualquier valor, sino únicamente múltiplos enteros de h/2π.

Respuesta: el momento angular del electrón está cuantizado y cumple L = n · h / 2π.

Correcta C

6 / 10

6. ¿Para qué átomo funciona correctamente el modelo de Bohr?

A) Todos los átomos

B) Átomos polielectrónicos

C) Átomos de un solo Electrón

D) Metales alcalinos

La respuesta correcta es: para el átomo de hidrógeno y, en general, para especies hidrogenoides con un solo electrón.

El modelo de Bohr funciona correctamente para sistemas que tienen un único electrón, como:

• H → hidrógeno, con 1 electrón.
• He⁺ → ion helio, con 1 electrón.
• Li²⁺ → ion litio, con 1 electrón.

En estos sistemas, el modelo puede explicar adecuadamente los niveles de energía y los espectros de emisión.

Para átomos con varios electrones, como el helio neutro o el carbono, el modelo de Bohr no describe correctamente todas las interacciones entre electrones.

Respuesta: el modelo de Bohr funciona correctamente para el hidrógeno y otras especies hidrogenoides de un solo electrón.

Correcta C

7 / 10

7. La energía de un electrón en el átomo de hidrógeno viene dada por:

A) 𝐸 = − 13 , 6 𝑛

B) E = −13,6 / n²

C) E = 13,6 n²

D) E = −13,6 n²

(respuesta en html)

La energía de un electrón en el átomo de hidrógeno viene dada por:

E_n = −13,6 / n² eV

donde:

• E_n = energía del electrón en el nivel energético n.
• n = número cuántico principal, con valores n = 1, 2, 3, …

También puede expresarse en julios como:

E_n = −2,18 × 10⁻¹⁸ / n² J

El signo negativo indica que el electrón se encuentra en un estado ligado al núcleo.

Correcta B

8 / 10

8. ¿Qué representa el estado fundamental del átomo de hidrógeno?

A) n = 0

B) n = 1

C) n = 2

D) n = ∞

El estado fundamental del átomo de hidrógeno es el estado de menor energía que puede ocupar su electrón.

En el modelo de Bohr corresponde al nivel energético:

n = 1

La energía del electrón en este estado es:

E₁ = −13,6 eV

Esto significa que el electrón se encuentra en el nivel energético más bajo posible y está fuertemente ligado al núcleo.

Para pasar a un nivel superior, el electrón debe absorber energía. Si vuelve a un nivel inferior, emite energía en forma de radiación electromagnética.

Respuesta: el estado fundamental representa el estado de mínima energía del átomo de hidrógeno, con el electrón en el nivel n = 1.

Correcta B

9 / 10

9. La emisión de un fotón ocurre cuando el electrón:

A) Aumenta su energía

B) Permanece estable

C) Salta a un nivel superior

D) Salta a un nivel inferior

La respuesta correcta es: cuando el electrón pasa de un nivel energético superior a otro inferior.

Durante esta transición, el átomo libera la diferencia de energía entre ambos niveles en forma de un fotón:

ΔE = E_inicial − E_final = hν

Por tanto, el electrón emite un fotón al pasar de un nivel de mayor energía a otro de menor energía.

Correcta D

10 / 10

10. ¿Qué explica correctamente el modelo de Bohr?

A) Enlace químico

B) Estructura del núcleo

C) Espectro del hidrógeno

D) Efecto Zeeman

¿Qué explica correctamente el modelo de Bohr?

El modelo de Bohr explica correctamente los espectros de emisión del átomo de hidrógeno, al establecer que el electrón solo puede ocupar determinados niveles de energía cuantizados.

Cuando el electrón pasa de un nivel energético a otro, absorbe o emite una cantidad definida de energía:

ΔE = hν

Esto permite explicar las líneas espectrales del hidrógeno.

Respuesta: el modelo de Bohr explica los niveles energéticos cuantizados y el espectro de emisión del hidrógeno.

Correcta C

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Examen de Estructura Atómica – Modelos Atómicos – Sistema Periódico II

• ¿Qué modelo explica mejor los espectros de átomos polielectrónicos?
• ¿Qué científico formuló la ecuación fundamental del modelo cuántico?

Examen nº2

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2ºB Estructura Atómica-Modelos-Tabla Periódica II

Preguntas Teóricas tipo test, y Ejercicios sobre La Estructura de la materia, los Modelos Atómicos y el Sistema Periódico

1 / 10

1. ¿Qué modelo explica mejor los espectros de átomos polielectrónicos?

A) Bohr

B) Rutherford

C) Mecánico-cuántico

D) Thomson

La respuesta correcta es: el modelo mecánico-cuántico o modelo atómico actual.

Este modelo explica mejor los espectros de los átomos polielectrónicos porque tiene en cuenta:

• La existencia de orbitales atómicos.
• Los diferentes niveles y subniveles de energía.
• La interacción entre los distintos electrones.
• El efecto de la carga nuclear efectiva y el apantallamiento.

El modelo de Bohr funciona adecuadamente para el hidrógeno y especies hidrogenoides, pero no describe correctamente los átomos con varios electrones.

Respuesta: el modelo mecánico-cuántico.

Correcta C

2 / 10

2. ¿Qué científico formuló la ecuación fundamental del modelo cuántico?

A) Bohr

B) Heisenberg

C) Schrödinger

D) Pauli

La respuesta correcta es: Erwin Schrödinger.

En 1926, Schrödinger formuló la ecuación de Schrödinger, que constituye una de las bases fundamentales de la mecánica cuántica. Esta ecuación permite describir matemáticamente el comportamiento del electrón en el átomo y determinar los estados de energía permitidos.

A diferencia del modelo de Bohr, el modelo mecánico-cuántico no considera que el electrón se mueva en órbitas definidas. En su lugar, describe la probabilidad de encontrarlo en determinadas regiones del espacio, denominadas orbitales atómicos.

Respuesta: Erwin Schrödinger.

Correcta C

3 / 10

3. El modelo cuántico se basa principalmente en:

A) Leyes clásicas

B) Probabilidad

C) Trayectorias fijas

D) Cargas continuas

La respuesta correcta es: la descripción probabilística del comportamiento de los electrones mediante funciones de onda y orbitales atómicos.

El modelo mecánico-cuántico no considera que los electrones se desplacen alrededor del núcleo siguiendo órbitas definidas, como proponía el modelo de Bohr. En su lugar, utiliza la mecánica cuántica para describir la probabilidad de encontrar un electrón en una determinada región del espacio.

La función de onda, obtenida mediante la ecuación de Schrödinger, permite determinar los orbitales atómicos, que son regiones donde existe una alta probabilidad de encontrar al electrón.

Además, el modelo incorpora principios fundamentales como el principio de incertidumbre de Heisenberg, que establece límites a la precisión con la que pueden conocerse simultáneamente determinadas magnitudes, como la posición y el momento del electrón.

Respuesta: el modelo cuántico se basa principalmente en la naturaleza probabilística del electrón y en la descripción de sus estados mediante funciones de onda y orbitales atómicos.

Correcta B

4 / 10

4. ¿Cuántos orbitales hay en un subnivel p?

A) 1

B) 2

C) 3

D) 6

Un subnivel p contiene 3 orbitales: pₓ, pᵧ y p_z.

Los tres orbitales tienen la misma energía cuando no existe un campo externo que los diferencie, pero están orientados en distintas direcciones del espacio.
Cada orbital puede alojar un máximo de 2 electrones, por lo que el subnivel p puede contener como máximo 6 electrones.

Respuesta: 3 orbitales.

Correcta C

5 / 10

5. El número cuántico azimutal indica:

A) Energía

B) Orientación

C) Forma del orbital

D) Spin

El número cuántico azimutal, representado por l, indica el subnivel de energía y la forma del orbital en el que se encuentra el electrón.

Sus valores dependen del número cuántico principal y determinan los distintos tipos de subnivel:

• l = 0 → subnivel s
• l = 1 → subnivel p
• l = 2 → subnivel d
• l = 3 → subnivel f

Por ejemplo, si l = 1, el electrón pertenece a un subnivel p.

Respuesta: el número cuántico azimutal indica el subnivel energético y la forma del orbital.

Correcta C

6 / 10

6. ¿Qué número cuántico determina el nivel energético?

A) l

B) m

C) s

D) n

El número cuántico que determina principalmente el nivel energético del electrón es el número cuántico principal, representado por n.

El número cuántico principal puede tomar valores enteros positivos:

n = 1, 2, 3, 4, …

Cada valor de n corresponde a un nivel energético o capa electrónica. Cuanto mayor es el valor de n, mayor es, en general, la energía del electrón y mayor es su distancia media al núcleo.

Por ejemplo:

• n = 1 → primer nivel energético.
• n = 2 → segundo nivel energético.
• n = 3 → tercer nivel energético.

Respuesta: el número cuántico principal (n).

Correcta D

$n$

determina energía y tamaño del orbital

7 / 10

7. El principio de incertidumbre establece que no se puede conocer simultáneamente:

A) Masa y carga

B) Energía y tiempo

C) Posición y velocidad

D) Radio y energía

La respuesta correcta es: la posición y el momento lineal de una partícula con precisión ilimitada.

El principio de incertidumbre de Heisenberg establece que existe un límite fundamental para conocer simultáneamente la posición y el momento lineal de una partícula, como el electrón.

Matemáticamente:

Δx · Δp ≥ ℏ/2

donde:

• Δx = incertidumbre en la posición.
• Δp = incertidumbre en el momento lineal.
• ℏ = constante de Planck reducida.

Esto no se debe a una limitación de los instrumentos de medida, sino que es una propiedad fundamental de la naturaleza cuántica.

Respuesta: la posición y el momento lineal del electrón con precisión ilimitada.

Correcta C

8 / 10

8. ¿Qué representa un orbital atómico?

A) Trayectoria del electrón

B) Región más probable de encontrar al electrón

C) Nivel energético

D) Capa electrónica

Un orbital atómico representa una región del espacio alrededor del núcleo en la que existe una alta probabilidad de encontrar un electrón con determinados valores de energía.

No debe confundirse con una órbita clásica: en el modelo mecánico-cuántico no se puede determinar una trayectoria definida del electrón.

Cada orbital está caracterizado por determinados números cuánticos y puede alojar como máximo dos electrones, que deben tener espines opuestos.

Por ejemplo, los orbitales del subnivel p tienen formas y orientaciones determinadas: pₓ, pᵧ y pᵤ.

Respuesta: un orbital atómico representa una región del espacio donde existe una alta probabilidad de encontrar un electrón.

Correcta B

9 / 10

9. ¿Qué modelo sustituye a las órbitas por orbitales?

A) Rutherford

B) Bohr

C) Modelo cuántico

D) Thomson

La respuesta correcta es: el modelo mecánico-cuántico o modelo atómico actual.

Este modelo sustituye las órbitas definidas del modelo de Bohr por orbitales atómicos, que son regiones del espacio donde existe una determinada probabilidad de encontrar al electrón.

La diferencia fundamental es que el electrón ya no se describe como una partícula que sigue una trayectoria concreta alrededor del núcleo. Su comportamiento se describe mediante la mecánica cuántica y una función de onda, a partir de la cual se determina la probabilidad de encontrarlo en distintas regiones del espacio.

Respuesta: el modelo mecánico-cuántico, que sustituye las órbitas por orbitales atómicos.

Correcta C

10 / 10

10. ¿Qué científico introdujo la dualidad onda-partícula del electrón?

A) Bohr

B) Planck

C) De Broglie

D) Heisenberg

La respuesta correcta es: Louis de Broglie.

En 1924, Louis de Broglie propuso que las partículas materiales, incluido el electrón, presentan una dualidad onda-partícula. Es decir, el electrón puede mostrar propiedades propias de una partícula, pero también comportarse como una onda.

Esta idea fue fundamental para el desarrollo del modelo mecánico-cuántico, ya que permitió interpretar al electrón mediante propiedades ondulatorias y condujo posteriormente a su descripción mediante una función de onda.

Respuesta: Louis de Broglie.

Correcta C

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Examen de Estructura Atómica – Modelos Atómicos – Sistema Periódico III

• ¿Qué limitación fundamental presenta el modelo de Bohr?
• ¿Qué científico formuló la ecuación fundamental del modelo cuántico?
• El salto de un electrón de n = 3 a n = 2 produce:
• La serie de Balmer corresponde a transiciones hacia:
• ¿Qué ocurre cuando n → ∞ en el átomo de hidrógeno?
• ………

Examen nº3

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Examen de Estructura Atómica – Modelos Atómicos – Sistema Periódico IV

• ¿Qué magnitud describe la función de onda ψ²?
• El principio de incertidumbre implica que:
• ¿Cuál de los siguientes subniveles no existe?
• ¿Qué modelo explica el efecto Zeeman?
• ¿Cuál es el valor máximo de l para n = 4?
• ………

Examen nº4

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Examen de Estructura Atómica – Modelos Atómicos – Sistema Periódico V

• Al avanzar de izquierda a derecha en un mismo período de la tabla periódica, el radio atómico generalmente:
• Cuántos valores posibles tiene m para l = 2?
• ¿Cuál es la causa de los espectros discontinuos?
• ¿Qué transición corresponde a la serie de Lyman?
• ¿Qué modelo atómico introduce el neutrón?
• ………

Examen nº5

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Examen de Estructura Atómica – Modelos Atómicos – Sistema Periódico VI

• La carga nuclear efectiva se define como:
• ¿Qué especie tiene mayor radio iónico?
• La energía de ionización se define como:
• La afinidad electrónica mide:
• Al descender en un mismo grupo de la tabla periódica, el radio atómico:
• ………

Examen nº6

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ENLACE QUÍMICO

Autoexámenes de enlace químico EBAU 2º de Bachillerato con ejercicios y preguntas tipo examen sobre enlace iónico, covalente y metálico, estructuras de Lewis, geometría molecular (TRPECV), polaridad, hibridación y fuerzas intermoleculares, efecto fotoeléctrico. Material ideal para preparar la EBAU de Química, practicar contenidos clave, auto evaluarse y mejorar la resolución de problemas habituales en los exámenes oficiales de 2º de Bachillerato

Examen de Enlace Químico I

• ¿Qué describe correctamente la formación del enlace iónico en el cloruro de sodio, NaCl?
• ¿Cuál de los siguientes enlaces presenta mayor polaridad?
• ¿Cuál es la estructura de Lewis más adecuada para CO₂?
• ¿Qué geometría molecular presenta CH₄?
• ¿Cuál es la geometría molecular de NH₃?
• ………

Examen nº1

2ºB Enlace Químico I

Exámenes, con ejercicios teóricos, y problemas sobre el temario completo de Enlace Químico de 2º de Bachillerato

1 / 10

1. ¿Qué caracteriza principalmente la formación de un enlace iónico?

A) Compartición equitativa de electrones

B) Compartición desigual de electrones

C) Transferencia de electrones y atracción electrostática

D) Superposición de orbitales d

El enlace iónico se caracteriza por la atracción electrostática entre iones de cargas opuestas: cationes positivos y aniones negativos.
En el modelo básico de formación de compuestos iónicos, un átomo metálico cede electrones y forma un catión, mientras que un átomo no metálico los acepta y forma un anión.

Por ejemplo, en el cloruro de sodio (NaCl):

El sodio pierde un electrón:
Na → Na⁺ + e⁻

El cloro acepta un electrón:
Cl + e⁻ → Cl⁻

Los iones resultantes presentan cargas opuestas y se atraen electrostáticamente.

La neutralidad eléctrica se cumple porque:
(+1) + (−1) = 0

Esta atracción mantiene unidos los iones en una red cristalina.
Por tanto, aunque la transferencia de electrones permite explicar la formación de los iones, la característica fundamental del enlace iónico es la atracción electrostática entre ellos.

Correcta C

2 / 10

2. ¿Qué factor favorece más un enlace iónico entre dos elementos?

A) Electronegatividades muy similares entre ambos elementos

B) Diferencia de electronegatividad grande

C) Energía de ionización muy elevada en el metal

D) Escasa tendencia del no metal a aceptar electrones

El carácter iónico de un enlace químico se favorece, generalmente, cuando existe una gran diferencia de electronegatividad entre los elementos que intervienen.

La electronegatividad es la capacidad de un átomo para atraer los electrones de un enlace químico.

Cuando un metal presenta una electronegatividad baja y un no metal presenta una electronegatividad elevada, se favorece la formación de iones de cargas opuestas, que se mantienen unidos mediante atracción electrostática.

La diferencia de electronegatividad se calcula mediante:
Δχ = |χ₁ − χ₂|

Por ejemplo, para el cloruro de sodio (NaCl), utilizando la escala de Pauling:
- Electronegatividad del sodio: 0,93.
- Electronegatividad del cloro: 3,16.

Calculamos:
Δχ = |3,16 − 0,93| = 2,23

Esta diferencia elevada es característica de un enlace con importante carácter iónico.

Sin embargo, la diferencia de electronegatividad es un criterio orientativo, no una condición absoluta.

La estabilidad de un compuesto iónico también depende de factores energéticos como la energía de ionización, la afinidad electrónica y la energía reticular.
Por tanto, una diferencia elevada de electronegatividad favorece generalmente un mayor carácter iónico.

Respuesta correcta: B) Diferencia de electronegatividad grande.

3 / 10

3. ¿Qué se entiende por energía reticular de formación de un sólido iónico?

A) Energía necesaria para fundirlo

B) Energía liberada al formar iones gaseosos separados

C) Energía liberada al formar 1 mol de cristal iónico desde iones gaseosos

D) Energía absorbida al hidratar iones

La energía reticular es una magnitud relacionada con la estabilidad de los sólidos iónicos y con las fuerzas de atracción electrostática que mantienen unidos sus iones en una red cristalina.

Cuando los iones gaseosos de cargas opuestas se aproximan y forman un sólido iónico cristalino, se libera energía debido a las interacciones electrostáticas atractivas.

Por ejemplo, para el cloruro de sodio:
Na⁺(g) + Cl⁻(g) → NaCl(s)

La formación de la red cristalina a partir de los iones gaseosos separados es un proceso exotérmico.

Por tanto:
ΔH_reticular (formación) < 0

Para el NaCl, el valor aproximado de la entalpía reticular de formación es: ΔH_reticular (disociación) ≈ +787 kJ·mol⁻¹

Esto significa que, al formar un mol de NaCl sólido a partir de sus iones gaseosos separados, se liberan aproximadamente 787 kJ.
También puede definirse la energía reticular considerando el proceso inverso, es decir, la separación del sólido en iones gaseosos:

NaCl(s) → Na⁺(g) + Cl⁻(g)

En este caso es necesario aportar energía:  ΔH_reticular (disociación) ≈ +787 kJ·mol⁻¹

Por tanto, ambas definiciones describen procesos inversos y presentan signos opuestos.

La magnitud de la energía reticular depende principalmente de las cargas de los iones y de las distancias entre ellos. En general, cuanto mayores son las cargas iónicas y menores las distancias interiónicas, más intensa es la atracción electrostática y mayor es la magnitud de la energía reticular.

Respuesta correcta: C) Energía liberada al formar 1 mol de cristal iónico desde iones gaseosos.

4 / 10

4. ¿En qué condiciones aumenta, generalmente, la magnitud de la energía reticular de un sólido iónico?

A) Disminuyen las cargas iónicas y aumentan los radios iónicos

B) Aumentan las cargas iónicas y disminuyen los radios iónicos

C) Disminuyen las cargas iónicas y los radios permanecen constantes

D) Aumentan los radios iónicos y las cargas permanecen constantes

La magnitud de la energía reticular de un sólido iónico depende principalmente de las cargas eléctricas de los iones y de la distancia que los separa en la red cristalina.

Cuanto mayores sean las cargas de los iones y menor sea la distancia entre ellos, más intensa será la atracción electrostática y mayor será la magnitud de la energía reticular.

Esta relación puede explicarse mediante la ley de Coulomb y, de forma aproximada, mediante la expresión: |U_ret| ∝ |q₊ · q₋| / r

Donde:
- |U_ret|: magnitud de la energía reticular.
- q₊: carga eléctrica del catión.
- q₋: carga eléctrica del anión.
- r: distancia entre los centros de los iones.

De esta relación se deduce que:
1. Si aumenta el producto de las magnitudes de las cargas iónicas, aumenta la intensidad de la atracción electrostática.
2. Si disminuyen los radios iónicos, generalmente disminuye la distancia entre los centros de los iones y aumenta la atracción electrostática.

Por ejemplo, el óxido de magnesio (MgO), formado por Mg²⁺ y O²⁻, presenta una energía reticular de separación considerablemente mayor que el cloruro de sodio (NaCl), formado por Na⁺ y Cl⁻.

En el NaCl: |(+1) × (−1)| = 1

En el MgO: |(+2) × (−2)| = 4

Además, la distancia entre los iones vecinos en el MgO es menor que en el NaCl.
Por tanto, ambos factores favorecen una mayor magnitud de la energía reticular del MgO.

Es importante recordar que, cuando se expresa la energía reticular como entalpía de formación de la red cristalina, su valor es negativo y se hace más negativo al aumentar la estabilidad electrostática. Por eso resulta más preciso hablar de la magnitud de la energía reticular.

Respuesta correcta: B) Aumenta la carga iónica y disminuye el radio.

5 / 10

5. Un enlace covalente se caracteriza por:

A) Transferencia completa de electrones

B) Atracción entre iones

C) Compartición de pares de electrones

D) “Mar de electrones”

El enlace covalente es un tipo de enlace químico que se caracteriza por la compartición de uno o varios pares de electrones entre átomos.

Se forma habitualmente entre átomos no metálicos, cuyos núcleos atraen los electrones compartidos, dando lugar a una unión química estable.

Según el número de pares de electrones compartidos, podemos distinguir:

• Enlace covalente sencillo: se comparte un par de electrones.

• Enlace covalente doble: se comparten dos pares de electrones.

• Enlace covalente triple: se comparten tres pares de electrones.

Por ejemplo, en la molécula de cloro (Cl₂), cada átomo de cloro tiene siete electrones de valencia.

Ambos átomos comparten un electrón cada uno, formando un par electrónico compartido: Cl–Cl

El número total de electrones de valencia de la molécula es: 7 + 7 = 14 electrones

De estos, dos electrones constituyen el par compartido que forma el enlace covalente sencillo. Los otros doce electrones se distribuyen en seis pares no enlazantes, tres alrededor de cada átomo.

Al contabilizar los electrones compartidos para ambos átomos, cada cloro completa su octeto:

6 electrones no enlazantes + 2 electrones compartidos = 8 electrones.

La compartición electrónica no tiene que ser necesariamente equitativa. Cuando los átomos presentan diferentes electronegatividades, el enlace puede ser covalente polar.

Por tanto, la característica fundamental del enlace covalente es la compartición de pares de electrones, independientemente de que esta sea equitativa o desigual.

Respuesta correcta: C) Compartición de pares de electrones.

6 / 10

6. Un enlace covalente polar ocurre cuando:

A) Los átomos tienen electronegatividades iguales y comparten los electrones equitativamente

B) Hay transferencia total de electrones.

C) Los electrones del enlace se comparten de forma desigual debido a una diferencia de electronegatividad

D) Ambos átomos son metales

Un enlace covalente polar se forma cuando dos átomos comparten electrones de manera desigual debido a una diferencia de electronegatividad.
El átomo más electronegativo atrae con mayor intensidad los electrones compartidos, originando una distribución desigual de la densidad electrónica.

Como consecuencia, aparecen cargas parciales:
- δ⁺: sobre el átomo menos electronegativo.
- δ⁻: sobre el átomo más electronegativo.

La diferencia de electronegatividad se calcula mediante: Δχ = |χ_A − χ_B|

Donde χ representa la electronegatividad de cada elemento.

Por ejemplo, en el enlace H–Cl, utilizando la escala de Pauling:
- Hidrógeno: χ = 2,20.
- Cloro: χ = 3,16.

Calculamos: Δχ = |3,16 − 2,20| = 0,96
Esta diferencia provoca que los electrones compartidos se encuentren, en promedio, más próximos al cloro.

La distribución de cargas parciales puede representarse como: H^δ+–Cl^δ−

El enlace sigue siendo covalente porque los electrones se comparten, pero es polar porque esa compartición no es equitativa.
Es importante recordar que no existe un valor universal de diferencia de electronegatividad que separe de manera absoluta los enlaces covalentes no polares, covalentes polares e iónicos.

Por tanto, la característica fundamental del enlace covalente polar es la compartición desigual de electrones entre átomos con diferente electronegatividad.

Respuesta correcta: C) La diferencia de electronegatividad es intermedia.

7 / 10

7. La polaridad molecular depende de:

A) Solo de la polaridad de enlaces

B) Solo de la geometría

C) Polaridad de los enlaces y geometría molecular (suma vectorial de los momentos dipolares)

D) Solo del número de enlaces

La polaridad de una molécula depende de la distribución de sus cargas eléctricas y de su geometría molecular.

En el modelo habitual de 2.º de Bachillerato, deben considerarse dos factores fundamentales:
1. La polaridad de los enlaces, relacionada con la diferencia de electronegatividad entre los átomos.
2. La geometría molecular, que determina cómo se orientan los momentos dipolares de los enlaces y si se refuerzan o se cancelan entre sí.

El momento dipolar molecular es una magnitud vectorial que permite expresar la separación entre las cargas positivas y negativas.

En el modelo de dipolos de enlace, el momento dipolar total se obtiene mediante la suma vectorial: μ∑_total = Σ_i μ∑_i

Donde:
- μ∑_total: momento dipolar total de la molécula.
- μ∑_i: momento dipolar asociado a cada enlace.

Si los momentos dipolares se cancelan completamente, la molécula es apolar.

Si la suma vectorial es distinta de cero, la molécula es polar.

Por ejemplo:
Dióxido de carbono (CO₂)

Su estructura es lineal: O=C=O

Los enlaces C=O son polares, pero sus momentos dipolares tienen igual magnitud y sentidos opuestos.
Por tanto: μ∑_total = 0⃗

El CO₂ es una molécula apolar, aunque contiene enlaces polares.

Agua (H₂O)
La molécula presenta una geometría angular, con un ángulo H–O–H de aproximadamente 104,5°.
Los enlaces O–H son polares y sus momentos dipolares no se cancelan debido a la geometría molecular.

Por tanto: μ∑_total ≠ 0⃗
El agua es una molécula polar.

Estos ejemplos demuestran que no basta con identificar si los enlaces son polares: también es necesario conocer su disposición espacial.

Respuesta correcta: C) Polaridad de enlaces y geometría (cancelación vectorial).

8 / 10

8. La teoría TRPECV (VSEPR) se basa en que:

A) Los átomos comparten electrones al azar

B) Los pares electrónicos de valencia se repelen y se disponen minimizando las repulsiones

C) Los enlaces son siempre lineales

D) Los pares libres no influyen

La teoría de repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia (TRPECV), conocida internacionalmente como VSEPR, permite predecir la geometría de numerosas moléculas a partir de la distribución de las regiones de densidad electrónica alrededor del átomo central.

Su principio fundamental establece que estas regiones electrónicas se repelen entre sí y tienden a disponerse espacialmente de manera que las repulsiones sean mínimas.

Para aplicar esta teoría se consideran tanto los pares de electrones enlazantes como los pares de electrones libres del átomo central.
Los enlaces dobles y triples se consideran, cada uno, una región de densidad electrónica.

Las repulsiones no tienen todas la misma intensidad. De forma general, se establece el siguiente orden:
Par libre–par libre > par libre–par enlazante > par enlazante–par enlazante.
Esto explica que los pares libres puedan modificar los ángulos de enlace y, por tanto, la geometría molecular.

Por ejemplo, según el número de regiones electrónicas alrededor del átomo central:
- Dos regiones: disposición lineal, con ángulo de 180°.
- Tres regiones: disposición trigonal plana, con ángulos ideales de 120°.
- Cuatro regiones: disposición tetraédrica, con ángulos ideales de aproximadamente 109,5°.

En el metano (CH₄), el carbono central presenta cuatro pares enlazantes y ningún par libre, por lo que su geometría molecular es tetraédrica, con ángulos H–C–H próximos a 109,5°.

En el agua (H₂O), el oxígeno presenta dos pares enlazantes y dos pares libres. Las mayores repulsiones asociadas a los pares libres contribuyen a que el ángulo H–O–H sea aproximadamente 104,5°.

Por tanto, la teoría TRPECV explica la disposición espacial de los átomos en función de las repulsiones entre las regiones electrónicas de valencia.

Respuesta correcta: B) Los pares electrónicos se repelen y se separan lo máximo posible.

9 / 10

9. ¿Cuál es la geometría molecular del CH₄ según la teoría TRPECV?

A) Trigonal plana

B) Tetraédrica

C) Piramidal trigonal

D) Angular

El metano (CH₄) es una molécula covalente formada por un átomo central de carbono unido a cuatro átomos de hidrógeno mediante enlaces covalentes sencillos.

Según la teoría de repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia (TRPECV), la geometría molecular depende de la disposición espacial de las regiones de densidad electrónica alrededor del átomo central.

Paso 1. Determinar los electrones de valencia
El carbono tiene 4 electrones de valencia y cada hidrógeno tiene 1.
Por tanto, el número total de electrones de valencia es:
4 + 4(1) = 8 electrones.
Estos ocho electrones forman cuatro pares enlazantes C–H.

Paso 2. Identificar las regiones electrónicas
Alrededor del carbono central existen:
- Cuatro pares enlazantes.
- Cero pares libres.
- Cuatro regiones de densidad electrónica.

Según la notación TRPECV, la molécula es de tipo AX₄, donde A representa el átomo central y X los átomos unidos a él.

Paso 3. Determinar la geometría molecular
Los cuatro pares enlazantes se repelen entre sí y se distribuyen espacialmente de manera que las repulsiones sean mínimas.
Esta disposición corresponde a una geometría tetraédrica, con el carbono en el centro y los cuatro hidrógenos orientados hacia los vértices de un tetraedro.

El ángulo ideal entre dos enlaces C–H es:

θ = arccos(−1/3) ≈ 109,47°

Por tanto, los ángulos H–C–H son aproximadamente 109,5°.

Como el carbono no presenta pares electrónicos libres, la geometría electrónica y la geometría molecular coinciden.

Paso 4. Relación entre geometría y polaridad
Aunque cada enlace C–H presenta una pequeña polaridad, los cuatro enlaces están distribuidos simétricamente.
Sus momentos dipolares se cancelan vectorialmente:

μ_total→=4∑i=0μ_i→=0→

Por tanto, el metano es una molécula apolar.

La geometría molecular correcta del CH₄ es tetraédrica.

Respuesta correcta: B) Tetraédrica.

10 / 10

10. ¿Por qué el ángulo H–O–H (~104,5°) es menor que 109,5°?

A) Por enlaces dobles

B) Porque los dos pares libres del oxígeno ejercen mayores repulsiones que los pares enlazantes

C) Por menor electronegatividad del oxígeno

D) Porque el agua es apolar

Según la teoría de repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia (TRPECV), las regiones electrónicas que rodean al átomo central se distribuyen espacialmente para minimizar las repulsiones entre ellas.

En la molécula de agua (H₂O), el oxígeno es el átomo central y presenta seis electrones de valencia. Cada hidrógeno aporta un electrón.

El número total de electrones de valencia es: 6 + 2(1) = 8 electrones.

Estos electrones se distribuyen en:
- Dos pares enlazantes, correspondientes a los dos enlaces O–H.
- Dos pares libres, situados sobre el átomo de oxígeno.

Por tanto, el oxígeno presenta cuatro regiones de densidad electrónica, correspondientes a una disposición electrónica tetraédrica de tipo AX₂E₂.

En una disposición tetraédrica ideal, el ángulo entre las regiones electrónicas es: θ = arccos(−1/3) ≈ 109,5°

Sin embargo, los pares libres ocupan, en el modelo TRPECV, una región espacial más extensa alrededor del átomo central y ejercen mayores repulsiones que los pares enlazantes.

El orden aproximado de intensidad de las repulsiones es:
Par libre–par libre > par libre–par enlazante > par enlazante–par enlazante.
Como consecuencia, los dos pares libres del oxígeno contribuyen a comprimir el ángulo formado por los dos enlaces O–H.

El ángulo experimental es aproximadamente: θ_H–O–H ≈ 104,5°

La diferencia respecto al ángulo tetraédrico ideal es: 109,5° − 104,5° = 5,0°.

La teoría TRPECV explica cualitativamente esta reducción, aunque no permite calcular por sí sola el valor exacto de 104,5°.

Por tanto, el agua presenta una geometría molecular angular, con un ángulo de enlace inferior al tetraédrico ideal debido a la influencia de los dos pares electrónicos libres del oxígeno.

Respuesta correcta: B) Por dos pares libres en el oxígeno que repelen más.

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Examen de Enlace Químico II

• ¿Cuál es la geometría molecular de SF₆?
• ¿Qué geometría molecular presenta XeF₄?
• ¿Cuál de las siguientes moléculas constituye una excepción a la regla del octeto porque el átomo central queda rodeado por menos de ocho electrones?
• ¿Cuál de las siguientes especies posee un número impar de electrones de valencia?
• En una estructura de Lewis representativa del ion nitrato, NO₃⁻, ¿qué carga formal presenta el nitrógeno central?
• ………

Examen nº2

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Examen de Enlace Químico III

• ¿Cuál es la fuerza intermolecular predominante entre moléculas de CH₄?
• ¿Qué interacción intermolecular característica se produce entre moléculas de H₂O?
• ¿Por qué NH₃ tiene un punto de ebullición mucho mayor que PH₃?
• ¿Por qué HF presenta un punto de ebullición superior al de HCl?
• ¿Por qué HF presenta un punto de ebullición superior al de HCl?
• ………

Examen nº 3

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Examen de Enlace Químico IV

• ¿Cuál de los siguientes sólidos iónicos debería presentar mayor energía reticular en valor absoluto?
• Dos iones separados una distancia r ejercen entre sí una fuerza electrostática F. Si la distancia pasa a ser 2r y las cargas no cambian, ¿cuál será aproximadamente la nueva fuerza?
• Si la distancia entre los iones fuese la misma, ¿cuántas veces mayor sería la atracción entre Mg²⁺ y O²⁻ que entre Na⁺ y F⁻?
• Se conocen las energías medias de enlace: Calcula aproximadamente ΔH para: H₂ + Cl₂ → 2 HCl
• Para formar NaCl(s) se conocen los siguientes datos…. ¿Cuál es la entalpía reticular de formación de NaCl(s), definida para: Na⁺(g) + Cl⁻(g) → NaCl(s)?
• ………

Examen nº4

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Examen de Enlace Químico V

• ¿Cuál de las siguientes especies presenta geometría lineal?
• ¿Cuál de las siguientes moléculas presenta geometría tetraédrica pero es polar?
• ¿Cuál es el orden de enlace medio C–O en el ion carbonato, CO₃²⁻?
• ¿Qué compuesto debería presentar mayor punto de fusión?
• ¿Cuál de las siguientes sustancias presenta principalmente fuerzas dipolo-dipolo entre sus moléculas, además de fuerzas de London?
• ………

Examen nº5

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Examen de Enlace Químico VI

• ¿Cuál de las siguientes especies presenta geometría trigonal plana?
• ¿Cuál de las siguientes especies presenta geometría piramidal trigonal?
• ¿Cuál de las siguientes especies presenta geometría angular?
• ¿Cuál de las siguientes afirmaciones sobre un enlace covalente doble es correcta?
• ¿Cuál de las siguientes afirmaciones sobre un enlace triple es correcta?
• …………..

Examen nº6

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TERMODINÁMICA

Conjunto de autoevaluaciones de termodinámica química para 2º de Bachillerato, diseñadas para practicar ejercicios y problemas tipo examen y EBAU con distintos niveles de dificultad. Incluyen cuestiones sobre energía interna, entalpía, entropía, espontaneidad de reacciones, leyes de la termodinámica y cálculos termoquímicos, ideales para repasar, afianzar conceptos clave y entrenar la resolución de problemas paso a paso. Un recurso perfecto para estudiantes que buscan, exámenes de termodinámica y material de preparación para exámenes finales, optimizado para un estudio eficaz y orientado al rendimiento académico.

Examen de Termodinámica I

• Criterio de espontaneidad a T y P constantes. Qué condición indica que un proceso es espontáneo a temperatura y presión constantes?
• Relación entre ΔG, ΔH y ΔS.
• Para una reacción con ΔH < 0 y ΔS > 0, el signo de ΔG será:
• Las unidades típicas de la entropía molar estándar  S°  , son:
• Relación de Clausius para cambio de entropía reversible. Para un proceso reversible, el cambio de entropía es:
• ………

Examen nº1

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2º Bachillerato Termodinámica Química I

Ejercicios Teóricos y Problemas sobre el Temario completo de 2º de Bachillerato de Termodinámica

1 / 10

1. Criterio de espontaneidad a T y P constantes

¿Qué condición indica que un proceso es espontáneo a temperatura y presión constantes?

A) ΔH < 0 siempre

B) ΔS > 0 siempre

C) ΔG < 0

D) ΔU < 0

1.- A T y P constantes, el potencial que “manda” es la energía libre de Gibbs  G

2.- La condición de espontaneidad es:

ΔG <  0⇒ Espontáneo

ΔG = 0 ⇒ Equilibrio

ΔG > 0 ⇒ No espontáneo

3.- Por tanto, la correcta es C

 

2 / 10

2. Relación entre ΔG, ΔH y ΔS

La relación general entre ΔG, ΔH y ΔS a T constante es:

A) ΔG = ΔH + TΔS

B) ΔG = ΔH − ΔS

C) ΔG = ΔH − TΔS

D) ΔG = TΔH − ΔS

1.- Definición termodinámica:    G=H−TS

2.- A T constante, al pasar a variaciones:  ΔG=ΔH−TΔS

3.- Correcta: C

3 / 10

3. Signo de ΔG si ΔH < 0 y  ΔS > 0

Para una reacción con ΔH < 0 y ΔS > 0, el signo de ΔG será:

A) Siempre positivo

B) Depende de la presión únicamente

C) Siempre cero

D) Siempre negativo

Usamos: ΔG = ΔH − TΔS

Si ΔH < 0 y ΔS > 0, entonces:  −TΔS ⇒ es negativo

Suma de negativo + negativo:  ΔG < 0

para cualquier T > 0

Correcta: D

 

4 / 10

4. Signo de ΔG si   ΔH > 0 y ΔS < 0 Para ΔH > 0 y ΔS < 0, la reacción será:

A) Espontánea a alta T

B) Espontánea a baja T

C) Nunca espontánea

D) Siempre en equilibrio

ΔG = ΔH − TΔS

Si ΔS < 0, entonces −TΔS es positivo

ΔH > 0 (positivo) + positivo ⇒ ΔG > 0 siempre

Correcta: C

5 / 10

5. Temperatura de cambio de espontaneidad (cuando ΔH y ΔS tienen mismo signo)

Si ΔH > 0 y ΔS > 0, la temperatura umbral para que sea espontánea es:

A) T < ΔH / ΔS

B) T > ΔH / ΔS

C) T = ΔH / ΔS

D) Siempre espontánea

Espontánea cuando ΔG < 0:

ΔH − TΔS < 0

Pasamos términos:  ΔH < TΔS

Como ΔS > 0, dividimos sin cambiar el signo: T > ΔH / ΔS

Correcta: B

6 / 10

6. Interpretación de ΔG = 0

Cuando ΔG = 0 a T y P constantes, el sistema está:

A) En proceso irreversible

B) En el máximo de energía

C) En equilibrio

D) En proceso espontáneo

Criterio de Gibbs:

ΔG < 0: avanza espontáneamente

ΔG = 0: equilibrio

ΔG > 0: no avanza

Correcta: C

7 / 10

7. Unidades correctas de entropía molar

Las unidades típicas de la entropía molar estándar  S°  , son:

$S^\circ$

 

A) J·mol⁻¹

B) J·K·mol⁻¹

C) J·mol⁻¹·K⁻¹

D) kJ·mol⁻²·K

Por definición:  dS = δqᵣₑᵥ / T

δq tiene unidades de J

T se mide en K

Por tanto:  S se mide en J/K

Si es entropía molar:  J·mol⁻¹·K⁻¹

Correcta: C

8 / 10

8. Relación de Clausius para cambio de entropía reversible

Para un proceso reversible, el cambio de entropía es:

A) ΔS = q / T

B) ΔS = w / T

C) ΔS = q · T

D) ΔS = qᵣₑᵥ / T

1.- Definición:   dS = δq_rev / T

2.- Integrando (si T constante):    ΔS = q_rev / T

3.- Correcta: D

9 / 10

9. Entropía del universo en proceso espontáneo

En un proceso espontáneo, se cumple:

A) ΔSᵤₙᵢᵥ = 0

B) ΔSₛᵢₛₜ < 0

C) ΔSᵤₙᵢᵥ > 0

D) ΔSᵤₙᵢᵥ < 0

Segunda ley:           ΔS_universo = ΔS_sistema + ΔS_entorno ≥ 0

En espontáneo: estrictamente  >0

$>0$ Correcta: C

10 / 10

10. Signo de ΔS del entorno para proceso exotérmico

Si el sistema libera calor , exotérmico ⇒  ΔSₛᵢₛₜ < 0 , a T Constante, entonces: ${ }_{}$

A) ΔSₑₙₜₒᵣₙₒ < 0

B) ΔSₑₙₜₒᵣₙₒ > 0

C) ΔSₑₙₜₒᵣₙₒ = 0

D) No puede determinarse

El entorno recibe ese calor:      q_ent = −q_sist > 0

A T constante:       ΔS_ent = q_ent / T

Si    q_ent > 0 ⇒  ΔS_ent > 0

Correcta: B

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Examen de Termodinámica II

• Interpretación de ΔH: La entalpía H , se relaciona con calor a presión constante porque:
• Cálculo de ΔH° de reacción. La forma correcta de calcular ΔHᵣₓₙ° , con entalpías de formación es:
• Cálculo de ΔS° de reacción. La expresión correcta para ΔSᵣₓₙ° es:
• Cociente de reacción Q y sentido de avance. Si Q < K , la reacción avanzará:
• Efecto de la temperatura en K (Van’t Hoff cualitativa). Para una reacción endotérmica, ΔH° > 0 , al aumentar T ⇒ K:
• ………….

Examen nº 2

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2º Bachillerato Termodinámica Química II

Ejercicios Teóricos y Problemas sobre el Temario completo de 2º de Bachillerato de Termodinámica

1 / 10

1. Interpretación de ΔH:  La entalpía  H ,  se relaciona con calor a presión constante porque:

A) qₚ = ΔU

B) qₚ = ΔG

C) qₚ = ΔH

D) qₚ = ΔS

1.- Primera ley:     $\Delta U=q+w$

2.- A presión constante con trabajo pV:   w = −pΔV

3.- Definimos H = U + pV ⇒ ΔH = ΔU + pΔV (si p cte)

4.- Sustituimos:

$\mathrm{\Delta }U=q_p-p\mathrm{\Delta }\mathrm{V\; \Rightarrow \; }$

 ⇒   ΔH = (q_p − pΔV) + pΔV = q_p

5.- Correcta: C

 

$\Delta U = q_p - p\Delta V$

 

2 / 10

2. Cálculo de ΔH° de reacción

La forma correcta de calcular  ΔHᵣₓₙ°  ,  con entalpías de formación es:

$\Delta H^\circ_\text{rxn}$

 

A) Σν reactivos − Σν productos

B) Σν productos − Σν reactivos

C) Σν enlaces rotos + Σν enlaces formados

D) Promedio de entalpías

1.- Por Hess con entalpías de formación:    ΔH_rxn^∘ = ∑νΔH_f^∘(productos) − ∑νΔH_f^∘(reactivos)

2.- Correcta: B

3 / 10

3. Qué vale ΔHf° de un elemento en estado estándar

La entalpía estándar de formación de un elemento en su estado estándar es:

A) Depende de la temperatura

B) Siempre positiva

C) No se define

D) 0

1.- Por convenio, la formación desde el propio estado estándar tiene variación nula:

ΔH_f^∘(elemento, estado estándar) = 0

2.- Correcta: D

4 / 10

4. Cálculo de ΔS° de reacción

La expresión correcta para  ΔSᵣₓₙ°   es:

$\Delta S^\circ_\text{rxn}$

 

A) Σν reactivos − Σν productos

B) Σν productos − Σν reactivos

C) ΔS° = ΔH° / T

D) ΔS° = 0 si hay gases

1.- Igual que con ΔH°, usando entropías molares estándar:

ΔS_rxn^∘ = ∑νS^∘(productos) − ∑νS^∘(reactivos)

2.- Correcta: B

5 / 10

5. Relación entre ΔG° y K

La relación correcta es:

A) ΔG° = RT ln K

B) ΔG° = −RTK

C) ΔG° = −RT ln K

D) ΔG° = −ln(RTK)

En equilibrio:  ΔG = 0

⇒ se define:  ΔG° = −RT ln K

Correcta: C

$\Delta G=0$

 

 

6 / 10

6. Si K > 1, entonces…  se cumple:

 

$K>1$

 

A) ΔG° > 0

B) ΔG° = 0

C) ΔG° ≤ 0

D) ΔG° < 0

ΔG° = −RT ln K

Si K > 1, entonces:  ln K > 0

Por tanto:  −RT ln K < 0

Correcta: D

$\ln K>0$

 

7 / 10

7. Si K = 1, entonces…

A) ΔG° < 0

B) ΔG° = 0

C) ΔG° > 0

D) No se puede saber

1.- ln1=0

2.- ΔG^∘ = −RT·0 = 0

3.- Correcta: B

8 / 10

8. Cociente de reacción Q y sentido de avance

Si  Q < K , la reacción avanzará: $Q$

 

A) Hacia reactivos

B) No avanza

C) Hacia productos

D) Da igual

Relación:  ΔG = RT ln(Q/K)

Si Q < K, entonces:  Q/K < 1

Por tanto:  ln(Q/K) < 0

Entonces:  ΔG < 0 ⇒  avanza espontáneamente hacia productos

Correcta: C

9 / 10

9. Expresión de ΔG en función de Q

La expresión correcta es:

A) ΔG = ΔG° − RT ln Q

B) ΔG = ΔG° + RT ln Q

C) ΔG = RT ln(ΔG° / Q)

D) ΔG = ln(Q) / RT

1.- Forma general:     ΔG = ΔG^∘ + RT ln Q

2.- En equilibrio:    Q = K y ΔG = 0 ⇒ ΔG^∘ = −RT ln K

3.-  Correcta: B

10 / 10

10. Efecto de la temperatura en K (Van’t Hoff cualitativa)

Para una reacción endotérmica,   ΔH° > 0 , al aumentar T ⇒ K:

A) Disminuye

B) No cambia

C) Aumenta

D) Se hace 1 siempre

Ecuación de Van’t Hoff (forma diferencial):   d(ln K) / dT = ΔH^∘ / (R·T²)

Si ΔH^∘ > 0, el lado derecho es > 0 ⇒ ln K crece con T

Por tanto K aumenta

$K$

Correcta: C

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Examen de Termodinámica III

• Efecto de la temperatura en K para exotérmica. Para una reacción exotérmica (ΔH∘ < 0), al aumentar T,  K:
• Energía libre estándar: que indica si ΔG° es muy negativa, significa que:
• Diferencia entre espontaneidad y rapidez. ¿Cuál afirmación es correcta?
• Tercer principio de la termodinámica. El tercer principio establece que:
• Interpretación de S° en sustancias puras. La entropía estándar S° , de una sustancia pura a 298 K es
• ………….

Examen nº3

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Examen de Termodinámica IV

• Para una reacción química a 298 K se conocen los siguientes datos: ΔH°= -120 kJ·mol⁻¹ y ΔS° = -200 mol⁻¹·K⁻¹ . ¿Cuál es el valor de ΔG° y la naturaleza del proceso a 298 K?
• Para una reacción química a 298 K, se conoce que:    ΔG∘ = −34,2 kJ·mol−1 . Calcula la constante de Equilibrio K. (Dato: R = 8,314 J·mol⁻¹·K⁻¹)
• Calcula ΔG° a 298 K. Datos: ΔHº=−85 kJ·mol⁻¹ y ΔSº=−120 J·mol⁻¹·K⁻¹ . T= 298 K
• Para una reacción: ΔH° = +40,0 kJ·mol⁻¹ y ΔS° = +120 J·mol⁻¹·K⁻¹ . ¿A partir de qué temperatura será espontánea (ΔG°<0)?
• A 298 K, para una reacción se tiene ΔG° = −5,70 kJ·mol⁻¹. Calcula K
• ……………..

Examen nº4

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Examen de Termodinámica V

• Un mol de gas ideal se expande isotérmicamente y reversiblemente a 298 K desde 2,00 L hasta 10,00 L. Calcula ΔS del gas
• En el problema anterior: n=1, T=298, V₁=2L, V₂=10L , ¿Cual es la ΔS del entorno?
• A 0º, el calor de fusión del hielo es 6,01 kJ·mol⁻¹. Calcula ΔSfus  a 273 K
• Se mezclan 1 mol de A y 1 mol de B, gases ideales, a T constante formando mezcla ideal. ¿El signo de ΔSmezcla?
• Ley de Hess: entalpía de reacción. 1.- C(s) + O2(g) → CO2(g) ΔH° = −393,5 kJ·mol⁻¹ . 2.- CO(g) + 1/2 O2(g) → CO2(g) ΔH° = −283,0 kJ·mol⁻¹ . Calcula: ΔHº para: C(s) + 1/2 O2(g) → CO(g)
• ………

Examen nº5

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Examen de Termodinámica VI

• ΔStotal y Espontaneidad . ΔSₛᵢₛₜₑₘₐ = −20 J·K⁻¹ y ΔSₑₙₜₒᵣₙₒ = +35 J·K⁻¹ . ¿Es espontáneo?
• Sabiendo que ΔH°f(O2) = 0,  ¿Cuál es ΔH°f  del elemento Cl₂(g) en su estado estándar?
• Una sustancia absorbe 2,50 kJ a 500 K de forma reversible. Calcula ΔS
• Si una reacción es endotérmica (ΔH°>0), ¿qué ocurre con K al aumentar la temperatura?
• Para: A + B → C: ΔG°f(A)= −20 kJ·mol⁻¹ , ΔG°f(B)= −10 kJ·mol⁻¹ , ΔG°f(C)= −50 kJ·mol⁻¹ . Calcula ΔG°rxn
• ………

Examen nº6

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CINÉTICA QUÍMICA

Examen de Cinética Química I

• ¿Qué estudia la cinética química?
• La velocidad media de reacción entre t1  y  t2 se define como…
• Para la reacción  aA → bB, la relación correcta de velocidad es….
• En una reacción, la velocidad suele disminuir con el tiempo porque…
• En la Ley de Velocidad   v = k[A]m[B]n , el orden global es…
• ……..

Examen nº1

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2ºB Cinética Química I

Conjunto de exámenes, con preguntas teóricas, 4 opciones de respuesta y 1 correcta. Problemas numéricos razonados paso a paso. Temario completo de Cinética Química de 2º. Completa el test para ver soluciones.

1 / 10

1. ¿Qué estudia la cinética química?

A) La energía liberada en una reacción (termodinámica)

B) La composición en el equilibrio químico (equilibrio)

C) La velocidad de reacción y su mecanismo (cómo ocurre)

D) La estructura electrónica de los átomos (química cuántica)

1.- La cinética se centra en “qué tan rápido” ocurre una reacción

2.- También analiza “cómo” ocurre: mecanismo y etapas elementales

3.- No trata de la energía global (termodinámica) ni del estado final de equilibrio, sino del camino y la rapidez

4.- Correcta C

2 / 10

2. La velocidad media de reacción entre t₁  y  t₂ se define como...

A) El cambio de concentración dividido entre el cambio de tiempo

B) El inverso de la concentración

C) El producto de concentración por tiempo

D) La concentración en el equilibrio

1.- “Velocidad media” = variación en un intervalo

2.- Si se sigue un reactivo  ⇒  v_media = -Δ[reactivo]/Δ_t

3.- Si se sigue un producto ⇒ v_media = +Δ[producto]/Δ_t

4.- El signo depende de si disminuye (reactivo) o aumenta (producto)

5.- Correcta A

3 / 10

3. Para la reacción  aA → bB, la relación correcta de velocidad es....

 

A) Δ[A]/Δt , siempre positiva

B) Δ[B]/Δt, sin coeficientes

C) v = −(1/a)·(Δ[A]/Δt) = (1/b)·(Δ[B]/Δt)

D) v = Δ[A]/Δ[B]

1.- Los coeficientes estequiométricos indican proporciones de consumo/formación

2.- Para que "v" sea única, se normaliza dividiendo por a o b

3.- Reactivos se consumen → signo negativo; productos se forman → signo positivo

4.- Correcta C

4 / 10

4. La velocidad instantánea se obtiene…

A) Promediando concentraciones inicial y final

B) Con la masa molar del reactivo

C) Como la pendiente de la tangente a la curva concentración–tiempo

D) Con el valor de la constante de equilibrio

1.- “Instantánea” significa en un instante

2.- Matemáticamente es una derivada:  v = −(1/a)·(d[A]/dt)

3.- Gráficamente es la pendiente de la tangente en ese punto

4.- Correcta C

 

 

 

5 / 10

5. En una reacción, la velocidad suele disminuir con el tiempo porque…

A) La temperatura siempre baja al avanzar la reacción

B) Disminuye la concentración de reactivos y hay menos choques efectivos

C) La constante de velocidad 𝑘 k disminuye aunque la temperatura sea constante

D) Aumenta automáticamente la energía de activación

1.- A temperatura constante, k no cambia

2.- Al consumirse reactivos ⇒ ↓[A], [B].....

3.- Menos partículas disponibles → menos choques por unidad de tiempo → menor velocidad

4.- Correcta B

6 / 10

6. El orden de reacción se determina a partir de…

A) Los coeficientes estequiométricos globales

B) La fórmula molecular del reactivo

C) La ley de velocidad obtenida experimentalmente

D) La energía libre de Gibbs

1.- El orden depende del mecanismo real, no de la ecuación global

2.- Se deduce midiendo cómo cambia la velocidad al variar concentraciones

3.- Por eso es un dato experimental (salvo que la reacción sea elemental)

4.- Correcta C

7 / 10

7. En la Ley de Velocidad   v = k[A]^m[B]ⁿ , el orden global es...

 

A) 𝑘

B) 𝑚 ⋅ 𝑛

C) 𝑚 + 𝑛

D) [A] + [B]

1.- El orden parcial respecto de A es m, y respecto de B es n

2.- El orden global se define como la suma de los exponentes

3.- No depende de las unidades elegidas, sino de esos exponentes

4.- Correcta C

 

 

$n$

 

8 / 10

8. Si una reacción es de orden cero en A, entonces ....

A) La velocidad aumenta si aumenta [A]

B) La velocidad es proporcional a [A]²

C) La reacción no puede ocurrir

D) La velocidad no depende de [A]

1.- Orden cero implica exponente cero ⇒ v = k[A]⁰ ⇒  v=k

2.- Cambiar [A] no cambia la velocidad

3.- Ocurre a menudo cuando hay saturación (p.ej., superficie catalítica ocupada)

4.- Correcta D

 

9 / 10

9. Si una reacción es de primer orden en A, al duplicar [A] , la velocidad....

A) Se duplica

B) Se reduce a la mitad

C) Se cuadruplica

D) No cambia

1.- Primer orden:     v = k[A]

2.- Si [A] → 2[A] ⇒  v→ k(2[A]) = 2v

3.- La proporcionalidad es lineal

4.- Correcta A

10 / 10

10. Si una reacción es de segundo orden en A, al duplicar [A] l velocidad....

A) Se duplica

B) Se reduce a la mitad

C) Se cuadruplica

D) No cambia

1.- Segundo orden: v = k[A]²

2.- Si A → 2· [A]  ⇒    v→ k(2[A])² = 4 k·[A]² = 4v

3.- El efecto es cuadrático

4.- Correcta C

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Examen de Cinética Química II

• ¿Qué unidades tiene K en una reacción de primer orden (con concentración en mol·L⁻¹ y tiempo en s)?
• Qué unidades tiene k en una reacción de segundo orden global?
• Una reacción elemental es aquella que…
• Un catalizador se caracteriza por…
• En la teoría del estado de transición, el “complejo activado” es…
• ……..

Examen nº2

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2ºB Cinética Química II

Conjunto de exámenes, con preguntas teóricas, 4 opciones de respuesta y 1 correcta. Problemas numéricos razonados paso a paso. Temario completo de Cinética Química de 2º. Completa el test para ver soluciones.

1 / 10

1. ¿Qué unidades tiene K en una reacción de primer orden (con concentración en mol·L⁻¹ y tiempo en s)?

 

A) mol·L⁻¹·s⁻¹

B) L·mol⁻¹·s⁻¹

C) s⁻¹

D) mol²·L⁻²·s⁻¹

1.- Para primer orden:    v = k[A]

2.- v tiene unidades de concentración/tiempo → mol·L⁻¹·s⁻¹

3.- Entonces ⇒ K= v/[A] (mol·L⁻¹·s⁻¹ )/( mol·L⁻¹) = s⁻¹

4.- Correcta C

2 / 10

2. Qué unidades tiene k en una reacción de segundo orden global?

A) s⁻¹

B) L·mol⁻¹·s⁻¹

C) mol·L⁻¹·s⁻¹

D) L²·mol⁻²·s⁻²

1.- Para orden 2º global típico:   v = k[A]²   o   v = k[A][B]

2.- v= mol·L⁻¹·s⁻¹

3.- [A]² : mol²·L⁻²

4.- k= (mol·L⁻¹·s⁻¹) / (mol²·L⁻²) = L·mol⁻¹·s⁻¹

5.- Correcta B

3 / 10

3. Una reacción elemental es aquella que…

A) Se escribe con números enteros y ya está

B) Ocurre siempre en una sola fase

C) Ocurre en una sola etapa molecular del mecanismo

D) Tiene siempre orden 1

1.- “Elemental” = un paso del mecanismo (no se descompone en pasos más simples)

2.- Tiene una “molecularidad” definida (uni-, bi-, termolecular…)

3.- Solo en ese caso los exponentes de la ley de velocidad pueden coincidir con los coeficientes de ese paso

4.- Correcto C

4 / 10

4. La molecularidad de una etapa elemental es…

A) La suma de los coeficientes globales de la reacción

B) El número de productos formados

C) El número de moles totales en el recipiente

D) El número de partículas que chocan en esa etapa (1, 2 o 3 típicamente)

1.- Se refiere al evento microscópico del paso elemental

2.- Unimolecular: una especie se transforma

3.- Bimolecular: chocan dos partículas

4.- Termolecular es raro por baja probabilidad de triple choque simultáneo

5.- Correcta D

 

5 / 10

5. ¿Cuál afirmación es correcta sobre el paso determinante de la velocidad (lento)?

A) Es el que tiene menor energía de activación

B) No influye en la ley de velocidad

C) Es el más lento y controla la velocidad global del mecanismo

D) Es siempre el último paso

1.- En una secuencia, el paso más lento actúa como “cuello de botella”

2.- Aunque existan pasos rápidos, el avance global no puede ser más rápido que ese paso

3.- Por eso determina (directa o indirectamente) la ley de velocidad

4.- Correcta C

6 / 10

6. Un intermediario de reacción es…

A) Un reactivo que aparece al principio y no se consume

B) Una especie que se forma en un paso y se consume en otro, y no aparece en la ecuación global

C) Un catalizador que se gasta

D) Un producto estable final

1.- En el mecanismo aparecen especies “temporales”

2.- Se producen y después se consumen

3.- Al sumar las etapas, se cancelan y por eso no están en la ecuación global

4.- Correcta B

7 / 10

7. Un catalizador se caracteriza por…

A) Aumentar ΔH de la reacción

B) Cambiar la constante de equilibrio K

C) Disminuir la energía de activación ofreciendo una ruta alternativa

D) Convertirse en producto final

1.- El catalizador cambia el camino (mecanismo), no el balance energético global

2.- Reduce E_A → más moléculas superan la barrera por unidad de tiempo

3.- Acelera ida y vuelta por igual, por eso no cambia K, solo la rapidez para llegar al equilibrio

4.- Correcta C

8 / 10

8. La teoría de colisiones afirma que la reacción ocurre cuando…

A) Las partículas chocan con energía suficiente y orientación adecuada

B) Cualquier choque produce reacción

C) Solo importan las concentraciones, no la energía

D) La reacción está en equilibrio

1.- No todos los choques son efectivos

2.- Deben superar una barrera energética (relacionada con E_A)

3.- Además, la orientación debe permitir romper/formar enlaces correctamente

4.- Correcta A

9 / 10

9. En la teoría del estado de transición, el “complejo activado” es…

A) Un intermediario estable observable

B) El producto final

C) La mezcla en equilibrio

D) Una configuración de máxima energía a lo largo de la coordenada de reacción

1.- Durante la reacción se alcanza una estructura muy inestable

2.- Es el punto de energía máxima (cima de la barrera)

3.- Puede “caer” hacia reactivos o hacia productos

4.- Correcta D

10 / 10

10. Según Arrhenius, si aumenta la t°, normalmente K....

A) Disminuye linealmente

B) No cambia

C) Aumenta (de forma no lineal ) porque más moléculas superan Eₐ

D) Se hace cero

1.- Según Arrhenius:    k = A·e^{−E_a/(R·T)}

2.- Si T aumenta ⇒ el exponente −Ea/(R·T) es menos negativo

3.- Entonces e^...   aumenta → K aumenta ⇒ La reacción se acelera

4.- Correcta C

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Examen nº3

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• CONTENIDO PRUEBA
• En una gráfica ln k, frente a 1/T, la pendiente es….
• Si E_a es mayor, a la misma temperatura, la reacción será…
• ¿Qué significa que una reacción sea de “pseudo-primer orden”?
• ¿Cuál afirmación sobre la constante de velocidad K es correcta?
• La energía de activación E_a se interpreta como…
• El factor preexponencial A en Arrhenius está relacionado principalmente con…
• ¿Qué ocurre con la velocidad si se pulveriza un sólido reactivo (misma masa)?
• ¿Cuál es el efecto de aumentar la presión en una reacción entre gases (a T constante)?
• En un perfil energético, una reacción exotérmica cumple que…
• ¿Qué afirmación es correcta sobre la relación entre cinética y equilibrio?

Examen nº4

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• CONTENIDO PRUEBA
• ¿Qué método experimental se usa de forma típica para determinar el orden de reacción sin integrar ecuaciones?
• Para una reacción A → productos,  de primer orden, la ley integrada correcta es…
• ¿Qué gráfica es lineal para una reacción de orden cero?
• ¿Qué gráfica es lineal para una reacción de primer orden?
• ¿Qué gráfica es lineal para una reacción de segundo orden (solo en A)?
• La semivida (vida media) t_1/2 de una reacción de 1º orden…
• La semivida en una reacción de orden cero cumple que…
• La semivida para una reacción de segundo orden (solo A) es….
• En una recta Ln[A] vs t (primer orden), si la pendiente es 0,25 s⁻¹
• En una recta 1/[A] vs t (segundo orden), la pendiente corresponde a….

REACCIONES REDOX Y ELECTROQUÍMICA

Colección de autoexámenes de Reacciones Redox y Electroquímica de 2º de Bachillerato con teoría y problemas razonados paso a paso, diseñada para repasar de forma completa los conceptos clave del temario y preparar exámenes tipo EBAU con mayor seguridad. Este conjunto incluye ejercicios sobre números de oxidación, ajuste de reacciones redox, método del ion-electrón, pilas galvánicas, potenciales de reducción, electrólisis y leyes de Faraday, todos resueltos con explicación teórica y desarrollo matemático detallado. Es un material ideal para estudiantes que buscan practicar Reacciones Redox y Electroquímica de 2º de Bachillerato con ejercicios resueltos, mejorar la comprensión de los procesos de oxidación-reducción y reforzar la resolución de problemas paso a paso.

Examen nº1

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2º Bachillerato Reacciones Redox - Electroquímica I

Preguntas Teóricas y Problemas sobre Reacciones Redox y Electroquímica de 2º de Bachillerato.Con 4 opciones de respuesta y 1 válida. Respuestas razonadas paso a paso. Completa el test para ver resultados

1 / 10

1. En la reacción Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu, ¿qué especie se oxida?

A) Cu²⁺

B) Zn

C) Cu

D) Zn²⁺

Oxidarse significa perder electrones

El zinc pasa de número de oxidación 0 en Zn(s) a +2 en Zn²⁺

Ese aumento del número de oxidación indica oxidación

El proceso es: Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻

Por tanto, el zinc es la especie que se oxida

Correcta B

2 / 10

2. En la reacción:  Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu, ¿qué especie actúa como agente oxidante?

A) Zn

B) Cu

C) Cu²⁺

D) Zn²⁺

El agente oxidante es la especie que se reduce, es decir, la que gana electrones

Aquí:  Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu

El cobre(II) gana electrones y se reduce

Por eso Cu²⁺ es el agente oxidante

Correcta C

3 / 10

3. ¿Cuál es el número de oxidación del Mn en MnO₄⁻?

A) +5

B) +6

C) +7

D) +4

En MnO₄⁻, el oxígeno suele valer −2

Hay 4 oxígenos: 4 · (−2) = −8

La suma total debe dar −1  ⇒  x + (−8) = −1  ⇒ x = +7

Luego el Mn tiene número de oxidación +7

Correcta C

4 / 10

4. ¿Cuál es el número de oxidación del azufre en SO₃²⁻?

A) +4

B) +2

C) +6

D) −2

Cada oxígeno vale −2

Como hay 3 ⇒ 3 · (−2) = −6

La carga total del ion es −2 ⇒ x + (−6) = −2

x = +4

El azufre está en +4

Correcta A

5 / 10

5. En la reacción 2 Fe²⁺ + Cl₂ → 2 Fe³⁺ + 2 Cl⁻

¿Cuántos electrones intercambia el cloro molecular por cada molécula?

A) 1

B) 3

C) 2

D) 4

El cloro pasa de 0 en Cl₂ a −1 en Cl⁻

Como hay dos átomos de cloro, cada uno gana 1 electrón ⇒   Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻

Por tanto, una molécula de Cl₂  gana 2 electrones

Correcta C

6 / 10

6. En la reacción ⇒  2 Fe²⁺ + Cl₂ → 2 Fe³⁺ + 2 Cl⁻, ¿Qué especie es el agente reductor?

A) Cl₂

B) Cl⁻

C) Fe²⁺

D) Fe³⁺

El agente reductor es quien se oxida

El hierro(II) pasa a hierro(III) ⇒ Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻

Como pierde electrones, se oxida y actúa como agente reductor

Correcta C

7 / 10

7. ¿Qué semirreacción representa una reducción?

 

A) Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻

B) Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻

C) Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻

D) Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻

Reducirse es ganar electrones

La única ecuación donde los electrones aparecen en los reactivos es ⇒ Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻

Eso indica ganancia de electrones y, por tanto, reducción

Correcta A

8 / 10

8. ¿Qué semirreacción representa una oxidación?

A) Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu

B) Ag⁺ + e⁻ → Ag

C) MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5 e⁻ → Mn²⁺ + 4 H₂O

D) Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻

Oxidarse es perder electrones

Eso ocurre cuando los electrones aparecen en los productos ⇒ Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻

Luego esa es una oxidación

Correcta D

 

9 / 10

9. En la reacción ⇒ 2 H₂O₂ → 2 H₂O + O₂

el peróxido de hidrógeno sufre:

A) Neutralización

B) Solo reducción

C) Solo oxidación

D) Disproporción

En H₂O₂ el oxígeno tiene número de oxidación −1

En los productos ⇒ En H₂O  pasa a −2 ⇒ luego se reduce

En O₂  pasa a 0 ⇒  luego se oxida

La misma especie se oxida y se reduce a la vez. Eso es una disproporción

Correcta D

10 / 10

10. ¿Cuál de las siguientes reacciones es una reacción redox?

A) Zn + 2 HCl → ZnCl₂ + H₂

B) AgNO₃ + NaCl → AgCl + NaNO₃

C) CaCO₃ → CaO + CO₂

D) HCl + NaOH → NaCl + H₂O

Comprobamos números de oxidación

El Zn pasa de 0 a +2 ⇒ se oxida

El H⁺ del ácido pasa de +1 a 0 en H₂ ⇒ se reduce

Hay transferencia de electrones

Por tanto, es una reacción redox

Correcta A

 

 

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• CONTENIDO PRUEBA
• En la reacción Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu, ¿qué especie se oxida?
• En la reacción: Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu, ¿qué especie actúa como agente oxidante?
• ¿Cuál es el número de oxidación del Mn en MnO₄⁻?
• ¿Cuál es el número de oxidación del azufre en SO₃²⁻?
• En la reacción 2 Fe²⁺ + Cl₂ → 2 Fe³⁺ + 2 Cl⁻ . ¿Cuántos electrones intercambia el cloro molecular por cada molécula?
• En la reacción ⇒  2 Fe²⁺ + Cl₂ → 2 Fe³⁺ + 2 Cl⁻, ¿Qué especie es el agente reductor?
• ¿Qué semirreacción representa una reducción?
• Qué semirreacción representa una oxidación?
• En la reacción ⇒ 2 H₂O₂ → 2 H₂O + O₂ , el peróxido de hidrógeno sufre:
• ¿Cuál de las siguientes reacciones es una reacción redox?

Examen nº2

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• CONTENIDO PRUEBA
• Al ajustar en medio ácido: MnO₄⁻ → Mn²⁺, ¿cuántos electrones aparecen?
• Al ajustar en medio ácido: Cr₂O₇²⁻ → Cr³⁺, ¿cuántos electrones aparecen?
• En medio ácido, la semirreacción correcta para el permanganato es:
• En medio básico, para pasar de MnO₄⁻ a MnO₂, el Mn:
• ¿Qué ocurre en el ánodo de una pila galvánica?
• ¿Qué ocurre en el cátodo de una pila galvánica?
• En una pila Daniell: Zn | Zn²⁺ || Cu²⁺ | Cu, los electrones circulan externamente desde:
• En la pila Daniell, el electrodo de zinc es:
• En la pila Daniell, la masa del electrodo de cobre:
• En la pila Daniell, la concentración de Zn²⁺:

Examen nº3

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• CONTENIDO PRUEBA
• Si E°(Cu²⁺/Cu) = +0,34 V , E°(Zn²⁺/Zn) = −0,76 V, el potencial estándar de la pila Daniell es:
• Si E°pila es positivo, la reacción global es:
• Si E°pila = 0, la reacción está:
• ¿Cuál es la unidad del potencial eléctrico de una pila?
• ¿Para qué sirve el puente salino en una pila?
• En una pila, los aniones del puente salino migran hacia:
• En una pila, los cationes del puente salino migran hacia:
• Si E°(Ag⁺/Ag) = +0,80 V , E°(Cu²⁺/Cu) = +0,34 V, el cátodo será:
• Para la pila formada por Ag⁺/Ag y Cu²⁺/Cu, el potencial estándar es:
• Si aumenta la concentración del ion que se reduce en el cátodo, en general el potencial de la pila:

Examen nº4

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• CONTENIDO PRUEBA
• La ecuación de Nernst permite calcular:
• En electroquímica, las condiciones estándar suelen ser:
• Si una pila tiene E° mayor que otra, eso indica que:
• En una celda electrolítica, el proceso global es:
• En una celda electrolítica, el ánodo es:
• En una celda electrolítica, el cátodo es:
• En la electrólisis de una sal fundida de NaCl, en el cátodo se obtiene:
• En la electrólisis del NaCl fundido, en el ánodo se obtiene:
• En la electrólisis del agua acidulada, en el cátodo se forma:
• En la electrólisis del agua acidulada, en el ánodo se forma:

QUÍMICA DEL CARBONO – SÍNTESIS QUÍMICA

Examen nº1

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2º Bachillerato Química del Carbono-Síntesis I

Preguntas Teóricas y Problemas sobre Química del Carbono-Síntesis,  de 2º de Bachillerato.Con 4 opciones de respuesta y 1 válida. Respuestas razonadas paso a paso. Completa el test para ver resultados

1 / 10

1. En síntesis orgánica, una reacción de adición se caracteriza porque:

A) Se elimina una molécula pequeña y aumenta la insaturación.

B) Dos reactivos se unen y disminuye la insaturación del sustrato.

C) Un átomo es sustituido por otro sin cambiar la saturación.

D) Se rompe la cadena carbonada en dos fragmentos.

En una adición, dos especies se incorporan a una molécula que suele tener un doble o triple enlace.

Paso 1: partimos de un compuesto insaturado, por ejemplo un alqueno.

Paso 2: el enlace π es más débil y reacciona.

Paso 3: al añadirse átomos o grupos a los carbonos del doble enlace, la molécula queda más saturada.

Ejemplo: CH₂=CH₂ + H₂ → CH₃–CH_{3  .} El número de enlaces π pasa de 1 a 0, luego disminuye la insaturación.

Correcta B

2 / 10

2. La hidrogenación catalítica de un alqueno produce normalmente:

A) Un alcohol.

B) Un halogenuro de alquilo.

C) Un alcano.

D) Un aldehído.

La hidrogenación consiste en añadir H2 al doble enlace.

Paso 1: un alqueno tiene un enlace doble C=C.

Paso 2: el H₂   se adiciona sobre ese enlace en presencia de catalizador.

Paso 3: cada carbono del doble enlace recibe un H.

Resultado: el enlace doble se transforma en enlace simple. Matemáticamente, si la fórmula del alqueno es C_nH_{2n  ,} tras hidrogenación pasa a C_nH_2n+2  que corresponde a un alcano.

Correcta C

3 / 10

3. En la hidratación de un alqueno, el producto principal es:

A) Un alcohol.

B) Un ácido carboxílico.

C) Un éster.

D) Una amida.

Hidratar un alqueno es añadir H y OH a los carbonos del doble enlace.

Paso 1: el agua aporta formalmente H–OH.

Paso 2: el doble enlace se rompe como enlace π.

Paso 3: se forman dos enlaces simples nuevos, uno C–H y otro C–OH. El grupo funcional obtenido es el hidroxilo, propio de los alcoholes.

Por eso el producto principal es un alcohol.

Correcta A

4 / 10

4. Según la regla de Markovnikov, en la adición de HX a un alqueno asimétrico:

A) El H se une al carbono más sustituido.

B) El X se une al carbono con más hidrógenos.

C) Siempre se obtiene mezcla equimolar de dos productos.

D) El H se une al carbono con más hidrógenos.

La regla de Markovnikov orienta la adición electrofílica en alquenos asimétricos.

Paso 1: se protona el doble enlace.

Paso 2: se favorece el carbocatión más estable.

Paso 3: para formar el carbocatión más estable, el H entra en el carbono que ya tiene más H.

Así, el otro carbono queda como carbocatión más sustituido y luego recibe X−.

Ejemplo: CH₃–CH=CH₂ + HBr → CH₃–CHBr–CH₃   mayoritario.

Correcta D

5 / 10

5. La adición de Br₂  a un alqueno permite comprobar experimentalmente:

A) La presencia de un grupo carbonilo.

B) La presencia de un grupo hidroxilo.

C) La aromaticidad del compuesto.

D) La presencia de una insaturación.

El Br₂  se adiciona fácilmente a dobles enlaces C=C.

Paso 1: una disolución de bromo presenta color pardo-anaranjado.

Paso 2: si hay doble enlace, el Br₂ reacciona y se consume.

Paso 3: al desaparecer Br₂ , se decolora la disolución. Eso indica insaturación. No es una prueba específica de OH o C=O, sino de enlaces múltiples carbono-carbono.

Correcta D

6 / 10

6. En una reacción de sustitución, lo que ocurre esencialmente es que:

A) Se añaden dos átomos a un doble enlace.

B) Un grupo es reemplazado por otro.

C) Se elimina agua y se forma un alqueno siempre.

D) Se rompe completamente la molécula.

Feedback razonado:
La sustitución implica intercambio de grupos.

Paso 1: la molécula de partida ya está saturada o tiene un grupo saliente.

Paso 2: un átomo o grupo abandona la molécula. Paso 3: otro átomo o grupo ocupa su lugar. La saturación global puede no cambiar. Ejemplo: CH₃CH₂Br + OH⁻ → CH₃CH₂OH + Br⁻

El Br se sustituye por OH.

Correcta B

7 / 10

7. La halogenación radicalaria de alcanos requiere normalmente:

A) Agua y medio ácido.

B) Catalizador de níquel y H₂

C) Luz ultravioleta o calor.

D) Medio fuertemente básico.

La halogenación de alcanos transcurre por mecanismo radicalario.

Paso 1: hay que romper homolíticamente  X₂   para generar radicales X·

Paso 2: esa ruptura necesita energía, suministrada por luz UV o calor.

Paso 3: los radicales inician una cadena de propagación.

Sin esa energía inicial, la reacción apenas avanza.

Por eso se requiere luz ultravioleta o calor.

Correcta C

8 / 10

8. El producto principal de la sustitución del metano con cloro en presencia de luz, usando proporción controlada de reactivos, es:

A) CH₃Cl

B) CH₂Cl₂

C) CHCl₃

D) CCl₄

Si la cloración se controla y el metano está en exceso, predomina la monocloración.

Paso 1: CH₄  pierde un H y gana un Cl.

Paso 2: el primer producto es CH₃Cl

Paso 3: si la reacción siguiera mucho, podrían formarse CH₂Cl₂, CHCl₃  y CCl₄,

pero en condiciones controladas el mayoritario es CH₃Cl

Es la primera sustitución de la serie.

Correcta A

9 / 10

9. La deshidratación de un alcohol suele conducir a:

A) Un alqueno.

B) Un alcano.

C) Un aldehído.

D) Un ácido carboxílico.

Deshidratar significa eliminar H₂O

Paso 1: un alcohol tiene grupo –OH y un H en carbono adyacente.

Paso 2: se eliminan OH y H.

Paso 3: entre los carbonos implicados se forma un doble enlace. Ejemplo: CH₃–CH₂OH → CH₂=CH₂ + H₂O

Balance simple: se restan dos H y un O, que salen como agua.

El producto es un alqueno.

Correcta A

10 / 10

10. La oxidación suave de un alcohol primario produce:

A) Una cetona.

B) Un éster.

C) Un aldehído.

D) Una amina.

Un alcohol primario tiene el grupo –CH₂OH

Paso 1: oxidar significa aumentar enlaces a oxígeno o disminuir enlaces a hidrógeno.

Paso 2: el carbono del alcohol primario pasa de –CH₂OH a –CHO

Paso 3: eso corresponde a un aldehído. Si la oxidación continuase más, se obtendría un ácido carboxílico.

Por eso la oxidación suave da aldehído.

Correcta C

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• CONTENIDO PRUEBA
• En síntesis orgánica, una reacción de adición se caracteriza porque:
• La hidrogenación catalítica de un alqueno produce normalmente:
• En la hidratación de un alqueno, el producto principal es:
• Según la regla de Markovnikov, en la adición de HX a un alqueno asimétrico:
• La adición de Br₂  a un alqueno permite comprobar experimentalmente:
• En una reacción de sustitución, lo que ocurre esencialmente es que:
• La halogenación radicalaria de alcanos requiere normalmente:
• El producto principal de la sustitución del metano con cloro en presencia de luz, usando proporción controlada de reactivos, es:
• La deshidratación de un alcohol suele conducir a:
• La oxidación suave de un alcohol primario produce:

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• CONTENIDO PRUEBA
• La oxidación de un alcohol secundario conduce a:
• Un alcohol terciario se oxida con dificultad porque:
• La reacción entre un ácido carboxílico y un alcohol para formar un éster se llama:
• La hidrólisis básica de un éster recibe el nombre de:
• La amidación consiste en la formación de:
• En la reducción de un aldehído, el producto obtenido es:
• La reducción de una cetona produce:
• El reactivo más adecuado para transformar un alqueno en un dihalogenuro vecinal es:
• Para obtener un alcohol a partir de un halogenuro de alquilo, una transformación típica es:
• En síntesis, una eliminación se reconoce porque:

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• CONTENIDO PRUEBA
• El reactivo CH₃CH₂OH  pertenece a la función:
• El compuesto CH₃–CHO  pertenece a la función:
• El compuesto CH₃–CO–CH₃  es:
• El grupo funcional de los ácidos carboxílicos es:
• El grupo funcional característico de los ésteres es:
• ¿Cuál de los siguientes compuestos puede presentar isomería geométrica cis-trans?
• En un carbono sp²,  la geometría aproximada es:
• En un carbono sp, la geometría es:
• El efecto inductivo se transmite principalmente:
• El efecto mesómero o resonante se da cuando:

Examen nº4

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• CONTENIDO PRUEBA
• Una reacción de polimerización por adición se caracteriza por:
• La polimerización por condensación se diferencia de la de adición en que:
• El polietileno se obtiene a partir de:
• La obtención de jabón a partir de grasas corresponde a:
• Si se desea transformar eteno en etanol en una sola etapa escolarmente razonable, la reacción adecuada es:
• Para transformar etanol en etanal, la reacción adecuada es:
• Para convertir etanal en ácido etanoico, la transformación necesaria es:
• La transformación etanoico + etanol → etanoato de etilo + agua es un ejemplo de:
• En una síntesis orgánica, el rendimiento porcentual se calcula como:
• Si en una reacción el rendimiento teórico es 0,50 mol y se obtienen realmente 0,40 mol, el rendimiento es: