Química I Guía Práctica Sede Alto Valle y Valle Medio, Gral. Roca
Lic. en Geología - Lic. en Paleontología
Docentes: Victoria Sánchez Soledad Brezina Bárbara Boltshauser
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Guía de ejercicios introductorios
1. Escribir los siguientes números en notación científica a) 406,8 b) 0,0023 c) 102 d) 2045 e) 602 200 000 000 000 000 000 000 f) 0,00000090 2. Indica las cantidades que corresponden •2. 105 •1,56 10-4 •2,5 104 •7,6 10-6
3. Calcular los valores de x en las siguientes ecuaciones: a) x2 - x - 6 = 0 b) 24x2 - 82x + 46= 0 x 2 c) 1,82.10-5 = – x 1,00 – x 4. Verificar con la calculadora que los siguientes resultados son correctos a) 2,02 . 10-5 + 7,59 . 10-4 = 7,79 . 10-4 b) 3,20 . (6,02 . 1023) = 1,92 . 1024 c) 8,75 . 10-8 – 9,38 . 10-9 = 7,80 . 10-8
5. a) Ordenar de menor a mayor: 20 m., 300 cm., 3001 mm. Expresarlas todas en las mismas Unidades. b) Ordenar de menor a mayor: 3 m2; 85 dam2; 250,4 cm2. Expresarlas todas en las mismas unidades. c) Ordena de menor a mayor: 8,5 l; 40,3 dl.; 10000 cl.; 50 dl. Expresarlas todas las cantidades en la misma unidad (l). 6.
Un espejo tiene 4,3 dm. de largo y 40 cm. de alto. ¿Cuántos cm2 tiene? ¿Cuántos dm 2 tiene? ¿Cuántos m2 tiene?
7. Convertir a la unidad indicada a la derecha, los valores de la izquierda a) 0 ᵒC = ……………. K (grado kelvin) b) 300 K = ……………ᵒ C c) 100 ᵒ C = ……………K d) – 5 ᵒ C = …………….K 4
e) f) g) h) i)
1 L (litro) = …………..dm 3 = ……………….. cm3 0,5 L = …………………… cm3 55 ml = ………….. cm 3 = ………..…..dm3
3,20 . 10-5 ml = …….……dm3 24 kJ + 1400 J = ……………………….. J
(J= joules)
8. Ordenar los siguientes volúmenes en forma creciente. a) 1,03 cm3 b) 1300 ml c) 1,03 . 10-2 dm3 d) 1,03 L 9. Calcula el valor de la incógnita i ncógnita en las siguientes ecuaciones a) 2,25 = - log X b) X = = - log 2,8 . 10-9 c) X = = - log 7,2 . 10-12 d) X = log 736 e) Log X = 0,5775 10. Resolver los siguientes problemas a) Se tienen 4 docenas docenas de lápices, cuya cuya masa total es de 480 g. Calcular la masa de un lápiz. b) En la Fiesta de la empanada roquense se hicieron 6,02 . 1015 docenas de empanadas, cuya masa total fue de 4,32 . 1016 g. Calcular la masa de una empanada. ¿el resultado es compatible con la realidad? c) Calcular la masa de una docena de empanadas del problema anterior, expresarlo en toneladas y en kilogramos. d) δ = m / X . . Dejar expresado expresado X (despejar (despejar la incógnita). Proponer un problema numérico a partir de dicha ecuación, dando valores a δ y a m, y calculando el valor de X. Si la ecuación corresponde a la densidad, ¿a qué magnitud corresponde X ? ¿en qué unidades se puede medir? 11. Para preparar un litro de jugo hace falta 1 litro de agua y 9,5 g de jugo en polvo. Se tienen 5 L de agua y 33,25 g de jugo. a) Explique con palabras qué magnitudes debería comparar, y cómo lo haría, para saber qué cantidad de jugo puede preparar. b) Exprese el resultado obtenido en porcentaje. Detalle cómo realiza su razonamiento. c) Explique cómo cambia ahora el razonamiento si tiene 1500 cm3 de agua y la misma masa de jugo en polvo. d) Explique cómo se altera el resultado de (a), si partiendo partiendo del volumen y la masa originales, sabe ahora que el 5 % del polvo de jugo se pierde por dispersión en el aire antes de disolverse en el agua.
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12. La receta de una pizza consta de los siguientes ingredientes: 0,250 kg de harina; 3,75 g de sal de mesa; una cucharadita de azúcar; 150 g de agua; 11,25 g de levadura fresca. En la cocina de la Sede Alto Valle hay 1,5.105 g de harina, 1 kg de azúcar; 2 L de agua; 6,75 kg de levadura fresca. a) Explique con palabras su razonamiento y los cálculos que debe hacer para saber cuántas pizzas puede preparar. Realice algún esquema o dibujo que exprese su razonamiento de forma abreviada y calcule cuántas pizzas puede preparar. b) ¿qué masa de agua hubiera necesitado para usar el total de la harina disponible? c) Si cada pizza tiene 8 porciones, calcule cuántas pizzas podría haber obtenido partiendo de los mismos ingredientes y cantidades, pero de 22,5 g de levadura. d) ¿cuánta harina le hubiese sobrado si partiera de las mismas masas, pero de 3 L de agua.
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Unidad 1. Sistemas materiales. Estados de agregación de la materia. Propiedades. Cambios físicos y químicos Guía de ejercicios
1) Consulte la bibliografía recomendada (ver programa de la materia) y defina los siguientes términos Elemento, compuesto, mezcla, sustancia simple, sustancia compuesta, sistema material homogéneo y sistema material heterogéneo 2) Realice un esquema que relacione los términos definidos 3) Enumere al menos 8 métodos de separación de mezclas. Clasifíquelos en métodos mecánicos, físicos o químicos de separación. 4) Defina proceso o cambio físico y cite tres ejemplos 5) Defina proceso o cambio químico y cite dos ejemplos 6) Dado el sistema material formado por: arena, NaCl (sal de mesa) y virutas de hierro. Responda: a) ¿Se trata de un sistema homogéneo o heterogéneo? b) ¿Cuántas fases y cuantos componentes tiene?. c) Indique con que método separaría cada uno de los componentes 7) Identifique para los siguientes casos si se trata de una propiedad física o química o un cambio físico o químico a) Los diamantes son duros b) Encender y quemar una vela c) El sudor enfría un cuerpo al evaporarse de la piel. d) El azúcar se disuelve en agua. e) Una persona se asfixia cuando respira dióxido de carbono. f) Durante un invierno frío la temperatura puede permanecer a cero °C durante un período extenso, mientras que el agua de las acequias se solidifica. 8) Indique el estado de agregación con la propiedad correspondiente a) Difusibilidad. b) Expansibilidad. c) Fuerza de atracción entre moléculas mayores que las de repulsión. d) Volumen propio. e) Fuerzas de atracción entre moléculas menores que las de repulsión. f) Forma propia. g) Incompresibles. h) Forma de recipiente que lo contiene. i) Compresible.
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9) Coloque el nombre del cambio de estado correspondiente
Líquido
Sólido
Gaseoso
Visite el siguiente sitio web: http://www.educaplus.org/game/cambios-de-estado-del-agua 10) Identifique cada uno de los siguientes sistemas como elemento químico, sustancia pura (simple o compuesta), mezcla homogénea o heterogénea A_ Gasolina C_ Agua E_ Bronce G_ Sangre
B_ Cobre metálico D_ Vino F_ Sal común H_ Aire
11) Indicar cuáles de las propiedades de un trozo de hierro son intensivas y extensivas Propiedad Masa: 40 g Densidad: 7,8 g/cm3 Color: grisáceo brillante Punto de fusión 1534 °C Volumen: 5,13 cm3 Se oxida en presencia de humedad Insoluble en agua
Intensiva
Extensiva
Justificación
12) En las siguientes situaciones indicar si es un compuesto o un elemento a) Se funde la sustancia pura X y el líquido se coloca en un aparato de electrólisis. Al hacer pasar corriente eléctrica a través del líquido se forma un sólido café en una cámara y un sólido blanco en la otra. La sustancia X es un……………………... b) Al calentar una muestra de 1.00g de polvo para hornear se forma un gas. El sólido restante pesa menos de 1.00g y no tiene las mismas propiedades de la muestra original. El polvo para hornear es un……………………... c) El aire seco está formado principalmente por 78,1% de moléculas de nitrógeno 20,9% de moléculas de oxígeno, 0,9% de átomos de argón. Cada uno de ellos es un……………………... d) Es una combinación de dos o más elementos en una relación constante……………………... e) Especies químicas que no pueden ser descompuestas en otras más sencillas mediante cambios químicos……………………... f) El diamante es un……………………..
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13) ¿Cuáles de estas afirmaciones son correctas y cuáles no? Justificar. a) Un sistema con un solo componente debe ser homogéneo. b) Un sistema con dos componentes líquidos debe ser homogéneo. c) Un sistema con dos componentes gaseosos debe ser homogéneo. d) Un sistema de varios componentes distintos debe ser heterogéneo. e) El agua está formada por el compuesto oxígeno y el compuesto hidrógeno. f) El óxido de sodio está formado por el compuesto oxígeno y el compuesto sodio. g) Si se calienta una determinada cantidad de un líquido, su volumen aumenta y en consecuencia aumenta su masa. 14) El tolueno es un compuesto orgánico utilizado como disolvente de lacas y resinas. Se tiene una muestra líquida de tolueno líquido a -40 ᵒC, a presión atmosférica. Se le calienta hasta 100 º C y sigue siendo líquida. Indicar si las siguientes afirmaciones son o no verdaderas. a) el punto de fusión normal del tolueno es menor que cero. b) el punto de ebullición normal del tolueno es mayor que 100 º C. c) a temperatura ambiente es un gas. d) a 0 ᵒC es un líquido. e) a - 5 ᵒC es un sólido. f) a 40°C es un gas. g) su punto de ebullición normal es mayor que el del agua. 15) Indicar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) los cuerpos sólidos poseen volumen propio, aunque no forma propia. b) la evaporación del alcohol (etanol) se produce a cualquier temperatura. c) durante la transformación de un trozo de hielo en agua líquida, la temperatura no varía. d) en determinadas condiciones el agua puede hervir a temperatura ambiente. e) cuando un líquido hierve la temperatura permanece constante. 16) ¿Cuáles de las siguientes afirmaciones son correctas? Justificar: a) “Un sistema formado por azúcar y agua puede ser homogéneo o heterogéneo, dependiendo de la temperatura a la cual se encuentre.” b) “Un sistema formado por varias sustancias diferentes siempre tendrá más de una fase.” c) “Un sistema formado por dos cubos de hielo en agua tiene un componente y dos fases.”
17) Dadas las siguientes proposiciones, señalar la correcta. Un sistema formado por granizo, agua de lluvia y aire, consta de: a) tres sustancias compuestas d) tres fases b) dos sustancias e) ninguna de las opciones anteriores. c) cinco fases
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18) Calentando enérgicamente un sólido cristalino de color rojo, se obtienen dos sustancias simples: un gas incoloro y un líquido de color gris con brillo metálico. Mediante esta experiencia podemos afirmar: a) el sólido rojo es un sistema heterogéneo b) el proceso realizado es un método físico de fraccionamiento c) el sólido rojo está constituido por dos sustancias simples d) el líquido gris no puede descomponerse en otras sustancias e) ninguna de las afirmaciones anteriores es correcta 19) Clasificar los sistemas siguientes en elementos, sustancias simples, sustancias compuestas, mezclas heterogéneas o soluciones: a) calcio (Ca) b) ozono (O3) c) azúcar disuelta en agua d) carbonato cálcico (CaCO 3) e) aire filtrado f) nafta g) granito h) agua y alcohol i) amoníaco j) sílice (SiO2) k) fosfato cálcico (CaPO4) l) glauconita (K, Na, Ca) (Al, Fe, Mg) 2(OH)2 20) Esquematizar, mediante círculos de colores diferentes, una porción submicroscópica de un recipiente que contenga: a) una sustancia simple constituida por moléculas biatómicas en estado gaseoso b) una sustancia compuesta constituida por moléculas triatómicas en estado sólido. Visita el siguiente sitio web: http://www.educaplus.org/game/estados-de-agregacion-de-la-materia 25) Sabemos que la densidad es el cociente entre masa y volumen. La masa es el producto de densidad y volumen. El volumen es el cociente entre masa y densidad. a) Calcula la densidad del corcho sabiendo que una masa de 108 g del mismo ocupa un volumen de 450 cm3. Expresarlo en unidades del SI. b) Calcula la masa de 50 dm 3 de acetona. La densidad de la acetona es 0,79 g/cm 3. c) ¿Cuál es el volumen de 80 g de alcohol? La densidad del alcohol es de 0,8 g/cm3. 26) Para calcular el volumen de una esfera se utiliza la fórmula siguiente V = 4/3 . π. r 3. Una esfera maciza tiene un diámetro de 6 m. Si está construida con hierro, material cuya densidad es 7,9 kg/l: ¿Cuánto vale su volumen? ¿Qué masa tiene la esfera? 27) A) Normalmente, el cuerpo humano soporta temperaturas de 105° F sólo durante breves periodos sin que ocurra daño permanente en el cerebro y otros órganos vitales. ¿Cuál es esa temperatura en grados Celsius? 10
B) El etilenglicol es un compuesto orgánico líquido que se usa como anticongelante en radiadores de automóviles. Se congela a -115°C. Calcule su temperatura de congelación en Kelvin. C) La temperatura en la superficie solar es de unos 6300°C. ¿Cuál es esa temperatura en Fahrenheit? D) La temperatura de ignición del papel es de 45 °F. ¿Cuál es su temperatura en Kelvin?
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Unidad 2. Estructura atómica. Configuración electrónica. Tabla periódica. Magnitudes atómico moleculares Guía de estudio
¿Cuáles son las partículas que componen un átomo? ¿Cuál o cuáles de ellas determinan las propiedades químicas de un elemento? Especificar la carga y la masa de las partículas subatómicas ¿Cuál es la relación aproximada entre el radio del núcleo y el radio del átomo? Definir número atómico y número másico. ¿Cómo se simbolizan? ¿Qué es un nucleido? ¿Qué es un ión? ¿Cómo se pude comparar un nucleido con un ion? ¿Cuándo dos o más nucleidos son isótopos entre sí? Explicar si la masa de un nucleido se puede calcular como la suma de las masas de las partículas subatómicas que lo componen.
Guía de ejercicios
1) Completa la siguiente tabla Símbolo
Número atómico
Cantidad de Protones
Cantidad de Neutrones
Número másico
18
8O 12 6C
12 17 9
15 18 19
Visita el siguiente sitio web: http://www.educaplus.org/game/particulas-de-los-atomos-e-iones 2) ¿Cuántos protones, neutrones y electrones tiene un átomo de Z = 20 y A= 40? Represente la simbología del átomo. 3) ¿Cuántos electrones posee un átomo con A= 32 y Z = 16? ¿De qué elemento se trata? 4) Razonar. ¿Cuantos electrones se deberían colocar en un platillo de una balanza para igualar la masa de un protón colocado en el otro platillo? 5) Dado el indicar: a) la composición nuclear. b) la configuración electrónica. c) el número de electrones del nivel más externo. d) el número cuántico principal y el azimutal del último electrón de la C.E. 12
e) el número de electrones desapareados. f) la CCE.
-
g) la C.E.E. del anión
.
6) Indicar a qué elementos corresponden las siguientes C.E. a) 1s2 2s2 2p6 3s2. b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2. c) [Kr] 5s2. d) CEE: 4s2. 7) Indicar si las afirmaciones siguientes son correctas (C) o incorrectas (I). 22
a) “Cuando un átomo de sodio ( Z =11, A=23) pierde un electrón se transforma en el ion + ”. 39
b) “Los átomos
19 X
11Na
39
e
19 Y
son isótopos porque tienen el mismo número másico”.
16
c) “Cuando el nucleido 8 107
d) “Los nucleidos 47 M y
16
O gana dos electrones se transforma en 8 O2-”. 109 47
Q son isótopos porque tiene el mismo número de protones y
distinto número de neutrones.”
8) Indicar cuáles de las siguientes configuraciones electrónicas para el estado fundamental de un átomo están escritas en forma incorrecta: a) 1s2 2s23s22p6 b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p9 4s3 c) 1s
d) 1s
2s
2s
2p
.
2p
9) Dadas las siguientes afirmaciones, indicar si son correctas o incorrectas. a) Para caracterizar completamente un electrón de un orbital 3p es suficiente conocer el valor de su número cuántico de spin. b) El número cuántico n de un electrón del orbital 3d es 4. c) Los dos últimos electrones de la C.E. del carbono sólo difieren en el valor del número
cuántico ml. d) La C.E.E. del elemento cuyo isótopo
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X que tiene 20 neutrones en su núcleo es: 3s2 3p5.
e) Los tres orbitales 2p sólo difieren en el valor de su número cuántico ml. f) La CE del elemento X cuyo isótopo 22X tiene 12 neutrones en su núcleo, es 1s2 2s2 2p6.
13
Visita el siguiente sitio web: http://www.educaplus.org/game/ejercicios-de-configuracionelectronica-2 10)Contestar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas, justificando en cada caso su respuesta a) Todos los electrones de un mismo nivel tienen igual spin. b) Exceptuando el nivel n=1, todos los electrones que se encuentran en diferentes orbitales del mismo nivel principal, tienen la misma energía. c) En los orbitales f se pueden ubicar hasta 14 electrones con distintos números cuánticos. d) Para un átomo dado, los protones ocupan la zona nuclear. e) Para un átomo dado, el número atómico es la suma de los protones y electrones. f) La masa de un protón es mucho menos que la masa de un neutrón. g) Los electrones forman parte del núcleo y los neutrones ocupan la zona extranuclear. h) Con el número atómico se puede determinar el número de neutrones. i) La zona nuclear ocupa un pequeño volumen sin masa. j) Los isótopos son átomos que tienen igual número de protones y distinto número de electrones. k) Si dos átomos tienen igual número de masa son isobaros y si tienen igual número atómico son isótopos. l) 126C y 136C forman un par de isótopos. 11) Complete el siguiente cuadro Elemento Z Li
3 20
N 2 4
A 3
Nº electrones 1
6
3
Carga neta
Ag 6
12 207 64 4 19
Pb 29 He F-
+
9 8 4 17 92 92
8 6 18
82
10 2 18
238 235
Tabla periódica Guía de estudio ¿Cómo se diferencian los orbitales atómicos?¿En qué se diferencian? ¿Cuántos subniveles son posibles para un nivel electrónico dado? ¿Qué número cuántico
da información sobre los suborbitales? 14
¿Qué se entiende por configuración electrónica de un átomo? ¿Qué diferencia hay entre la Configuración electrónica y la Configuración electrónica externa de un átomo? ¿Cuáles fueron los primeros elementos químicos en conocerse? ¿Qué es un grupo en la tabla periódica?¿Cuántos grupos contiene la tabla periódica? Escribir según Z creciente una debajo de otro las configuraciones electrónicas de los elementos que van desde Z=1 a Z=23
Visita el siguiente sitio web: http://www.educaplus.org/game/propiedades-de-los-elementos Guía de ejercicios
1) Identificar a los siguientes elementos: a) aquel cuyo catión monovalente es isoelectrónico con el argón. b) aquel cuyo catión trivalente es isoelectrónico con el anión monovalente del flúor. c) aquel cuyo anión divalente es isoelectrónico con el cuarto gas noble. d) aquel cuyo anión divalente es isoelectrónico con el catión divalente del tercer metal alcalino térreo. 2) Dados los elementos Na, Mg, Al, S, Cl, Si, Rb, seleccionar los siguientes: a) aquel cuyos átomos tienen mayor radio atómico. b) aquel cuyo anión más común es divalente. c) el metal cuyo ion divalente es isoelectrónico con el neón. 3) Ordenar a los átomos de los elementos seleccionados en el ejercicio anterior de menor a mayor energía de ionización. Justificar. 4) Indicar si las afirmaciones siguientes son correctas (C) o incorrectas (I). Justificar. a) “En el período 2 el radio atómico de los elementos aumenta, r (B)
5) Para los elementos cuyos números atómicos son: 21; 56; 87 y 12, indicar: a) Configuración electrónica, teniendo en cuenta la del gas noble anterior. b) Período y grupo al que pertenecen. c) Si son representativos, de transición o de transición interna.
6) Señalar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas a) El elemento Z= 33 tiene un mayor radio atómico que el Z= 51. b) Elemento Z= 51 tiene un mayor radio atómico que el Z= 38. c) Elemento Z= 86 tiene un mayor radio atómico que el Z= 85.
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7) Para cada uno de los siguientes pares, elegir la especie con valor mayor de energía de ionización. Justificar. a) 3 Li – 4 Be. b) 6 C – 7 N. c) 4 Be – 5 B.
Magnitudes atómico moleculares 1) Calcular la masa y el número de átomos presentes en 1,5 moles de átomos de cada uno de las sustancias siguientes: a) Potasio; b) helio; c) uranio; d) mercurio 2) Una dosis de 250 g de arsénico puede ser letal para una persona adulta. Calcular para dicha masa: a) el número de átomos de arsénico. b) la cantidad de átomos de arsénico, expresada en mili moles. 3) Indicar si las afirmaciones siguientes son correctas (C) o incorrectas (I). a) “En 3 moles de H2SO4 hay 6 moles de átomos de hidrógeno, 32 gramos de azufre y 12 moles de moléculas de oxígeno.” . b) “El número de átomos de carbono que hay en 39,0 gramos de acetileno (C 2H2) es igual al número de átomos de carbono que hay en 0,5moles de benceno (C6H6).” 4) ¿Cuál es la masa de una muestra de aluminio (Al) que contiene 75 átomos? 5) ¿Qué pesa más, un mol de átomos de hidrógeno o 0,5 moles de átomos de oxígeno? 6) ¿Cuántas moléculas están presentes en 5g de tetracloruro de carbono (Cl4 C) y cuál es la masa de una molécula de esta sustancia? 7) La masa de un mol de hierro es 55,85 g y la de un mol de oro 197 g ¿Cuántos moles hay en un clavo de 10 g de hierro y en un anillo de 10g de oro? ¿En dónde hay mayor número de átomos, en el clavo o en el anillo? 8) ¿Cuántos moles de aspirina (C6 H 9 O 3Na) hay en una tableta de analgésico que contiene 0,5g de aspirina? ¿Cuántas moléculas de aspirina ingerimos cuando nos duele la cabeza? 9) El paracetamol es una sustancia con propiedades analgésicas. Se comercializa en pastillas que contienen 500 mg de este principio activo. Sabiendo que la masa de una molécula de paracetamol es 2,51 x 10-22g: a) Calcular su masa molar. b) ¿Cuál de las fórmulas siguientes podría corresponder a la de una molécula de paracetamol? 1) C13H18O2 2) C8H9NO2 2) C9H8O4 c) ¿Qué cantidad de paracetamol hay en una pastilla? 16
10) Si hubiese que repartir 1 mol de átomos de oro entre la población mundial (6.216 x 105 hab.) ¿cuántos átomos corresponderían a cada uno y cuál serí a la masa de esa fracción? 11) ¿Cuántos átomos, moléculas, moles de átomos y moles de moléculas se encuentran en 0,0036g de hidrógeno a temperatura ambiente? ¿Qué volumen ocupa el gas a CNPT? Con ayuda de la bibliografía, responda las siguientes preguntas 12) Mencione qué restricción impone el principio de incertidumbre de Heisenberg respecto de la localización exacta del electrón en el átomo. 13) Explique en términos de la mecánica cuántica qué representan los números cuánticos n, l, ml y ms. 14) ¿Qué un “orbital” y cuántos electrones puede contener?
15) Configuración electrónica del estado fundamental: Enuncie el principio de Aufbau, el principio de exclusión de Pauli y la Regla de Hund. 16) Escriba la configuración electrónica de los siguientes átomos e iones: C (Z= 6) F (Z= 9) Ne (Z= 10) 8O 35Br 19K 3Al a) Compare la configuración electrónica de los átomos neutros escrita por U d y la que figura en su Tabla Periódica ¿nota alguna diferencia? b) Indique para cada elemento u ión el número de electrones desapareados. d) Escriba la configuración electrónica reducida. 2-
-1
+1
3+
17)¿Cuándo se dice que un átomo es paramagnético y cuándo diamagnético? 18) Explique cómo está organizada la TP de los elementos y cuál es la propiedad básica utilizada para establecer el ordenamiento. 19) Explique a qué se denomina radio atómico y cómo varía la propiedad a largo de un período y de un grupo en la tabla periódica. Fundamente su respuesta. 20) Defina las propiedades periódicas: afinidad electrónica y potencial de ionización e i ndique su variación en relación a la tabla periódica. 21) ¿qué es el radio iónico? Explique cómo es el radio de un catión o de un anión con respecto al radio del átomo neutro (ej: Cl versus Cl y Mg versus Mg ) -
2+
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Unidad 3. Enlace químico. Estructura de Lewis. Compuestos. Tipos de compuestos. Nomenclatura Guía de conocimientos
Es un hecho que existe una gran cantidad de materia formada por aglomeración de partículas, así como también que tales aglomerados no se “desgranan” espontáneamente. Podemos
comprender la aglomeración de átomos en términos de las fuerzas que se pondrán en juego para mantenerlos juntos, originando la unión o enlace químico. Se forma un enlace si la ordenación de átomos resultante posee una energía menor que la de los átomos separados. La producción de nuevos materiales, el desarrollo de la medicina y el tratamiento del medio ambiente, que contribuyen a la calidad de vida en el planeta, han sido posibles gracias a la comprensión sobre la forma en que se unen los átomos. La primera cuestión que se plantea es acerca de la naturaleza de los átomos que reaccionan, y qué tipo de unión resultará en función de las variables energéticas que se ponen en juego. Entonces, el par de átomos que se unen puede tener: a) Propiedades periódicas totalmente diferentes: elementos de los grupos IA y VIIA, por ej. b) Propiedades periódicas cercanas: elementos de los grupos VA y VIA, por ej. c) Propiedades periódicas idénticas (o muy similares): metales o no metales consigo mismo. La naturaleza del enlace entre no metales fue explicado por Lewis en 1916, quien propuso que una unión o enlace covalente es un par de electrones compartido entre dos átomos. El enlace iónico y el enlace covalente son dos modelos teóricos extremos. Los enlaces reales presentan un carácter intermedio entre los enlaces puramente iónicos y los puramente covalentes. El modelo del enlace covalente es adecuado para describir el enlace entre no metales. El modelo del enlace iónico describe la mayoría de los compuestos sencillos. No hay una línea divisoria definida que separe el enlace covalente del iónico. Pero hay una regla bastante útil para estimar si un enlace es covalente o iónico: podemos utilizar la electronegatividad, o mejor Δχ. Ej: CsF se calcula la diferencia de electronegatividad entre dos elementos ∆EN= EN1 – EN2. (el símbolo ∆, “delta”, implica siempre diferencia, cambio) y se divide por la suma de ambas
electronegatividades
Δχ = (4-0,7)/(4+0,7)= 0,702. Se define el porcentaje de carácter iónico, %CI, como = %CI = 1,3 x Δχ x 100. Con esto, para CsF resulta un valor del 91% de carácter iónico parcial.
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Valores superiores al 50% nos indican que el enlace entre los elementos es iónico y valores inferiores que el enlace es covalente. Las Δχ más altas corresponderán al caso (a) mencionado en la hoja anterior, y las Δχ = 0 al caso
(c), quedando los valores intermedios para el caso (b). Los valores de ∆EN indican la polaridad del enlace, la cual va aumentando desde 0 hasta 1,7. Valores menores a 0,5 se consideran enlaces covalentes “no polares”. Valores superiores a 0,5 y hasta 1,7 se consideran enlaces covalentes “polares”.
Existen cuatro teorías sobre el enlace químico: (a) Teoría del octeto de Lewis. (b) Teoría de la repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia TRPECV. (c) Teoría del enlace de valencia – valencia dirigida TEV-VD. (d) Teoría de orbitales moleculares TOM. De las teorías nombradas, sólo TEV y TOM tienen su base estricta en la mecánica cuántica. Comenzaremos examinando las dos primeras, que aunque cualitativas, proveen una visión rápida y sencilla acerca de la manera en que se enlazan los átomos y qué geometría molecular cabe esperar. Teoría del octeto Fue formulada inicialmente para el enlace covalente, y se basa en la idea de que los átomos se acomodan de tal manera que reúnan 8 electrones a su alrededor, ordenados en 4 pares electrónicos. También se puede aplicar al enlace iónico. Existe una serie de consideraciones que se deben tener en cuenta para escribir las estructuras de Lewis de las moléculas (sobre todo las que tienen más de dos átomos): 1. El átomo central suele ser el de menor electronegatividad. 2. Los átomos de oxígeno no se enlazan entre sí (salvo en los peróxidos). 3. En los ácidos e hidróxidos, los átomos de hidrógeno están generalmente unidos a oxígeno, y requieren sólo dos electrones para tener configuración estable. 4. En general, ha de escribirse la estructura más simétrica, sobre todo cuando existe más de un átomo central. Luego, lo que se hace es calcular C, el número total de electrones compartidos, C = N – D. Donde N es el número total de electrones que necesitan los átomos para tener configuración estable y D es el número total de electrones de valencia disponibles. Veremos como funciona realizando, p. ej., la estructura de una molécula con enlaces covalentes (Δχ = 0,25) como es el agua, H 2O. El cálculo de 19
N nos da N = 8 + 2 + 2 = 12 y el cálculo de D nos da D = 6 + 1 + 1 = 8, lo que conduce a que C = 4. Esto significa que de los 8 electrones disponibles hay sólo 4 (dos pares) formando enlace, es decir, ubicados entre los átomos que se unen. Tomando como base el átomo de oxígeno la estructura básica será:
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Ejercitación: 1. Escriba las estructuras de Lewis para las siguientes moléculas o iones: (a) H2; (b) F2; (c) O2; (d) N2; (f) Cl 2; (g) HCl; (h) HI; (i) H 2S; (j) NH3; (k) CO2; (l) Cl−; (m) Na+; (n) HO−; (o) NH4+; (p) NO3−; (q) CO; (r) CN−; (s) SO42− ; (t) N2O. 2. En el ejercicio anterior se ha puesto de manifiesto la necesidad de colocar, en algunos casos, más de 1 par de electrones entre los átomos a enlazar. Es en este caso donde se habla de enlaces múltiples (dobles o triples). Además, también es posible escribir estructuras de iones, y esto es el fundamento de su aplicación al enlace iónico. 3. Escriba las estructuras de Lewis para las siguientes sustancias iónicas: (a) NaF; (b) KCl; (c) CaCl 2; (d) MgO; (e) Cs2O; (f) LiNO3; (g) Na2SO4; (h) NH4Cl.
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Excepciones a la regla del octeto A) Especies con número impar de electrones: existen moléculas con número impar de electrones de valencia, como las mencionadas previamente. Se puede resolver el problema sumando un electrón más a los disponibles, tal que el número de electrones compartidos ahora es par. Pero al dibujar la estructura de Lewis se ubican sólo los disponibles originalmente. El electrón impar se ubica generalmente en el átomo central. Existen excepciones en cuanto a la cantidad de pares que rodean los átomos y son: B) Octeto incompleto: algunos compuestos covalentes de metales del grupo IIA como el berilio Be, que admite 2 pares de electrones a su alrededor, y del grupo IIIA como el boro B, que admite 3 pares de electrones. C) Octeto expandido: algunos compuestos covalentes de fósforo P y azufre S que admiten 5 y 6 pares de electrones, respectivamente. Ejercitación: 4. Escriba las estructuras de Lewis para las siguientes especies que presentan enlace covalente y analice: (a) SO2; (b) SO3; (c) CO32−; (d) NO; (e) NO 2; (f) N2O5. 5. Escriba las estructuras de Lewis para: (a) BeCl2; (b) BCl3; (c) PCl5; (d) SF6. Momento dipolar El concepto de polaridad del enlace es útil para describir la proporción en la que los electrones se comparten. En un enlace covalente no polar los electrones se comparten por igual entre dos átomos. En un enlace covalente polar (el carácter iónico parcial de los enlaces puede ubicarse entre 0 y 50%) uno de los átomos ejerce mayor atracción sobre los electrones compartidos que el otro. La electronegatividad es una medida de la fuerza con que un átomo atrae un par de electrones de un enlace. El átomo más electronegativo atrae con más fuerza el par de e- del enlace. En este caso consideramos que hay una pequeña transferencia de carga, tal que en una molécula como el fluoruro de hidrógeno tendríamos la sig uiente situación: δ+ δ− H:F donde el símbolo δ (delta) representa la densidad de carga (carga por unidad de volumen). Esta
separación parcial de carga se puede caracterizar por una magnitud experimental: el momento dipolar, μ (mu): μ = δ.l, donde l es la distancia de separación. Cabe destacar que μ es una magnitud
vectorial, cuyo sentido apunta hacia el extremo más negativo del enlace. En una molécula poliatómica es importante distinguir entre enlace polar y molécula polar. La suma vectorial de los momentos individuales nos dará una idea del comportamiento global de la molécula. Molécu las con μ ≠ 0 (polares) y moléculas con μ = 0 (no polares). La forma de una molécula determina si ésta es polar o no polar.
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Teoría de la repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia TRPECV Se basa en que los pares (tanto enlazados como aislados) que rodean al átomo central de una especie formada por tres o más átomos, se ubicarán lo más alejado posible unos de otros, de tal manera de minimizar la repulsión entre ellos. Como consecuencia de ello aparece una geometría electrónica que es la distribución geométrica de los grupos de electrones alrededor del átomo central. Luego la posición de los núcleos atómicos alrededor del átomo central determinará la geometría molecular o forma de la molécula. La teoría TRPECV se puede aplicar, además, tanto a especies de octeto incompleto como expandido, y los enlaces múltiples se tratan como un solo par. Las fuerzas de repulsión se ordenan según el siguiente criterio: Par aislado - par aislado > Par aislado - par enlazado > Par enlazado par enlazado En la tabla siguiente se resumen algunas características de la TRPECV:
11) Halle los ángulos teóricos para las geometrías lineal, trigonal plana y tetraédrica. 12) Halle la forma molecular para los otros casos de la geometría tetraédrica. 13) Dadas las siguientes especies: (a) BeCl 2; (b) BF3; (c) CH4; (d) H2O; (e) NO2; (f) SO2; (g) NH3; (h) OF2; (i) SiCl 4; (j) PbCl2. i) Encuentre las geometrías electrónica y molecular. ii) Prediga los ángulos de enlace y la polaridad neta (μ total).
Guía de estudio
Describir los enlaces metálicos, iónicos y covalentes (polares y no polares) Utilizar el concepto de electronegatividad para analizar la polaridad de los enlaces. 23
¿Qué se entiende por estado de oxidación? ¿Cómo se lo determina y se lo representa? Dar ejemplos de compuestos inorgánicos binarios, ternarios y cuaternarios Discutir qué factores influyen en la geometría de una molécula, y dar ejemplos de distintas geometrías moleculares Explicar qué se entiende por molécula polar (o polarizabilidad de una molécula) y cómo influye esta en las interacciones intermoleculares Relacionar la polarizabilidad de las moléculas con su punto de ebullición y la solubilidad de las sustancias
Guía de ejercicios
1) Responder a qué tipo/s de enlace/s se refieren las proposiciones siguientes. a) Ocurren entre átomos cuya diferencia de electronegatividad es grande. b) Ocurren entre átomos que “comparten” pares de electrones. c) Se explican por la atracción electrostática entre iones de carga opuesta. d) Predominan en redes cristalinas que contienen iones de carga opuesta. e) En estado sólido no hay moléculas individuales. Visita el siguiente sitio web: http://www.educaplus.org/game/caracteristicas-de-los-enlaces 2) Basándose en los valores de electronegatividad indique cuál de los siguientes enlaces es de esperarse que sea iónico, covalente o covalente polar. a) H-O b) O-O c) H-H d) H-Cl Visita el siguiente sitio web: http://www.educaplus.org/game/naturaleza-del-enlace-quimico 3) ¿Cuál es el enlace más polar en los siguientes casos? a) H-O o H-N b) H-N o H-F Visita el siguiente sitio web: http://www.educaplus.org/game/polaridad-y-diferencias-deelectronegatividad Aunque la sacarosa (azúcar de mesa) y la sal (sal de mesa) son parecidas en apariencia, el cloruro de sodio funde a 800 ºC, mientras que el azúcar a 185 ºC. ¿Qué tipo de fuerzas dan a un compuesto iónico una resistencia tan elevada a la fusión? 4) Escribir la estructura de Lewis para la molécula de cada una de las siguientes sustancias: Cl 2, CO2, N2, P2O5, SO3. 5) Dadas las moléculas siguientes: HF, HI, HCl, 24
a) Escribir densidad de carga positiva o negativa sobre los átomos enlazados teniendo en cuenta la electronegatividad de los mismos; b) Ordenar las moléculas en orden de polaridad creciente de su enlace. c) ¿Es posible que las moléculas diatómicas homonucleares (ej. N 2, Cl2) tengan momentos dipolares permanentes? 6) El elemento X pertenece al segundo período y grupo VIA de la T.P. El elemento M tiene número atómico 16. a) Escribir la configuración electrónica de los átomos de cada uno de los elementos mencionados. b) ¿Qué tipo de unión existe entre los átomos de un compuesto formado por X y M? ¿Por qué? c) Escribir la estructura de Lewis del compuesto X 2M. d) Dar la estructura de Lewis del compuesto Na2MX3, sabiendo que el número atómico del Na es 11. 7) Completar la siguiente tabla de compuestos binarios, respondiendo en la columna “tipo de compuesto” si se trata de un hidruro, un hidrácido, un óxido metálico, un óxido no metálico o
una sal. Dibujar una estructura de Lewis para la molécula de cada uno de ellos. Fórmula química
Nombre
Función química
Estado de oxidación de los átomos
NaH Trióxido de dicloro Cl2O7 Sulfuro de hidrógeno CoS Cloruro de hierro (III) Óxido de hierro (III) SO2 HCl Fluoruro de sodio H2Se Trióxido de azufre 8) Determinar el estado de oxidación de cada átomo en l as especies siguientes: a) si se trata de, NH3, H2SO4, SO2, NO2 , CaF2, CH4 b) Mg2+, SO42-, Fe3+, Cl-, NH4+, NO3- . A: Óxidos básicos y ácidos 10) Establecer el número de oxidación para los elementos en los sig uientes compuestos e iones. a) NH3; HBr 25
b) N2O5; SO2-; Cu2O; Cr2O32-; KOH; Ni(OH)2; H2SO3; H3PO4 , SO32- , Ni(OH)3 11) Dados los siguientes compuestos escribir su fórmula molecular, su fórmula electrónica por diagrama de Lewis y decir, en cada caso, qué número de oxidación tienen los elementos que componen su fórmula. a) Óxido de Hierro III; b) Monóxido de dicloro; c) Pentóxido de dinitrógeno; d) Óxido de aluminio; e) Óxido mercurioso; f) Dióxido de carbono; g) Óxido nítrico; h) Óxido perclórico; i) Óxido sulfúrico; j) Óxido de cobre II; k) Óxido de fósforo V B: Hidruros metálicos y no metálicos 12) Escriba la fórmula molecular de los siguientes compuestos a) Bromuro de hidrógeno; b) Hidruro de manganeso II; c) Sulfuro de hidrógeno; d) Ioduro de hidrógeno; e) Hidruro de bismuto III. C: Hidróxidos 13) Escriba la fórmula molecular de los siguientes compuestos y sus ecuaciones de disociación. a) Hidróxido de sodio; b) Hidróxido plúmbico; c)Hidróxido de cinc; d)Hidróxido de cobre II; e) Hidróxido de aluminio; f) Hidróxido férrico. D: Hidrácidos y oxoácidos 14) Nombre los siguientes hidrácidos y escribas sus ecuaciones de disociación. a) H2S; b) HCl; c) HBr; d)HI; e) HF . E: Sales 15) Escriba la fórmula molecular de los siguientes compuestos. Clasifíquelas en oxosales y sales de hidrácidos y escriba sus ecuaciones de disociación. a) Nitrato de sodio; b) Sulfato de calcio; c) Hipoclorito de sodio; d) Fosfato tricálcico; e) Cromato de aluminio; f)Nitrito de plata; g) Bromuro de calcio; h)Bicarbonato de sodio.
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Unidad 4. Reacciones químicas, estequiometria y soluciones Guía de estudio
¿Qué se entiende por cambio físico y qué diferencias tiene con cambio químico? Proponer un ejemplo de cada uno. ¿Qué principio o ley científica se aplica en el proceso de balancear ecuaciones químicas? ¿Qué símbolos se emplean para representar gases, líquidos, sólidos y soluciones acuosas en las ecuaciones químicas? ¿Qué diferencia hay entre P 4 y 4P? ¿A qué se denominan reacciones de: a) neutralización, b) combustión, c) síntesis, d) descomposición, e) precipitación, f) oxidorreducción (redox)? Explicar el significado de la pureza de una sustancia Explicar qué significa que una sustancia sea el reactivo limitante de una reacción. ¿Con qué problema introductorio se conecta esto? Explicar el significado de rendimiento de una reacción química. Definir porcentaje de rendimiento. ¿Cuáles pueden ser las distintas unidades en que se presente la CANTIDAD de una sustancia dada en un cálculo estequiométrico? ¿A qué compuesto químico se refiere un enunciado cuando dice “reaccionan x gramos de
oxígeno? ¿Con qué otras sustancias ocurre lo mismo? Guía de ejercicios
1) Cuando los gases nitrógeno y oxígeno reaccionan en el cilindro de un motor de automóvil se forma gas óxido nítrico. Después de que pasa a la atmósfera con otros gases del escape, el NO reacciona con el oxígeno para producir gas dióxido de nitrógeno, uno de los precursores de la lluvia ácida. Escriba las dos ecuaciones equilibradas para las reacciones que conducen a la formación del dióxido de nitrógeno. 2) Escriba la fórmula química de cada sustancia, las reacciones químicas balanceadas y clasifíquelas. a) El carbonato de zinc se calienta para dar óxido de zinc y dióxido de carbono. b) El dióxido de silicio reacciona con ácido fluorhídrico para dar tetrafluoruro de silicio en agua. c) El ácido perclórico reacciona con cadmio para formar perclorato de cadmio. d) El magnesio reacciona con oxígeno para dar oxido de magnesio. Visita el siguiente sitio web: http://www.educaplus.org/game/ajuste-de-reacciones 3) Clasifique cada una de las siguientes reacciones como de precipitación, neutralización ácidobase o redox. Si es una reacción de precipitación escriba una ecuación iónica neta; si es una
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reacción de neutralización, identifique el ácido y la base; si es una reacción redox identifique el agente oxidante y el reductor. a) Producción de tungsteno a partir de su óxido WO3 (s) + 3 H2 (g)
W (s) + H2O (l)
b) Obtención de acetato de potasio: KOH (ac) + CH3COOH (ac)
CH3COOK (ac) + H2O (l)
c) Generación de hidrógeno en el laboratorio: Mg (s) + 2 HCl (ac)
MgCl 2 (ac) + H2 (g)
d) Prueba para iones bromuro en solución: AgNO3 (ac) + Br- (ac)
AgBr (s) + NO3- (ac)
4) Explique las diferencias importantes entre los términos: a) Fórmula química y ecuación química b) Rendimiento real y rendimiento teórico. 5) La reacción del elemento A con el elemento B para formar el compuesto C se representan en el siguiente diagrama: A2 B2 C
Escriba la ecuación química y determine cuál es el reactivo limitante 6) La cal (CaO) se disuelve en ácido muriático (HCl) para formar CaCl 2. a) Escriba la ecuación química que representa a esta reacción química. b) ¿Cuántos moles de HCl serían necesarios para disolver 8,8 moles de CaO? c) ¿Cuántos moles de agua se formaran en este caso? 7) Un tubo de ensayo que contiene clorato (V) de potasio se calienta hasta la descomposición total de esta sustancia según la siguiente reacción: 28
2 KClO3 (s)
2 KCl (S) + 3 O2 (g)
El tubo más su contenido inicial tenía una masa de 21,68 g y la pérdida de masa ha sido de 0,96 g. ¿Podría decir cuál era la masa de clorato y cuánto pesa el tubo vacío?
8) La mezcla de hidrógeno y cloro que se ve en el diagrama a nivel molecular se hace reaccionar para formar cloruro de hidrógeno. H2 Cl2 HCl
a) b) c) d)
Dibuje un diagrama a nivel molecular de la mezcla que se producirá. ¿Cuántas moléculas de cloruro de hidrógeno se forman? Identifique cuál es el reactivo en exceso. ¿Cuántas moléculas quedan sin reaccionar?
9) Se hacen reaccionar 197 g de MnO2 y 6,00 moles de HCl disueltos en agua, según la reacción: MnO2 + HCl
MnCl2 + Cl2 + H2O
¿Cuál de los reactivos se consume totalmente y que masa de cloro se forma? 10) Luego de la reacción: Mg3N2 + H2O
Mg(OH)2 + NH3
Se obtuvo 0,10 mol de amoníaco y sobraron 1,80 g de agua. Calcular las masas iniciales de reactivos. 11) La siguiente reacción tiene un rendimiento del 95% Na2CO3 + Ca(OH)2
CaCO3 + NaOH
Si se parte de 36 g de carbonato a) ¿Qué masa de NaOH se forma? b) ¿Cuántos moles de Ca(OH)2 intervienen en la reacción?
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12) Se hacen reaccionar 150,0 g de AgNO3 con un exceso de HCl. Si se producen 122,1 g de AgCl. ¿Cuál es el rendimiento de la reacción? 13) Cuando el benceno (C 6H6) reacciona con bromo se obtiene bromobenceno (C6H5Br): C6H6 + Br2
C6H5Br
+ HBr
a) Calcule el rendimiento teórico del bromobenceno en esta reacción si 30,0 g de benceno reaccionan con 65 g de bromo. b) Si el rendimiento real de bromobenceno fue de 56,7 g calcule el porcentaje de rendimiento. Visita el siguiente sitio web: http://www.educaplus.org/game/calculo-de-la-cantidad-de-sustancia 14) Una disolución acuosa tiene 6,00% en masa de metanol, CH3OH, d= 0.988 g/ml . ¿Cuál es la molaridad del metanol es esta disolución? 15) El ácido sulfúrico 6 M tiene una densidad de 1,338 g/cm 3. ¿Cuál es el % en masa de ácido sulfúrico en esta disolución? 16) Determine que masa de Mg(OH)2 está contenida en: a) 500 ml de una solución de Mg(OH)2 0,1 M. b) 300 ml de una disolución de Mg(OH) 2 al 10% m/m (densidad= 1,07 g/ml) 17) ¿Qué volumen de una solución de HCl concentrado 36% m/v será necesario para preparar 200 ml de una solución 0,25 M? 18) Un experimento requiere el uso de 60 ml de una solución de NaOH 0,50 M. El asistente del depósito puede encontrar solamente una botella de reactivo de una solución de NaOH 2,5 M. ¿Cómo se preparará la solución de NaOH 0,50M? 19) Un químico prepara una solución disolviendo 2,645 g de NaNO3 en agua suficiente para tener 200,0 ml de solución. ¿Qué concentración molar aparecerá en la etiqueta? Si el químico erróneamente usa un matraz aforado de 250 ml en lugar de un matraz de 200 ml. ¿Qué concentración de nitrato de sodio preparará realmente? 20) Dada una solución de H 2SO4 que contiene 9,8 g de soluto en 0,5 dm3 determinar: a) b) c) d)
Molaridad Normalidad Concentración % m/v Concentración en % m/m. Si la densidad de la solución es de 1,68 g/cm3
21) Ordene en forma creciente de concentración las siguientes soluciones de HCl y justifique con cálculos: a) 0,0010 M 30
b) 0,30 g/dm3 c) 0,029 g/100 cm3 d) 0,16 g/250 ml. 22) Explique y justifique con cálculos cómo prepararía 2,00 dm 3 de una solución de BaCl 2 0,108 M, a partir de BaCl2.2H2O. 23) Para una solución de 30 g de HCl en 800 ml de agua. Considere la densidad del agua como 1g/ml. Calcular la concentración de la solución como: a) Porcentaje masa en volumen (%m/v) b) Molaridad (M) c) Fracción molar de soluto (Xsto)
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Unidad 5. Equilibrio químico Guía de estudio
¿Qué se entiende por equilibrio químico?¿Es un proceso estático o dinámico? ¿Cómo se expresa la constante de equilibrio en función de las concentraciones de reactivos y de productos? ¿Qué información proporciona la constante de equilibrio de una reacción? ¿Cómo se estima que una reacción está en equilibrio? En los casos en que no está en equilibrio, explique hacia dónde puede evolucionar la reacción y de qué depende esto. Analizar el efecto de la temperatura de reacción en el valor de la constante de equilibrio.
Guía de ejercicios
1) Explique lo que es incorrecto acerca de los enunciados siguientes: a) En el equilibrio ya no se transforman reactivos en productos. b) En el equilibrio la constante de velocidad de la reacción directa es ig ual a la reacción inversa. c) En el equilibrio hay cantidades iguales de reactivos y productos. 2) Escriba la expresión de la constante de equilibrio Kc y kp para las siguientes reacciones: a) O2 (g) + 2H2 (g)
2H2O (g)
b) I2 (s) + H2 (g)
2HI (g)
c) CaF2 (s)
Ca 2+ (ac) + 2F- (ac)
3) Expresar la constante de equilibrio Kc de cada una de las siguientes reacciones. Los valores de los calores de reacción correspondientes son para la reacción directa. Predecir el sentido de desplazamiento de la reacción si se perturba el sistema en equilibrio con un aumento de la presión o con un aumento de la temperatura. a) O2 (g) + N2 (g) b) O2 (g) + 1/2 N2 (g) c) 3H2 (g) + N2 (g)
2NO (g)
ΔH= 43,2 Kcal/mol
NO2 (g) ΔH= 8,03 Kcal/mol 2NH3 (g) ΔH= -22 Kcal/mol
4) Considere el siguiente equilibrio gaseoso homogéneo: CO (g) + NO2 (g)
NO (g) + CO2 (g)
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Indicar si la concentración del CO 2 (g) en el equilibrio aumenta, disminuye, o no es afectada, cuando se perturba el sistema: a) b) c) d)
Se disminuye la presión. Se introduce más CO en el recipiente. Se introduce más NO en el recipiente. Se añade un catalizador.
5) Calcular la constante Kp PCl3 (g) + Cl2 (g)
PCl5 (g)
Si en el equilibrio, las presiones parciales son: PCl 3 = 0,20 atm; Cl2 =0,10 atm y PCl5 = 1,2 atm. 6) Calcular Kc para el siguiente equilibrio SO2 (g) + 1/2 O2 (g)
SO3 (g)
Sabiendo que la constante Kp a 727 ºC es 1,86. 7) La constante de equilibrio de la reacción CO (g) + H2O (g)
CO2 (g) + H2 (g)
Es 4,00 a una determinada temperatura. Calcule las concentraciones de equilibrio del CO, H2O, O2 y H2 si solamente 1,00 mol por litro de CO y 3,00 mol/L de agua formaban el sistema inicial. 8) En un recipiente de 5,00 L se introducen 1,8 moles de PCl5 a 250 ºC. Calcular las concentraciones de equilibrio sabiendo que Kc para el proceso es 0,042. PCl5 (g)
PCl 3 (g) + Cl2 (g)
9) En un recipiente de 2 L se introducen 28 g de N 2 (g) y 3,23 g de H2 (g), se cierra y se calienta a 350 ºC. Una vez alcanzado el equilibrio se determina que hay 5, 11 g de NH 3 en el recipiente y 0,85 mol de Nitrógeno y 1,17 mol de hidrógeno. a) Escriba la ecuación química y calcule el Kc b) ¿Cómo debe variar el volumen del recipiente para tener más amoníaco? c) ¿Cómo debe variar la temperatura para tener más amoníaco si la reacción es endotérmica? 10) La reducción del dióxido de carbono a monóxido de carbono, con carbono al rojo, es un proceso de equilibrio: CO2(g) + C(s) ⇔ 2CO(g)
ΔH = 23,2 kJ a 40ºC
Explicar hacia donde se desplazará el equilibrio si: a) Disminuimos la presión total b) Disminuimos la presión parcial de CO 2(g) 33
c) Añadimos más C(s) d) Calentamos hasta 70ºC. e) ¿Qué le ocurriría a Kp en cada caso?. 11) Defina equilibrio químico. ¿Cuál es la diferencia entre equilibrio químico y equilibrio físico? 12) Describa la importancia del equilibrio químico en el estudio de las reacciones químicas. 13) ¿En qué se diferencia el cociente de reacción de la constante de equilibrio?
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Unidad 6. Ácidos y Bases Guía de estudio
Dar ejemplos de sustancias y especies iónicas que se comportan como ácidos o bases en soluciones acuosas (según la teoría de Bronsted-Lowry)
Definir el operador matemático “p” (por ejemplo pH, pOH, pK)
¿Cómo se explica el doble comportamiento ácido básico del agua? ¿Cómo se define el producto iónico del agua? ¿Qué se entiende por ácidos y bases fuertes? ¿Qué se entiende por ácidos y bases débiles? Dar dos ejemplos de cada uno. ¿Cuál es la relación entre la fuerza relativa de los ácidos y la correspondiente a sus bases conjugadas?
Guía de ejercicios
1) Se disuelven 127 g de alcohol etílico en agua suficiente para preparar 1,35 L de disolución. ¿Cuál es la molaridad? 2) Una solución de ácido sulfúrico que contiene 571,6 g de H 2SO4 por litro de solución tiene una densidad de 1,329 g/ml. Calcular la concentración de H 2SO4 en la solución expresada como: a) % p/p b) % p/v c) Molaridad y Normalidad 3) Calcular el peso de Al2(SO4)3.18H2O necesarios para preparar 100 ml de una solución que contenga 40 mg de Al 3+ por mililitro. 4) Calcular la molaridad de la solución resultante cuando a cada una de las siguientes soluciones acuosas se les añade agua hasta un volumen final de 2L. a) 125 ml de HCl 0,15 M. b) 50 ml de HNO3 40 % p/v c) 300 ml de KOH 32% p/p con = 1,31 g/ml 5) Determine el pH de las siguientes soluciones. ¿Cuál es la concentración molar de protones y de oxidrilos en cada caso?: a) Ácido clorhídrico 0,010 M b) Hidróxido de potasio 0,200 M c) Fenol 0,0068 M d) Hidroxilamina 0,080 M 6) Calcule el pH de la solución obtenida al diluir 10 ml de una solución de hidróxido de sodio 2,0 M con agua hasta un volumen de 250 ml. 35
7) En un laboratorio de tienen dos matraces, uno conteniendo 15 ml de HCl 0,05 M y el otro 15 ml de ácido acético 0,05 M. a) Calcule el pH de cada una de ellas. b) ¿Qué cantidad de agua se deberá añadir a la más ácida para que el pH de las dos soluciones sea el mismo? 8) Se desea saber el pH de una solución acuosa de amoniaco 0,150 M. 9) Calcule el pH de las siguientes mezclas: a) b) c) d)
200 ml HNO3 0,150 M + 75,0 ml HCl 0,250 M. 250 ml HCOOH 0,100 M + 80 ml HClO4 50, 0 x 10-3 M 12,0 ml NaOH 0,040 M + 300 ml CH3NH2 0,200 M 300 ml C6H5COOH 0,350 M + 200 ml NaOH 1,00 M
10) Justifique si son correctas o no las siguientes afirmaciones a) Una solución de NH 4Cl siempre da lugar a una disolución básica b) La mezcla estequiométrica de HCl y NaOH de lugar a una disolución ácida. c) Una disolución de CH 3COOH siempre tiene carácter básico. 11) Se disuelven en agua 0,80 g de NaOH y 2,80 g de Ba(OH)2 hasta completar 700 ml de disolución. ¿Qué pH tendrá la disolución final? Visita el siguiente sito web: http://www.educaplus.org/game/ionizacion 12) Escriba los ácidos conjugados de las siguientes especies a) HSO4- / Cl- / S2- /NO3b) Indique los pares de ácido/base conjugados i.-
ii.-
13) Calcule el número de moles de KOH que hay en 5,50 ml de una disolución de KOH 0,360 M ¿Cuál es el pH de la disolución?
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14) Para los siguientes ácidos y base a.- NaOH b.-Ca(OH)2
f.- HCl g.- H2S
c.-Al(OH)3
h. H2SO3
d.-Ni(OH)2
i.-H2CO3
e.- Ni(OH)3
j.-HI
a) Escriba la ecuación de disociación para cada uno de ellos. b) Nombrar según nomenclatura tradicional. c) Forme almenos diez sales combinando los elementos anteriores. Escriba la correspondiente reacción balanceada, escriba luego la disociación de dichas sales y nombre los cationes y aniones que se forman 15) Complete el siguiente cuadro. Suponga que existe disociación total en todos los casos Fórmula Ca(OH)2 Ni(OH)3 LiOH HCl H2 S
Concentración molar 0,15 0,025 0,15 0,63 0,32
pH
pOH
[H+]
[OH-]
16.- Según Arrhenius, una sustancia es una base si: a.- Libera protones en el agua b.- Produce iones hidróxido en agua c.- Produce iones hidronio en el agua 17.- Un ácido débil tiene una ka=1.8·10 -5, la constante de basicidad de su base conjugada será: a.- 5.56·10-8 b.- 5·10-8 c.- 5·10-12 d.- 5.56·10-10 18.- La concentración de iones H 3O+ en una disolución acuosa cuyo pOH es de 2,7 es: a.- 3·10-12 mol/l b.- 4·10-12 mol/l 37
c.- 2·10-12 mol/l d.- 5·10-12 mol/l 19.- ¿Cuál sería la base conjugada del HCI? a.- H2Cl b.- Clc.- NH3 d.- OH20.- Según Brönsted-Lowry, una base es: a.- Una sustancia capaz de captar protones de otra b.- Una sustancia capaz de ceder iones hidróxido a otra c.- Una sustancia capaz de ceder protones a otra
21.- Según la teoría de Brönsted-Lowry, ¿cuál de estas sustancias puede actuar como ácido y como base (sustancia anfótera)? a.- HCO3b.- CO32c.- H3O+ 22.- El grado de ionización en agua de un ácido fuerte a.- Puede ser mayor o menor que el de un ácido débil b.- Es menor que el de un ácido débil c.- Es mayor que el de un ácido débil 23.- Al analizar el indicador ácido-base llamado azul de bromotimol se concluye que presenta los siguientes colores entre los pH indicados:
De acuerdo a lo indicado, es correcto afirmar que: a) El indicador toma el color amarillo frente a una solución neutra b) Si el indicador se pone azul, quiere decir que está en ambiente ácido c) Si se agrega el indicador a una solución 0,1 molar del ácido fuerte HCl, se pone azul d) El indicador en presencia de una solución de NaOH 0,1 molar se pone amarillo e) El indicador en HNO 3 0,1 molar es amarillo y en KOH 0,1 molar es azul 24.- Un ácido es más fuerte cuando posee: I. Menor valor de pH II. Mayor valor de la Ka III. Mayor [ H +] en la solución a) Solo I b) Solo II 38
c) Solo III d) II y III e) I, II y III 25.- En la siguiente ecuación química H2O + HCOOH HCOO- + H3O+ I. el HCOOH es un ácido. II. el HCOOH es la base conjugada del ión HCOOIII. H 3O+ es un ácido conjugado. IV. H2O es una base. La alternativa correcta es a. Sólo I b. Sólo II c. Sólo II y III d. Sólo I, III y IV e. ninguna de las anteriores.
***
Ejercicios de parciales
1.-Para cada una de las sustancias siguientes: a) Identifique cada sustancia como compuesto iónico, compuesto molecular, u ión (diga si es un catión o un anión). b) Realice la estructura de Lewis. c) Señale cada enlace como iónico, covalente no polar o covalentes polar. a b c CO32-
F2
MgF2
H2 O
39
2.- Ordene los siguientes elementos según radio atómico creciente y justifique su respuesta: 87Fr; 3Li; 9F; 26Fe
3. Escriba la configuración electrónica de: V3+ y C4a) Marque la CEE b) Diga en ambos casos con que elementos son isoelectrónicos 4.- Complete el siguiente cuadro La función química se refiere a la clasificación en ácidos (hidrácidos-oxoácidos), hidróxidos, hidruros (metálicos o no metálicos), Sales (sal de hidrácido u oxosal), óxidos (ácidos ó básicos). Nomenclatura Clásica
Atomicidad
Función química
ZnCO3 HI HNO3 Al(OH)3
5.-Identifique los siguientes cambios como físicos (F) o químicos (q) a) Ruptura de una copa de vidrio b) Proceso de fotosíntesis c) Estirar una liguita d) Reducción del volumen de un globo colocado en el freezer. 6. Para un sistema formado por una suspensión de carbón en polvo en una solución acuosa de sal: a) ¿El sistema es homogéneo o heterogéneo? b) ¿Cuántas fases y cuantos componentes tiene? c) Indique en un esquema como separaría cada uno de sus componentes. 7.- El amoniaco se descompone en nitrógeno e hidrógeno, ambos en estado gaseoso. a) Escribe la ecuación de la reacción ajustada. b) Calcula la cantidad de moles de hidrógeno que se desprende en la descomposición de 68 g de amoníaco. c) ¿Cuántas moléculas de hidrógeno se desprenden? 8.- Por tostación de una pirita del 75% de pureza se obtiene óxido férrico según la reacción: FeS2 + O2
SO2 + Fe2O3
a) Calcula la masa en gramos de óxido férrico obtenido a partir de 500 g de pirita y 80 L de oxígeno. Considere CNPyT. 40
9.- Complete el siguiente cuadro. Soluciones
Concentración M
Concentración % m/v
Se prepara una solución de 900 mg de K2SO3 en un volumen final de 250 ml de agua
Solución de ácido HCl 13 g/ml
10.- Complete el siguiente cuadro La función química se refiere a la clasificación en ácidos (hidrácidos-oxoácidos), hidróxidos, hidruros (metálicos o no metálicos), Sales (sal de hidrácido u oxosal), óxidos (ácidos ó básicos). Fórmula
Clásica
Atomicidad
Función química
SrSO3 Ácido sulfhídrico HK Tetra-hidróxido de estaño
11.- Sea el equilibrio: Xe(g) + 2F2(g) ⇔ XeF4(g) ΔH = -218 kJ/mol. a.- Escriba la expresión de la constante de equilibrio kc y kp b.-Explicar en qué sentido evoluciona el equilibrio (de reactivo a producto ó de producto a reactivo) si: i) Aumenta el volumen total, a T=cte. ii) Si disminuye la temperatura, a V=cte. iii) Aumenta la presión de Xe(g) a volumen constante. iv) Disminuye la presión total (a T=cte.) 12.- Si se agrega una sustancia desconocida X a un vaso que contiene agua y aumenta la acidez. Entonces: (marque la o las opciones correctas) a.- El pH disminuye b.- La sustancia X debe ser una base c.- La concentración molar de protones es mayor que 1x10-7 d.- El valor del pH tiene que aumentar e.- Aumentó la concentración de iones OH -
41
13.-El pH de una solución acuosa de la base fuerte Fe(OH)3 de concentración 0,01 molar, es: a.- 1,52 B.- 12 C.- 12,47 D.- 2 E) Ninguno de los resultados es correcto Escriba la ecuación de disociación 14.- Para la reacción H2(g) + I2(g) ⇔ 2HI(g), K = 50 a 450 ºC. En un reactor de 1 litros se introducen 1 mol de H2, 1 mol de I2 y 2 moles de HI. La cantidad de moles de cada gas en el equilibrio es: a.- 0,55; 0,55 y 2,55 moles b.- 0,44; 0,44 y 3,1 moles c.- 0,34; 0,34 y 2,68 moles d.- Ninguna de las opciones es correcta Justifique con cálculos *** 1.- Calcule las cantidades indicadas y escriba su respuesta en la g rilla, con las unidades correspondientes. El número de átomos de oxígeno contenidos en 2 moles de Zn(NO3)2 El número de moléculas contenidas en 137,85 g de sulfuro de litio La masa de 3 moles del catión divalente isoelectrónico con el Argón Responda: ¿por qué la cantidad de moles es una magnitud escalar (es decir que no lleva unidades)? 2.- Complete la siguiente tabla y esquematice debajo la estructura de Lewis de los dos primeros compuestos Fórmula química
Nomenclatura clásica
Atomicidad
¿Compuesto covalente o iónico?
Función química
Mg3N2 BeH2 Cu3(PO4)2 HBrO4
Responde: ¿qué tipo de fuerzas intermoleculares desarrolla el HCl? Justifique. Fuerzas dipolo dipolo (por dipolos permanentes, ya que es una unión covalente polar)
42
3.- Completa la siguiente tabla Elemento Zr 131
e-
N
Z
A
Configuración electrónica externa
I
Hg2+ Se2-
4.- La mayor parte del ácido clorhídrico comercial se prepara calentando cloruro de sodio con ácido sulfúrico concentrado: H2SO4 (ac) + NaCl (s)
Na2SO4 (ac) + HCl (ac)
Calcule: a.-El número de moles de ácido clorhídrico que puede obtenerse a partir de 100 g de cloruro de sodio. b.-La masa de sulfato de sodio que puede obtenerse con una muestra de 200 g de cloruro de sodio con 87% de pureza. c.-Los moles de HCl que se obtienen a partir de 10 moles de ácido sulfúrico y 150 g de NaCl (puro). 5.- Complete la siguiente tabla (realice los cálculos en hoja aparte) Molaridad
H+
OH-
pH
POH
HCl 2%m/m, d= 1,12 g/ml Ca(OH)2 2 mg/L Escriba las ecuaciones de disociación 6.- Según la teoría de Bronted-Lowry. Cómo se define un ácido y una base? 7.- Para la siguiente reacción en equilibrio CO (g) + 2H2 (g)
CH3OH (g) exotérmica
Prediga en qué sentido se desplazará el equilibrio si: i.- Se agrega H2 ii. Se disminuye la temperatura iii. Aumenta la presión total iv. Disminuye la presión de monóxido de carbono 43
Justifique brevemente sus respuestas 8.- Un equilibrio homogéneo es aquel en el cual: a.- Todos los componentes se encuentran en el mismo estado físico b.- Todos los componentes son gaseosos c.- Todos los componentes se encuentran disueltos d.- Todos los componentes son homogéneo 9.- Respetando el orden de presentación, indicar en que opción están TODAS las fórmulas correctas de: óxido de plúmbico, Carbonato (IV) de hidrógeno, trihidróxido de aluminio, ácido bromhídrico y nitrito férrico. a.- PbO, H2CO3 , Al3(OH), HBr, FeNO3 b.- Pb2O, H2CO4 , Al(OH)3, HBr, FeNO3 c.- PbO2, H2CO3 , Al(OH)3, HBr, Fe(NO2)3 d.- Ninguna es correcta 10.- CO (g) + 2H2 (g) CH3OH (g) exotérmica a.- Escriba la expresión de la constante de equilibrio kc y explique su relación el coeficiente de reacción Qr. *** Apéndice 1: Ejercicios progresivos de nomenclatura química
1. COMPUESTOS BINARIOS 1.1. Compuestos sin oxígeno HIDRÁCIDOS HFl fluoruro de hidrógeno – Ácido fluorhídrico HCl HBr HI H2 S H2Te SALES DE HIDRÁCIDOS – Con metales de único nº de oxidación NaFl fluoruro de sodio NaCl KCl LiBr LiF MgCl2 CaBr2 Ca2C carburo de calcio Li2S K2S MgS BaS Sales de hidrácido- Con metales de más de un número de oxidación PbCl2 cloruro plumboso PbCl4 cloruro plúmbico Cu2S CuS 44
AuCl AuCl3 SnBr2 SnBr4 PtF2 PtF4 1.2 Compuestos con oxígeno (BINARIOS) Oxidos básicos, con metales con único número de oxidación CaO Na2O K2O MgO Li2O BaO AlO3 Ag2O CdO Con metales con más de un número de oxidación FeO óxido ferroso Fe2O3 óxido férrico Cu2O CuO PbO PbO2 SnO SnO2 Oxidos ácidos (anhídridos) CO2 dióxido de carbono SO2 SO3 NO2 Br2O óxido hipobromoso Br2O3 óxido bromoso Br2O5 óxido brómico Br2O7 óxido perbrómico I2 O I2O3 I2O5 I2O7 2. COMPUESTOS TERNARIOS La mayoría de los compuestos ternarios incluyen oxígeno, aunque no todos. Aquí solo consideraremos los que incluyen oxígeno. 2.1. OXOÁCIDOS H2CO3 ÁCIDO CARBÓNICO H2SO3 ÁCIDO SULFUROSO H2SO4 ÁCIDO SULFURICO H2TeO3 HClO ÁCIDO HIPOCLOROSO HClO2 ÁCIDO CLOROSO HClO3 ÁCIDO CLÓRICO HClO4 ÁCIDO PERCLÓRICO HBrO HBrO3
H2TeO4
HBrO2 HBrO4
45
2.2. OXOSALES Copiaremos todos los ejemplos anteriores pero reemplazando al HIDRÓGENO por un METAL DE ÚNICO NÚMERO DE OXIDACIÓN CaCO3 CARBONATO DE CALCIO MgSO3 SULFITO DE MAGNESIO MgSO4 SULFATO DE MAGNESIO Na2TeO3 Na2TeO4 KClO HIPOCLORITO DE POTASIO KClO2 CLORITO DE POTASIO KClO3 CLORATO DE POTASIO KClO4 PERCLORATO DE POTASIO LiBrO LiBrO2 LiBrO3 LiBrO4 con metales con más de un número de oxidación Cu2SO3 CuSO3 Cu2SO4 CuSO4 FeSO3 FeSO4 Hg2SO3 Hg2SO4
SULFITO CUPROSO SULFITO CUPRICO SULFATO CUPROSO SULFATO CÚPRICO
CuClO hipoclorito cuproso Cu(ClO)2 hipoclorito cúprico HgClO2 clorito mercurioso Hg(ClO2)2 clorito mercúrico Pb(ClO3)2 clorato plumb….. Pb(ClO3)4 clorato plumb…… Ni(ClO4)2 perclorato niquel…. Ni(ClO4)3 perclorato niquél…. CuBrO HgBrO2 Pb(BrO3)2
Fe2(SO3)3 Fe2(SO4)3 HgSO3 HgSO4
Cu(BrO)2 Hg(BrO2)2 Pb(BrO4)4
2.3. HIDRÓXIDOS Con metales con único número de oxidación NaOH KOH AgOH LiOH Ba(OH)2 Mg(OH)2 46
Zn(OH)2 Con metales de más de un número de oxidación CuOH Hidróxido cuproso Cu(OH)2 Hidróxido cùprico AuOH Au(OH)3 Sn(OH) 2 Sn(OH)4 Fe(OH) Fe(OH)3
*** Apéndice 2: Respuestas a las Guías de ejercicios
Unidad 1 6.-a.- Sistema heterogéneo/b.- tres fases y tres componentes/c.-Imantación (separo Fe), disolución (disuelvo sal) y filtración (separo arena) y evaporación para recuperar la sal. 7.- Identifique cada una de las siguientes propiedades como físicas, químicas o combinación de ambos. a.- Químico/b.- Químico/c.-Físico/d.-Físico/e.-químico/f.-Físico 8.- Indique el estado de agregación con la propiedad correspondiente a.- Líquido y Gaseoso/b.- Gaseoso/c.- Líquido y sólido/d.- Sólido/e.-Gaseoso/f.-Sólido/g.-Sólido/h.-Líquido/i.Gaseoso 9.- Coloque el nombre del cambio de estado correspondiente
Solidificación Líquido Fusión
Vaporización sublimación Sólido sublimación Condensación
Gaseoso
10.- A_ Mezcla Homogénea/B_ Elemento químico/ C_ Sustancia Pura compuesta/D_ Mezcla heterogénea/E_ Mezcla homogénea/F_ Sustancia pura compuesta/G_ Mezcla heterogénea/H_ Mezcla Homogénea 11.- Indicar cuáles de las propiedades de un trozo de hierro son intensivas y extensivas Propiedad Masa: 40 g Densidad: 7,8 g/cm3 Color: grisáceo brillante Punto de fusión 1534 °C Volumen: 5,13 cm3 Se oxida en presencia de humedad Insoluble en agua
Intensiva
Extensiva X
X X X X X X
12.- a.-Compuesto/b.-Compuesto/c.-Compuesto (N2), Compuesto (O2) ó sustancias simples y Ar elemento/ d.-Compuesto/e.- Elemento/ f.- Compuesto ó Sustancia simple formada por átomos de carbono 13.- a.-F/b.-F/c.-V/d.-F/e.-V/f.-F/g.-F 14.- a.- V/b.-V/c.-F/d.-V/e.-F/f.-F/g.-V 15.- a.-F/b.-F/c.-V/d.-V/e.-V 16.- a.- V/b.- F/c.- F
47
17.- d.- tres fases 18.- c.- Correcta 19.- a.-Elemento/b.-Sustancia simple/c.- Solución/d.-Sustancia compuesta/e.-Mezcla homogénea/f.-Mezcla homogénea/g.-Mezcla heterogénea/h.-Mezcla homogénea/i.-Sustancia compuesta/j.-Sustancia compuesta/k.-Sustancia compuesta/l.-Mezcla heterogénea 21.- A) 3 m ; 3,001 m ; 20 m/B) 0,02504 m 2; 3 m2; 8500 m 2 /C.- 0,403 l; 0,5 l; 8,5 l; 10 l. 22.- 1720cm 2; 172dm2; 0,0172m 2. 23.-1,2.10 6/8,97.10 -4/1,2456.10 3/1,23.10 -5 24.-200.000/0,000156/25.000/0.0000076 25.-a.-0,24g/cm 3 ; b.- 3,95.10 4 g; c.- 100 cm 3 26.- V=113,1m 3. Masa= 893,43.10 3 kg. 27.- A) T=40,56°C/B) T= 158K/C) T=11372 °F/D) T= 280,2
Unidad 2 1.- Completa la siguiente tabla Símbolo 18
8O
12 27
Número atómico 8 6 12 17 9
6C
12Mg
35
17 Cl
19
9F
Cantidad de Protones 8 6 12 17 9
Cantidad de Neutrones 10 6 15 18 10
Número másico 18 12 27 35 19
2.- Ca, 20 protones, 20 neutrones y 20 electrones. 3.- 16 electrones. Oxígeno 4.- Aproximadamente 2000 5.a.- 35 protones y 45 neutrones/b.- 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p5/c.-7/d.-n=4, l= 1/e.-1/f.-4s 2, 4p5/ g.- 4s2, 4p6 6.- a.-Magnesio (Mg)/b.-Titanio (Ti)/c.-Estroncio (Sr)/d.-Calcio (Ca) 7.- correctas (C) o incorrectas (I). a.- I/b.-I/c.-C/d.-C 8.-a.-Incorrecta/b.-Incorrecta/c.-Incorrecta/d.-Correcta 9.- a.-Incorrecto/b.-Incorrecto/c.-Correcto/d.- Correcto/e.-Correcto/f.-Correcto 10.a.-Falso/b.-Falso/c.-Verdadero/d.-Verdadero/e.-Falso/f.-Falso/g.-Falso/h.-Falso/i.-Falso/j.-Falso/k.Verdadero/l. Verdadero 11.Elemento
Z
N
A
Nº electrones
Carga neta
H
1
2
3
1
0
Li
3
4
7
3
0
Ca Li
20 3
20 3
40 6
20 3
0 0
Ag
47
61
108
47
0
48
C
6
6
12
6
0
Pb
82
125
207
82
0
Cu
29
35
64
29
0
He+
2
2
4
1
+1
FO Be ClU U
9 8 4 17 92 92
10 8 2 18 146 143
19 16 6 35 238 235
10 10 2 18 92 92
-1 -2 +2 -1 0 0
TABLA PERIÓDICA 1.- a.-K/b.-N/c.-Se/d.-S 2.-a.-Rb/b.-S/c.-Mg 3.-Rb, Na, Al, Mg, Si, S, Cl. 4.- Correctas (C) o incorrectas (I). a.-I/b.-I/c.-I/d.-C 5.-Sc: [Ar] 4s2 4d1 Período 4, grupo 3. Metal representativo/Ba: [Xe] 6s 2. Período 6, grupo 2. Metal alcalino terreo/Fr: [Rn] 7s1. Período 7, grupo 1. Metal/Mg: [Ne] 3s2. Período 3, grupo 2. Metal alcalino terreo. 6.- a.-F/b.-F/c.-F 7.- a.-Be/b.-N/c.-B MAGNITUDES ATÓMICO MOLECULARES 1.-a) Potasio 58,5 g b) helio= 6 g c) uranio= 357 g; d) mercurio= 300 g Número de átomos: 9,03x1023 2.- a.- 2,01x1024 átomos/ b.- 2,01x10 21 mmol 3.-a.-Incorrecto/b.-Correcto 4.- 3,36x10-21 g 5.- El oxígeno pesa más (8g/mol contra 1g/mol del H) 6.- 2x1022 moléculas de Cl4C. 2,5x10-22g en una molécula. 7.- Fe= 0,18moles; Au= 0,05 moles. Hay más átomos en el hierro. 8.- 0,003 moles. 1,8x1021 moléculas 9.- a.-151 g/mol/b.-2) C8H9NO2/c.-2x10 21 moléculas 10.- 9,7x1017 átomos de oro por habitante y serían 0,0003g de oro. 11.- 1,08x1021 átomos de H; 2,17x10 21 moléculas de H2; 0,0036 moles de moléculas. Unidad 3 1.-a.-Iónica/b.-Covalente/c.-Iónica/d.-Iónica/e.-Covalente 2.- a.- Covalente polar/b.-Covalente no polar/c.-Covalente no polar/d.-Covalente polar 3.-.a.-H-O/b.- H-F 4.- Las fuerzas de atracciones electrostáticas que dan lugar a los cristales. 5.- Escribir la estructura de Lewis para la molécula de cada una de las siguientes sustancias: Cl 2, CO2, N2, P2O5, SO3.
49
6.- a.-Densidad de carga negativa sobre los halógenos y densidad de carga positiva en el H/b.-HI, HCl, HF/c.No, no es posible porque los electrones están igualmente compartidos. 7.- a.- X= O 1s2 2s22p4; M= S 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4/b.- Covalente porque son No Metales 8.Fórmula química Nombre Tipo de compuesto Estado de oxidación de los átomos NaH
Hidruro de Sodio
Hidruro metálico
Na +1 , H= -1
Cl2O3
Trióxido de dicloro
Óxido ácido
Cl=3, O=-2
Cl2O7
Óxido perclórico
Óxido ácido
Cl= 7, O= -2
H2S
Sulfuro de hidrógeno
Hidrácido
H= 1, S=-2
CoS
Sulfuro de cobalto
Sal de hidrácido
Co= 2, S= -2
FeCl3
Cloruro de hierro (III)
Sal de hidrácido
Fe= 3, Cl= -1
Fe2O3
Óxido de hierro (III)
Óxido básico
Fe= 3, O= -2
SO2
Dióxido de azufre
Óxido ácido
S=4, O=-2
HCl
Ácido clorhídrico
Hidrácido
H= 1, Cl= -1
NaF
Fluoruro de sodio
Sal de hidrácido
Na= 1, F=-1
H2Se
Selenuro de hidrógeno
Hidruro metálico
H= -1, Se= +2
SO3
Trióxido de azufre
Óxido ácido
S= 6, O= -2
9.- a.-N= -3, H=1; H=1, S=6, O=-2; S=4, O=-2; N=4, O=-2; Ca= 2, F=-1; C=-4; H=1/ b.-Mg=2; S=6, O=-2,; Fe=3; Cl=-1; N=-3, H=1; N=5, O=-2 A: Óxidos básicos y ácidos 10.- a.- N=-3, H=1; H=1; Br=-1/b.- N 2O5; SO42-; Cu2O; Cr2O32-; KOH; Ni(OH) 2; H2SO3; H3PO4 , SO32- , Ni(OH)3 N=5, O=-2; S=6, O=-2; Cu=1, O=-2; Cr= 2, O=-2; K=1, O=-2, H=1; Ni=2, O=-2, H=1; H=1, S=4, O=-2; H=1, P=5, O=-2; S= 4, O=-2; Ni=3, O=-2, H=1. 11.a) Óxido de Hierro III
Fe2O3 b) Monóxido de dicloro
F=3, O=-2
Cl2O Cl= 1, O=-2 c) Pentóxido de dinitrógeno
N2O5
N=5, O=-2
50
d) Óxido de aluminio (iónico) Al2 O3 Al=3, O=-2, e) Óxido mercurioso (iónico) Hg2O Hg=1, O=-2 f) Dióxido de carbono CO2 C=4, O=-2 g) Óxido nítrico NO N=O N=2, O=-2 h) Óxido perclórico Cl2O7 Cl= 7 O=-2 i) Óxido sulfúrico S2O6 S=6, O=-2 j) Óxido de cobre II CuO Cu=2, O=-2 k) Óxido de fósforo V P2O5
P=5, O=-2
B: Hidruros metálicos y no metálicos 12.-a.- HBr/b.-H 2Mg/c.-H 2S/d.-HI/e.-H3Bi C: Hidróxidos 13.-a.-NaOH/b.-Pb(OH) 4/c.-Zn(OH) 2/d.-Cu(OH) 2/e.-Al(OH) 3/f.-Fe(OH) 3 D: Hidrácidos y oxácidos 14.-a.- ácido sulfhídrico/b.- ácido clorhídrico/c.- ácido bromhídrico/d.- ácido yodhídrico/e.-ácido fluorhídrico E: Sales 15.-a.- NaNO3 Oxosal/b.-CaSO4 Oxosal/c.-NaClO Oxosal/d.-Ca3(PO4)2 Oxosal/e.-Al2(CrO)3 Oxosal/f.-AgNO2 Oxosal/g. CaBr2 Sal de hidrácido/h.- NaHCO3 Oxosal Unidad 4 7.- b-17,6 moles de HCl/c- 8,8 moles de agua 8.- 2,45 g es la masa inicial de clorato/ 19,23 g pesa el tubo de ensayo vacío 9.- b- Se forman 8 moléculas de HCl/c.-El reactivo en exceso es el Cl 2/d.- Queda sin reaccionar una molécula. 10.- el HCl es el reactivo limitante/ 106, 35 g Se forman de cloro 11.- La cantidad inicial de agua son 0,3 + 0,1 moles= 0,4 moles de agua o 7,2 g. 12.- Dado que la reacción es mol a mol en los reactivos intervienen 0,32 moles de Ca(OH) 2 13.- 96,6% de rendimiento 14.- 94,7% de rendimiento 15.- 1,85 M 16.- 43,98% 17.- a-2,92 g/ b-32,1 g 18.- 5, 07 ml 19.- 12 ml 20.- 0,16 M/ 0,12 M 21.- a.- 0,2 M/b.-0,4 N/c.- 1,96% m/v/d.-1,16 %m/m 22.- b-0,00822 M/c-0,00795 M/d-0,0175 M
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Orden creciente de conc: 0,0010 M ; 0,0079 ; 0,0082 ; 0,0175. 23.- 52,76 g BaCl 2.2H2O 24.-a.- 3,75 % m/v; b.- 1 M; c.- Xsto= 0,018 Unidad 5 1.- a.-Incorrecto/b.-Correcto/c.-Incorrecto 2.- a- Kc= [ H2O ]2 / [H2]2 [O2] b- Kc= [ HI] 2/ [H2] c- Kc = [ Ca 2+ ] [F- ]2 3.- a- Kc= [NO] 2 /[O2] [ N2 ] ΔH= 43,2 Kcal/mol + Temp= hacia productos; + Presión= No modifica b- Kc= [NO] /[ N2 ]1/2 ΔH= 8,03 Kcal/mol + Temp= hacia productos; + Presión= hacia productos c- Kc= [NH3]2/ [H2]3 [N2 ] ΔH= -22 Kcal/mol + Temp= hacia reactivos; + Presión= hacia productos 4.- La concentración de CO 2. a) No afecta; b) Aumenta; c) Disminuye; d) No afecta 5.- KP= 60 6.- Kc= 16,8 7) Cuadrática 3X2 -16 X +12= 0 X= 4,43 (no es coherente) y X= 0,9 Conc de equilibrio: [CO]= 1- 0,9 = 0,1 M; [H2O]= 3- 0,9= 2,1 M; [CO2]=[H2]= 0,9 M 8) Cuadrática X2 + 0,042 X – 0,0756= 0 X= 0,254; X= -0,296 (no coherente) Dado que el V= 5 l [PCl5]= (1,8-0,250)moles/5 l= 0,31 M; [PCl 3]=[Cl2]= 0,250 moles/5 l= 0,05 M 9) a) N2 + 3H2 2NH3 Kc= [NH3]2/[N2][H2]3 [NH3]= 0,3 moles/2 l =0,15 M ; [H 2]= 1,17 moles/2 l= 0,585 M ; [N 2]= 0,85 moles/2 l = 0,425 M Kc= 0,27 b) Para tener más amoníaco el volumen debe disminuir c) Si la reacción es endotérmica, la temperatura debe aumentar 10.- a.- el equilibrio se desplaza hacia productos/b.- el equilibrio se desplaza hacia los reactivos/c.- el equilibrio no se modifica/d.-el equilibrio se desplaza hacia productos/e.- kp sólo cambia su valor en el inciso d, dado que kp depende de la temperatura. Unidad 6 1.-CH3CH2OH (Alcohol etílico) PM= 45,0611 g/mol. Rta = 2,08 mol/l 2.- Solución de ácido sulfúrico H2SO4 571,6 g H 2SO4/l; d=1,329 g/ml, PM=98,08 g/mol. A.- 43 % p/p/b.- 57,16 % m/v/c.-5,83 mol/l= M ; N= 11,66 eq/l 3.- Calcular Al2(SO4)3.18H2O ; PM= 666,27 g/mol . 1 mol sol-----40 mg Al 3+ por ml. Rta= 49,38 g 4.- a.- 9,37 x 10 -3 M/b.- 0,16 M/c.- 1,12 M 5.- a.- pH=2/b.-pH=13,3 c.- Fenol 0,0068 M ácido débil Ka= 1,3 x10 -10 Cuando Ca/Ka ≥ 1000 podemos despreciar X 1. Dado que: 0,0068/1,3x10 -10 es > 1000, despreciamos X 1 y pH= 6,02 d.-Hidroxilamina 0,08 M Kb=6,6 x 10 -9. Base débil Dado que Cb/Kb ≥ 1000 podemos despreciar X 1. pH= 9,36 6.-Base fuerte; pH= 12,91 7.-a.- pH= 1,30; b.-pH= 3,02 (ácido acético) b.- Cantidad de agua a agregar a la solución más ácida para igualar el pH [ H+ ]dil = 9,48x10-4 [ H+ ]conc = 0,05 Vc=Vc vd= 15 ml x 0,0 5M = 791 ml 9,48x10-4 8.- pH= 11,21
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