Examen equilibri químic febrer 06 - ETC - Universitat Autònoma de ...

EXAMEN D’EQUILIBRI QUÍMIC
Llicenciatura de Química
Universitat Autònoma de Barcelona
17 de febrer de 2006
Permutació 1
Nom: ........................................................................................................................
DNI:...................................................................................Grup:..............................
MOLT IMPORTANT:
Aquest examen consta de dues parts essent la puntuació màxima total de 195 punts.
Abans de començar a resoldre l'examen, escriviu les vostres dades en aquest primer full
i en el full de respostes per lectura òptica. En aquest darrer ompliu també el número de
permutació del vostre examen. La nota es calcularà exclusivament a partir de les
respostes d’aquest full.
Podeu omplir també les plantilles que es troben al final d'aquest examen. Aquestes són
per facilitar la vostra tasca. Es retornaran a l’estudiant al final de l'examen, però no
tenen cap valor per establir la qualificació.
Utilitzeu bolígraf negre o blau per resoldre l'examen i per omplir el full de respostes.
No utilitzeu goma d'esborrar en cap moment, ja que les restes de goma poden ser
llegides accidentalment per l'ordinador com a senyals de respostes.
No està permès desenganxar els fulls. Durant l'examen només ha d'haver un full visible,
la resta han d'estar plegats o amagats sota d'aquest.

1era Part: Aquesta part consta de 25 preguntes de resposta Certa/Falsa. Cada resposta
correcta val 3 punts, les incorrectes –3 punts i en blanc 0 punts. (màxim 75 p)
Assenyaleu la casella A (Cert) o la casella B (Fals) segons considereu que l’afirmació
és veritable o falsa
1. Amb el principi de Le Chatelier podem preveure quina serà l’evolució d’un sistema
químic en apartar-lo de l’equilibri.
2. Un procés químic reversible, s’escrigui com s’escrigui, tant pot procedir de dreta a
esquerra com d’esquerra a dreta. En aquest sentit, totes les reaccions en equilibri són
processos reversibles.
3. El grau de dissociació d’un electròlit és independent de la seva constant de
dissociació.
4. Segons Bronsted i Lowry, es defineix una base com tota molècula que contingui
grups OH.
5. Qualsevol solució preparada dissolent una base en aigua tindrà un pH superior a 7.
6. En una solució de HCl 10 -6 M la concentració d’ió clorur és més petita que la d’ió
hidrogen.
7. L’àcid HC2H3O2 (Ka= 1.8·10 -5 ) és més feble que l’àcid HCHO2 (Ka= 1.8·10 -4 ).
8. La mescla de 150 mL de NaF 0.1 M amb 50 mL de HCl 0.1 M dóna lloc a una
solució tampó.

9. La constant de basicitat per a l’espècie A - correspon a l’equilibri:
A - + H + ↔ HA
10. En una solució aquosa de Na2S s’acompleix que:
2 [Na + ] = [S 2- ] + [HS - ] + [H + ]
11. Les solucions que contenen electròlits forts i febles condueixen el corrent elèctric i
les que contenen no electròlits no ho fan.
12. Una solució neutra és aquella en que la [H3O + ] és 10 -7 .
13. Si s’afegeix un àcid fort a una solució de l’anió tetracianocadmiat, la concentració
de Cd 2+ de la solució disminueix.
pKa(HCN)= 9,25
14. En una reacció àcid-base de Lewis hi ha una transferència d’electrons entre la base i
l’àcid.
15. Si es vol precipitar l’ió Ag + d’una solució de nitrat de plata amb sulfur de sodi, per
aconseguir la màxima precipitació cal fer-ho a pH àcid.
16. És possible dissoldre, total o parcialment, un precipitat de bromur de plata basificant
el medi amb amoníac.
(β2 >>> 1; pKa (NH4 + ) = 9.25)
17. Si no es varia la temperatura no es pot modificar la solubilitat de les sals.

18. La dissolució d’una espècie química en aigua sempre implica una dissociació.
19. La solubilitat de qualsevol sal sempre augmenta com més àcida és la solució.
20. El Cl2 es un agent reductor molt enèrgic: εº(Cl2/Cl - )= 1,40 V.
21. El potencial de la pila Fe(s)⏐Fe 3+ (0.010 M)⏐⏐Cl - (0.020 M)⏐Cl2 (0.1 atm)⏐Pt(s),
en arribar a l’equilibri és 1.51 V. Dades: εº(Fe 3+ /Fe)= - 0.04 V; εº(Cl2/Cl - )= 1.36 V.
22. El potencial de la pila Al(s)⏐Al 3+ ⏐⏐Ag + ⏐Ag(s) augmenta si s’afegeix clorur de sodi
al càtode.
Kps(AgCl)= 1.8 10 -10
23. L’ió Ag + pot oxidar el Cu(s) en condicions estàndard.
εº(Ag + /Ag)= 0.799 V; εº(Cu 2+ /Cu)= 0.339 V.
24. La capacitat oxidant del cromat de potassi no depèn del pH del medi.
25. En tot procés d’oxidació sempre hi ha reacció d’algun element amb oxigen.

2ona Part: Aquesta part consta de 10 preguntes de resposta múltiple. Cada resposta
correcta val 12 punts, les incorrectes –3 punts i en blanc 0 punts. (màxim 120 p)
26. El pH d’una solució d’hidròxid de sodi al 2% i densitat 1,022 g/mL és:
Patòmics (Na)= 23; (O)= 16; (H)= 1
a) 7.00
b) 0.29
c) 12.30
d) 13.71
e) 13.49
27. Si posem 0.1 mol d’una base de pKa= 8 en un matràs aforat de 100 mL, afegim un
àcid fort i l’enrasem amb aigua destil·lada, el pH final de la solució és 4.00. Quina
és la relació numèrica entre la concentració d’espècie bàsica i espècie àcida?
a) 0.001 % b) 0.01 % c) 0.1 % d) 1.0 % e) 10.0 %

28. De quina/quines d’aquestes maneres es pot preparar una solució tampó de pH 6.37?
Àcid carbònic: pKa1= 6.37; pKa2= 10.25
1) 0.2 mols de CO2 aquós + 0.2 mols de NaHCO3
2) 35 mL d’hidrogencarbonat de sodi 0.4 M + 35 mL d’àcid clorhídric 0.4 M
3) 35 mL d’àcid carbònic 4.27·10 -7 M
4) 35 mL d’hidrogencarbonat de sodi 0.4 M + 35 mL d’àcid clorhídric 0.2 M
5) 70 mL d’àcid carbònic 0.2 M + 70 mL d’hidrogencarbonat de sodi 0.2 M
a) 5 b) 1, 2, i 3 c) Totes d) 1, 3, 4 i 5 e) 1, 4, 5
29. Si una solució d’àcid hipoiodós 1.0·10 -4 M té una concentració d’ions hidrogen
1.11·10 -7 M, quan val la constant d’acidesa d’aquest àcid?
a) 5.71·10 -9 b) 2.32·10 -11 c) 1.23·10 -10 d) 4.64·10 -11 e) 1.16·10 -11

30. A una solució obtinguda barrejant 800 ml d’àcid acètic 0.1 M i 200 ml d’acetat de
sodi 0.1 M, s’afegeixen 0.001 mols de NaOH. El pH de la solució és:
Ka (àcid acètic)= 1.75·10 -5
a) 4.18 b) 5.32 c) 4.12 d) 5.38 e) 4.75
31. Quina és la solubilitat (en g/L) de l’hidròxid de magnesi en una solució de clorur de
magnesi 0.0050 M? (no cal considerar l’efecte àcid-base de l’aigua)
Patòmics (Mg)= 24.3; (Cl)= 35.5; (O)= 16.0; (H)= 1.0
Kps (Mg(OH)2)= 6.0·10 -12
a) 1.0·10 -3 g/L b) 2.0·10 -3 g/L c) 1.1·10 -4 g/L d) 3.5·10 -8 g/L e) 7.0·10 -8 g/L

32. Si a 25ºC el pH d’una solució saturada d’un hidròxid de fórmula M(OH)2 és 11.3, el
Kps d’aquest compost a aquesta temperatura és:
a) 7.88·10 -9
b) 6.27·10 -35
c) 9.98·10 -4
d) 3.98·10 -3
e) 3.97·10 -9
33. Una tetera de 2 litres conté 12 grams d’una crosta de residus de carbonat de calci
que s’han acumulat per l’ebullició de l’aigua de l’aixeta. Quantes vegades haurem
d’omplir la tetera amb aigua destil·lada a 25 ºC per eliminar tot el sediment?
Kps(carbonat de calci)= 4.5·10 -9 ; Patòmics (Ca)= 40; (C)= 12; (O)= 16.
a) 448 b) 895 c) 1342 d) 1789 e) 2236

34. La constant d’equilibri de la reacció en medi àcid entre el clorat de potassi i el
triclorur d’antimoni per donar lloc a clorur de potassi i pentaclorur d’antimoni és:
Dades: εº(Sb 5+ /Sb 3+ )= 0.75 V; εº(ClO3 - /Cl - )= 1.45 V
a) 1.5·10 71
b) 5.3·10 23
c) 6.5·10 -72
d) 1.5·10 -72
e) ≈ 10 656
35. Sabent que les següents reaccions tenen, a 25 ºC, els següents potencials redox:
AgCN(s) + e - = Ag(s) + CN - E o = 0.106 V
Ag + + e - = Ag(s) E o = 0.799 V
es pot deduir que el producte de solubilitat del AgCN a aquesta temperatura és:
a) 1.8·10 -12
b) 4.0·10 -24
c) 0.821
d) 8.7·10 -13
e) 5.1·10 -16

1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
RESPOSTES (1era part) Permutació 1
A (cert) B (fals)
Recordeu:
resposta correcta = + 3
resposta incorrecta = - 3
resposta en blanc = 0
Nom: ...............................................................................................................................

26
27
28
29
30
31
32
33
34
35
RESPOSTES (2ona part) Permutació 1
a) b) c) d) e)
Recordeu:
resposta correcta = + 12
resposta incorrecta = - 3
resposta en blanc = 0
Nom: ...............................................................................................................................