Prácticos de Aula Guía de Ejercicios y Problemas 2008
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PROGRAMA ANALÍTICO Unidad 1 Leyes fundamentales de la química Objeto de estudio de la Química. Aplicación del método científico en las ciencias experimentales. Sistemas materiales. Leyes fundamentales de la Química. Ley de conservación de la masa. Ley de las proporciones constantes. Ley de las proporciones múltiples. Ley de las proporciones recíprocas. Equivalente químico. Leyes volumétricas de las combinaciones gaseosas. Teoría atómico-molecular Teoría atómica de Dalton. Concepto de molécula. Masas atómicas relativas y absolutas: métodos de determinación. Conceptos de mol y volumen molar. Número de Avogadro. Relaciones de combinación en masa y en volumen en las reacciones químicas. Unidad 2 Estructura atómica Estructura de la materia: Concepto de átomo y molécula. Teoría atómica. Breve reseña histórica. Partículas fundamentales. Concepto de sustancias radioactivas: radiaciones alfa, beta y gamma. Modelos atómicos. Experiencia de Rutherford. Teoría cuántica. Espectros continuos y discontinuos. Efecto fotoeléctrico. Teoría clásica de la radiación. Modelo de Bohr. Dualidad onda-partícula. Modelo basado en la ecuación de onda, Números cuánticos. Principio de incertidumbre. Principio de exclusión de Pauli. Regla de Hund. Configuraciones electrónicas. Niveles y subniveles de energía. Concepto de orbital. Tabla periódica Períodos y grupos. Ley periódica. Periodicidad y configuración electrónica, Analogías horizontales y verticales. Radio atómico. Potencial de ionización. Electroafinidad. Escala de Pauling de electronegatividad. Elementos representativos, de transición y de transición interna. Metales, no metales, gases nobles. El enlace químico Conceptos generales y razones de la existencia del enlace. Energía, longitud y ángulo de enlace. Enlace iónico: ciclo de Born-Haber. Enlace covalente: no polar, semi-polar, polar. Estructuras de Lewis. Hibridación de orbitales. Geometría molecular. Polaridad de los enlaces. Momento dipolar. Atracciones intermoleculares. Enlace o asociación por puente hidrógeno. Enlace metálico. Concepto de orbitales moleculares. Resonancia. Notación Química Estequiometría. Reacciones de oxidación reducción. Cálculo de equivalente. Ajuste. Aplicación. Escritura y Nomenclatura de los compuestos: Clásica y IUPAC. Composición centesimal. Fórmulas empíricas y moleculares.
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Unidad 3 Estados de agregación de la materia Clasificación. Propiedades extensivas e intensivas. Gases Comportamiento micro y macroscópico: propiedades, Leyes de Boyle-Mariotte, Charles-Gay Lussac. Gas ideal como modelo de trabajo. Ecuación general de estado de los gases ideales. Constante universal de los gases. Expresión en distintas unidades. Ley de Dalton de las presiones parciales. Ley de Graham: difusión - efusión gaseosa. Modelo cinético mecánico. Distribución de velocidades moleculares. Recorrido libre medio y número de colisiones. Gases reales. Ecuación de van der Waals. Estado crítico: licuación. Isotermas de Andrews. Líquidos Estructura molecular y propiedades. Teoría cinética de los líquidos. Tensión superficial. Viscosidad. Presión de vapor. Evaporación y vaporización. Calor de vaporización. Constante dieléctrica. Líquidos miscibles y no miscibles. Sólidos Propiedades. Anisotropía e isotropía. Punto de fusión. Calor de fusión. Leyes de la cristalografía (Haüy, Guglielmini). Estructura cristalina. Celda unidad. Método de determinación de la estructura: ecuación de Bragg. Redes cristalinas. Tipos de sólidos: moleculares, covalentes, iónicos, metálicos. Defectos en las redes cristalinas. Consecuencias. Sólidos conductores, no conductores y semiconductores. Dopado en sólidos. Cambios de estado. Curvas de calentamiento y de enfriamiento. Diagrama de fases. Regla de las fases. Unidad 4 Soluciones Concepto. Componentes. Soluciones acuosas. Concentración: formas de expresarla. Unidades de concentración. Soluciones diluidas, concentradas, saturadas y sobresaturadas. Soluciones ideales. Propiedades coligativas: Ley de Raoult. Determinación de pesos moleculares. Concentración y actividad. Factor de Van’t Hoff. Soluciones reales. Apartamiento de la ley de Raoult. Mezclas azeotrópicas. Solubilidad: factores que la afectan. Soluciones de gases en líquidos. Ley de Henry. Soluciones de líquidos en líquidos. Líquidos no miscibles, coeficiente de reparto. Coloides.
Unidad 5 Termodinámica Desarrollo conceptual. Primera, segunda y tercera Ley de la Termodinámica. Termoquímica. Calores de formación. Ley de Hess Laplace.
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Unidad 6 Cinética química Velocidad de reacción; expresiones y unidades. Factores que influyen en la velocidad de una reacción. Constante específica de velocidad. Orden de reacción. Velocidad y temperatura. Ecuación de Arhenius. Energía de activación. Complejo activado. Coordenadas de reacción, expresión gráfica. Mecanismo de reacción. Catalizadores, homogéneos y heterogéneos. Mecanismos. Equilibrio químico El estado de equilibrio: relación con los equilibrios físicos. Concepto de reversibilidad. Ley de acción de las masas. Expresión matemática de la situación de equilibrio. Constante de equilibrio en función de concentración y presión. Cálculos con la constante de equilibrios. Equilibrios homogéneos y heterogéneos. Desplazamiento. Principio de Le-Chatelier. Aplicaciones de la constante de equilibrio. Equilibrios en solución: electrólitos y no electrólitos. Disociación. Teorías ácido-base: Arhenius, Bronsted-Lowry, Lewis. Constante de disociación de ácidos y bases. Aplicaciones: pH, pOH, pKw. Hidrólisis. Determinación de la constante de hidrólisis. Indicadores ácido-base. Soluciones reguladoras de pH. Sustancias poco solubles Kps.
Unidad 7 Electroquímica y Pilas Reacciones redox. Ajuste por método ión – electrón. Potenciales de oxidación – reducción. Elementos galvánicos, ejemplos más usuales. Concentración y f.e.m., ecuación de Nernst. Electrólisis, Leyes de Faraday, aplicaciones. Corrosión, su impacto en la economía. Métodos de prevención. Unidad 8 Introducción a la Química Inorgánica
Grupo I: Metales alcalinos: Estructura electrónica, propiedades. Algunos compuestos de importancia: Cloruro de sodio, carbonato de sodio, ioduro de potasio, carbonato y sulfato de litio. Grupo II: Metales alcalino- térreos: Estructura electrónica, propiedades. Calcio. Carbonato de calcio, piedra caliza, mármol. Cal viva e hidratada. Magnesio, su empleo en metalurgia (aleaciones) . Grupo III: Boro- Aluminio: Estructura electrónica, propiedades. Aplicaciones en metalurgia. Grupo IV: Carbono - Silicio: Estructura electrónica, propiedades. Diamante y grafito. Silicatos y dióxido de silicio, monóxido y dióxido de carbono. Grupo V: Nitrógeno - Fósforo: Estructura electrónica, propiedades. Ácido nítrico - amoníaco compuestos más usuales, fertilizantes. Ácido fosfórico y fosfatos. Grupo VI: Oxigeno - Azufre: Estructura electrónica, propiedades. Ozono, peróxidos de hidrógeno y de sodio. Dióxido de azufre, trióxido de azufre, ácido sulfúrico, sulfatos. Grupo VII: Halógenos: Estructura electrónica, propiedades. Poder oxidante. Ácido clorhídrico. Ácido clórico y perclórico. Cloro en soluciones alcalinas (hipoclorito) como desinfectantes. Yodo, yoduros,
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yodatos y peryodatos. Bromo, aplicaciones industriales. Elementos de transición: Estructura electrónica, propiedades. Fe, Cu, Zn. Principales usos.
Unidad 9 Introducción a la Química Orgánica. Diferencia más notables entre compuestos orgánicos e inorgánicos. Hidrocarburos. Alcanos, cicloalcanos. Alquenos: diferencia de reactividad. Uniones Pi. Isomería geométrica. Reacciones típicas, Alquinos: reacciones típicas. Concepto de isomería óptica: carbono asimétrico. Petróleo. Destilación: subproductos. Gas natural. Composición. Hidrocarburos aromáticos: benceno y derivados, estructura: resonancia y estabilidad de la molécula. Compuestos más usuales. Unidad 10 Introducción al estudio de la ciencia del ambiente Agua: potable y aguas duras. Contaminantes. Tratamientos: filtración, ablandamiento, ósmosis inversa. Aire: composición. Contaminantes. Hollín, humo niebla, "lluvia ácida", efecto invernadero. Freones y su impacto en la capa de Ozono. Líquidos cloacales: tratamientos. Insecticidas y pesticidas clorados y fosforados: su impacto sobre el medio ambiente
Metodología de Evaluación • Se tomarán dos parciales teórico – práctico en los que la nota será proporcional al porcentaje correcto del parcial, y que se aprobarán con una nota no menor a 4 (cuatro) lo que significa un 40% de la prueba correcta. Las fechas en que se realizarán los mismos, serán comunicados por la cátedra durante el dictado de las clases. Condiciones de Regularidad • Los alumnos deberán estar regulares por asistencia tomada por Bedelía • Condición de alumno regular: alcanzarán esta condición quienes hayan aprobado los dos parciales previstos por la cátedra y los informes de laboratorio realizados durante el año académico, como así también los trabajos prácticos de laboratorio. • El alumno regular deberá rendir examen final teórico – práctico: aprobará respondiendo correctamente el 60% del contenido del mismo.
Condiciones para alcanzar el régimen especial de aprobación de la materia (Promoción) • Aprobar los dos parciales con un promedio de 7 (siete) como mínimo y una nota en cualquiera de ellos no menor a 6 (seis).
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• Aprobar los trabajos prácticos de laboratorio y los informes de los mismos realizados durante el año académico. • Aquel que se encuentre en estas condiciones deberá inscribirse en un turno de exámenes del corriente año lectivo, donde se colocará en la libreta de trabajos prácticos y en el acta de examen, como nota del mismo el promedio redondeado de los parciales.
• Se considerarán alumnos Libre aquellos que: obtuvieron menos de 4 (cuatro) en los dos parciales ó ausente injustificado y una nota menor a 4 (cuatro). • Recuperatorio: habrá una sola oportunidad de recuperatorio, con todos los temas del programa completo. No es valido el recuperatorio para promocionar la materia. Podrán y deberán realizarlo aquellos alumnos que: • Tengan ausente en solo un parcial o tengan un solo parcial no aprobado. • Para realizar los parciales y/o los exámenes, se requerirá lo siguiente: Libreta de trabajos prácticos y/o D.N.I con foto actualizada. Tabla periódica, tabla de aniones y cationes (opcional) La ausencia de estos requerimientos o la presencia de otros materiales no autorizados causará la anulación del parcial o examen.
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Unidad Nº 1 1.- Indique cual/cuales de las siguientes afirmaciones describen propiedades físicas o químicas a) la “lluvia ácida” produce contaminación b) el agua hierve a mas de 100º C si le agregamos sal de mesa c) el hielo es menos denso que el agua líquida d) el azúcar es dulce. e) el hierro a la intemperie se corroe. f) en la fotosíntesis se produce oxigeno 2.- ¿Cuáles de las siguientes propiedades son intensivas y cuales extensivas: a) longitud de una varilla de metal; b) volumen que ocupa un líquido; c) presión atmosférica en el aeropuerto Córdoba; d) densidad de los gases; e) masa de reactivos durante una reacción química; f) calor de combustión del metano? 3.- Clasifique cada una de las siguientes sustancias como elementos o compuestos: a) azúcar (C12H22O11) b) oxígeno (O2); c) agua (H2O) ; d) alcohol etílico (C2H5OH); e) sal de mesa (NaCl); f) platino (Pt); g) Oro (Au); h) Uranio radioactivo (235Ur) 4.- Clasifique como : elemento, compuesto, mezcla homogénea o heterogénea a los siguientes ítems y justifique sus respuestas (J.S.R.) a) agua potable; b) hidrógeno gaseoso; c) sal de mesa; d) gaseosas (aguas carbonatadas); e) yogurt; f) dióxido de carbono; g) columna de mercurio; h) aire. 5.- ¿Cuál de las siguientes es una mezcla homogénea? a) aire; b) nitrógeno; c) cristales de yodo. 6.- ¿Cuál de los siguientes términos no es materia? a) pizza; b) fósforo elemental; c) polvo; d) luz; e) dimetil sulfóxido. 7.- ¿Cuál de los siguientes es un proceso químico? a) ennegrecimiento de la plata; b) fusión de plomo; c) trituración de piedra; d) disolución de azúcar en agua. 8.- Cuando se hace pasar una corriente eléctrica por ciertas sustancias se produce oxígeno y azufre. Esta sustancia no puede ser un/a a) mezcla; b) compuesto; c) sustancia pura; d) elemento. 9.- ¿Qué es una fórmula química, como se simboliza y qué representa? ¿Qué es una función química? 10.- Señale tipo de molécula y número de átomos que existen en cada molécula de las siguientes sustancias: Hidrógeno (H2) ; argón (Ar); agua (H2O); metano (CH4) ; azufre (S); hierro (Fe). Unidad 2: 11.- Determine el número de protones y neutrones presente en el núcleo de los átomos de los siguientes elementos: 15 33 63 186 132 7 N 16 S 29 Cu 74 W 80 Hg
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12.- a) El átomo de titanio (Ti) tiene 22 electrones y su número másico (A) es 48 ¿Cuántos protones y electrones tiene?; b) Dado el ión hierro que contiene 24 electrones 30 neutrones y 26 protones ¿Cuál será su carga neta? Escriba el símbolo químico del mismo indicando el número atómico (Z) y el número másico como subíndice y superíndice respectivamente. c) Dado el ión fósforo que contiene 18 electrones, 16 neutrones y 15 protones ¿Cuál será su carga neta? Escriba el símbolo químico del mismo indicando el número atómico (Z) y el número másico como subíndice y superíndice respectivamente. 13.- ¿Por qué el número atómico de los isótopos debe ser el mismo?¿Por qué los átomos de un mismo elemento pueden presentar distinto número másico? 14.- a) ¿Qué nombre recibe la siguiente especie química: Ca 2+ ; cómo se forma ese ión?; b) ¿Qué nombre recibe la siguiente especie química: S2-; cómo se forma ese ión? 15.- a) ¿Cuál de estos símbolos: O2- H2O H representa, un átomo, una molécula y un ión? ¿Por qué? De estos símbolos ¿Cuál o cuales señalan una formula molecular y por qué? b) ¿Cuál de estos símbolos: N N3- N2 representa, un átomo, una molécula y un ión? ¿Por qué? De estos símbolos ¿Cuál o cuales señalan una formula molecular y por qué? 16.- Complete la siguiente tabla de isótopos con los valores numéricos y los símbolos químicos presentados a continuación: Símbolo Químico
A
Z
Neutrones
?
?
?
222
86
?
? ?S
?
?
14
?
28
?
?
54
25
?
?
??
?
Al
17.- Complete el siguiente cuadro, buscando los datos necesarios en la tabla periódica: Símbolo 30 40
Cantidad de Protones
Cantidad de Electrones
23
21 36
Carga neta Del ión
P3Ca2+
15
20
28
-2 +2
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18.- Complete la siguiente tabla suponiendo que cada columna representa un átomo neutro: Símbolo
Nº Atómico (Z)
P Al 27 14 Si 21 11Ne 36 17Cl
Nº Másico (A) 30 26
Peso Atómico
Cantidad de Cantidad de Cantidad de Protones Neutrones Electrones 15 13
19.- Se ha determinado mediante análisis por espectrometría de masa que la abundancia del silicio en la naturaleza es la siguiente: 92,21% 28Si, 4,7% 29Si y 3,09% 30Si. Las masas de las 3 especies son: 27,977g ; 28,976 g; 29,974 g respectivamente. Calcular el peso atómico medio del Silicio a partir de los datos proporcionados. 20.- El cromo tiene las siguientes masas isotópicas y abundancia. Determine el peso atómico A
Masa (uma)
Abundancia (%)
50 52 53 54
49,9461 51,9405 52,9407 53,9389
4,35 83,79 9,50 2,36
21.- Determine según corresponda, el peso atómico o el peso molecular de las siguientes especies químicas: K; F; HNO3 ; H2O ; H2PHO3 22.- ¿Cuántos moles representan: a) 9,54 g de SO2 ; b) 85,16 g de NH3 ? 23.- ¿Cuántos moles, moléculas y átomos de oxígeno se encuentran contenidos en 40 g de Oxigeno gaseoso? 24.- a) ¿Cómo se producen los rayos catódicos?; b)¿Cuáles son las propiedades de estos rayos?; c) Nuestros televisores o las pantallas de la computadoras funcionan gracias a que dentro de ellos hay un tubo de rayos catódicos ¿es correcto afirmar que los rayos presentes en ellos son todos iguales? J.S.R. d) Explique, aplicando los conceptos de la estructura atómica como es el funcionamiento de las pantallas de los televisores. 25.- a)¿Cómo se generan los rayos canales?; b) ¿Cómo están constituidos los mismos?; c) ¿Cuáles son las propiedades de estos?; d) ¿Se puede afirmar que los rayos canales dependen del gas presente en el tubo? J.S.R. 26.- a)¿Cuál es el significado del termino radiactividad?; b) ¿todos los elementos de la tabla periódica pueden presentar esta propiedad? Cite algunos ejemplos de sustancias radiactivas y especifique que ocurre con las mismas al producirse la radiación; c) ¿Cuáles son las radiaciones producidas por los elementos radioactivos y que características posee cada una de ellas?; d)¿Cómo se logra que una sustancia sea radiactiva? 27.- ¿Cuáles fueran las razones por las cuales se descartó el modelo atómico de Rutherford? Explique brevemente cada una de ellas.
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28.- a) ¿Cómo explica la física cuántica los espectros de emisión y el fenómeno fotoeléctrico?; b) ¿Qué aplicación práctica (o usos) se le podría dar a esto? J.S.R. 29.- ¿Cuál es la diferencia fundamental entre el modelo atómico de Bohr y el modelo actual (probabilístico)? 30.- ¿Cuáles son los números cuánticos y que significado físico tienen cada uno de ellos? 31.- Indique si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas justificando sus respuestas: a) Todas las formas de radiación electromagnéticas son visibles. b) La frecuencia de la radiación aumenta al disminuir la amplitud de onda. c) La luz ultravioleta tiene longitud de onda mas larga que la visible. 32.- a)¿Se puede considerar a un Xilófono como un instrumento musical cuantizado? J.S.R. b) Dado 2 relojes, uno digital y otro analógico (con agujas)¿Cuál de estos es en cierto sentido el reloj más cuantizado? J.S.R. 33.- ¿Se emite o absorbe energía cuando ocurren las transiciones electrónicas siguientes en el hidrógeno: a) N = 3 Î N = 6; b) de una orbita de radio 4,76 Å a una con radio 2,12 Å c) ionización del hidrogeno desde su estado basal? 34.- a) ¿Qué similitudes y diferencias hay entre los orbitales 2s y 3s del átomo de hidrógeno?; b) ¿Qué similitudes y diferencias hay entre los orbitales 2s y 2p del átomo de hidrógeno?; c) Para el átomo de hidrógeno ¿quién tiene mas alta energía: el orbital 2s, el 3s, o el 2p? J.S.R. 35.- Explique por qué la carga nuclear efectiva que experimenta un electrón 3s en el magnesio es mayor que la experimenta un electrón 3s en el átomo de sodio. 36.- a) Cite los valores que puede tomar el número cuántico de Espin; b) ¿Qué equipo experimental puede utilizarse para distinguir electrones que tienen valores distintos de Espin?; c) 2 electrones de un átomo ocupan el orbital 1s ¿ qué número cuántico debe ser diferente en los mismos?¿Que principio determina esta respuesta? 37.- ¿Cuántos electrones pueden alojarse en los siguientes subniveles: s, p, d, f? 38.- Caracterice cada electrón del átomo de oxigeno (Z=8) y de potasio (Z=19). 39.- Un electrón en un átomo está en el nivel cuántico n=3. Enliste los valores posibles de l, m, s, que pueda tener. 40.- Dado los siguientes conjuntos de números cuánticos determine cuales son posibles, J.S.R. a) n=3; l=2, m=3, s=- ½ ; b) n=4, l= 2, m=1, s= ½ 41.- ¿Cuales de los siguientes conjuntos de números cuánticos con inaceptables? J.S.R a) (1, 0, 0, ½, -½) b) (3 ,0, 0¸ ½) c) (2, 2, 1, ½); d) (4, 3, -2, ½) e) (3, 2, 1, 1); f) (½, 0, 2, 1) 42.- Coloque los valores de los números cuánticos en los siguientes orbitales: a) 2p; b) 3s; c) 5d 43.- Indique el número total de: a) electrones p en el N (Z=7); b) totales de electrones s en Si (Z=14); c) electrones 3d en el S (Z=16)
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44.- Determine el número máximo de electrones que pueden tener los siguientes números cuánticos: a) n=3; b) n=4 l=2; c) n=4 l= 3 m= 2; d) n=2, l=1, m=0, s= ½ 45.- Escriba las configuraciones electrónicas de los siguientes atomos utilizando las abreviaturas de gas noble apropiadas para los electrones internos: a) Rb, Se, Zn, Pb, Sr; b) ¿en todos los casos se respeta el llenado de los orbitales de acuerdo al orden creciente de energía? J.S.R. 46.- Utilizando diagrama de orbitales determine el número de electrones desapareados en cada uno de los átomos siguientes: Ge, Ni, Br, Kr 47.- ¿Cuáles de las siguientes especies tienen mas electrones desapareados: S2+ , Sº, o S2-? 48.- ¿Cuáles de las siguientes moléculas o iones son isoelectrónicos: Na+; NH4+; C6H6 ; CO; CH4; N2 ; Ne? 49.- Identifique el elemento que corresponde a cada una de las siguientes configuraciones electrónicas y señale a que grupo y período pertenecen, J.S.R. a) 1s2, 2s2, 2p6, 3s2 b) [Ne]3s2 3p1 ; c) [Ar] 4s2 3d10 4p4 50.- ¿Cuáles de los siguientes elementos son representativos, justifique sus respuestas con las configuraciones electrónicas, Mg, Ti, Fe, Se, Ni, Br? 51.- Explique en términos de configuraciones electrónicas por qué el hidrógeno exhibe propiedades similares a las del litio(metal alcalino) como a las del fluor (halógeno). 52.- Sin utilizar la tabla periódica, seleccione en cada una de las siguientes listas de elementos los que pertenecen al mismo grupo y los que se ubican en el mismo período: a) Z= 11; 16; 26; 55; b) Z= 37; 24; 4; 42; c) Z= 4; 10; 18; 26; 53.- Agrupe las siguientes configuraciones electrónicas en parejas que puedan presentar átomos con propiedades químicas similares: a) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 b) 1s2 2s2 c) 1s2 2s2 2p6 3s2 d) 1s2 2s2 2p3 e) 1s2 2s2 2p6 f) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 g) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 h) 1s2 2s2 2p5 54.- ¿Que estará mas cerca del núcleo la capa electrónica n=3 del Ar o la capa n=3 del Kr? J.S.R 55.- Ordene los siguientes átomos en orden de distancia creciente de la capa electrónica n=3 al núcleo: K, Mg, P, Rh, I, Ti J.S.R. 56.- ¿Cómo cambian los tamaños de los átomos conforme nos movemos de: a) izquierda a derecha en un período de la tabla periódica, J.S.R.; b) arriba hacia abajo en un grupo de la tabla periódica, J.S.R? 57.- Dados los siguientes casos responda justificando su respuestas: a)¿el He posee un radio atómico mayor o menor que el átomo de H? ;b) )¿el He posee un radio atómico mayor o menor que el átomo de Ne?; c) ¿Por qué el radio del Li es considerablemente mayor que el radio del átomo de H? 58.- Acomode los siguientes elementos en orden de carácter metálico creciente J.S.R. : S, Hg, Ge, F, In,
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59.- Entre iones con la misma cantidad de capas electrónicas el que posee la mayor carga positiva es mas pequeño,¿ es esto verdadero o falso? J.S.R. 60.- ¿Quién deberá experimentar una carga nuclear efectiva mayor: un electrón 2p en un átomo de oxigeno o un electro 2p en un átomo de neón? J.S.R. 61.- ¿Por qué la energía de la segunda ionización del Li es mucho mayor que la del Be? 62.- Según sus posiciones en la tabla periódica ¿Cuál átomo de los siguientes pares tendrá la energía de ionización mas grande: a) O-Ne; b) Mg – Sr; c) K – Cr; d) Br – Sb; e) Ga – Ge; f) Li –K? 63.- ¿Cuál de los siguientes procesos requiere el mayor suministro de energía? J.S.R. a) P (g) Î P+ (g) + eb) P+ (g) Î P2+ (g) + ec) P2+ (g) Î P3+ (g) + e64.- ¿Cuál de los siguientes elementos tiene mayor afinidad electrónica: He, K, Co, S, Cl? J.S.R. 65.- La energía de la primera ionización del Kr y la afinidad electrónica del mismo son ambos valores positivos ¿Qué significado tiene el valor positivo en cada caso? 66.- Se determinaron los valores sucesivos Ei en kJ/mol para un átomo ¿de qué átomo se trata? Ei1 = 801 kJ/mol Ei2= 2427 kJ/mol Ei3= 3660 Ei4 = 25026 Ei5= 32827 . Los atomos sugeridos son: Be, C, Li, N. 67.- Compare los elementos Na y Mg respecto a las siguientes propiedades: a) configuración electrónica; b) carga iónica; c) energía de primera ionización; d) radio atómico; e) radio iónico; f) conductividad eléctrica, explique la diferencia entre ellos. Enlace Químico 68.- Realice un esquema con los distintos tipos de enlace químico y de ejemplos de cada uno de ellos. 69.- Se requiere energía para quitarle 2 electrones al Ca y transformarlo en Ca2+ . También se requiere energía para agregar 2 electrones al O y convertirlo en O2- ¿Por qué el CaO es estable en comparación con los elementos libres? 70.- Explique cómo la energía de ionización y la afinidad electrónica determinan que los elementos se combinen entre sí para formar compuestos iónicos. 71.- Se desea obtener un compuesto iónico biatómico: a) seleccione 2 elementos aptos para formar el compuesto y señale las características que deben reunir los mismos; b) escriba la fórmula y la estructura de Lewis del compuesto del apartado a). 72.- ¿Podría nombrar un compuesto iónico que contenga elementos no metálicos? ¿Y solamente elementos metálicos? J.S.R. 73.- a) Nombre un compuesto iónico que esté formado por un anión y un catión poliatómico; b) describa las características de un compuesto iónico, como NaCl que le permitirán distinguirlo de un compuesto covalente como el metano (CH4)
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74.- a)¿Qué características generales puede señalar en compuestos iónico? b) ¿En que circunstancia, el KBr puede conducir corriente eléctrica: I) estado sólido; II) fundido; III) disuelto en agua? J.S.R. 75.- a) ordene los siguientes enlaces según aumenta su polaridad I) P-S; II) Si-F; III) Li-S; IV) P-CL V) K-F; VI) C-I; VII) Si-Cl; VIII) Na-Br; IX) Fe-O; b) marque los polos positivos y negativos (o zona de densidad electrónica positiva o negativa) en los enlaces antes mencionados; c) ¿Cuáles son enlaces iónicos?¿algunos de estos enlaces son no polares?¿Por qué? 76.- Construya un cuadro sinóptico con los tipos de enlaces covalentes conocidos. Señale las características mas importantes y de ejemplos de cada uno de ellos. 77.- Escriba las estructuras de Lewis de las siguientes especies: a) MgBr2 ; b) PCl3 ; c) H2SO4 ; d) SO2 ; e) HNO3 f) SH2 ; g) CH3Cl ; h) NO2 78.- a) Escriba la estructura de Lewis para el BF3 ¿cumple con la regla del octeto esta estructura?; b) ¿Cuál es la excepción más común a la regla del octeto? 79.- Escriba las estructuras de Lewis para: BrF3 ; IF5 ; IF7 identifique en cuales de estos compuestos no se cumple la regla del octeto. 80.- En la molécula de CCl4 : a) indique si los enlaces C-Cl son polares o no polares, J.S.R; b) ¿Cómo clasificaría dicha molécula: polar o no polar? J.S.R. 81.- Establezca un orden creciente de momento dipolar de los haluros de hidrógeno J.S.R. 82.- Clasifique los siguientes enlaces como iónico, covalente no polares o covalentes polares: a) enlace en ClH; b) enlace en KF; c) enlace C-C; d) enlace C-H en etano (H3C-CH3 ) 83.- a) Con base a las estructuras de Lewis prediga el ordenamiento de la longitud de los enlaces CO en: CO; CO2 ; CO32- ; b) en el caso de la estructura de Lewis del CO32- ¿por qué es necesario recurrir al concepto de resonancia para explicar que todos sus enlaces son idénticos? 84.- a) Escriba las estructuras de Lewis posibles para el anión SO32- . Utilizando cargas formales determine cuál de las formas de resonancia tiene mayor probabilidad de ser la mas importante; b) Escriba las estructuras de Lewis posibles para el N2O. Utilizando cargas formales determine cuál de las formas de resonancia tiene mayor probabilidad de ser la mas importante 85.- ¿Qué diferencia hay entre la geometría electrónica y la geometría molecular en una estructura? Utilice las moléculas de metano (CH4) y de agua (H2O) como ejemplo. 86.- Se describe una molécula del tipo AB3 con geometría bipiramidal trigonal ¿Cuántos pares de electrones no enlazantes residen en el átomo central A, de un ejemplo que reúna estas características. 87.-a) Detalle los pasos necesarios para obtener orbitales híbridos que describan de forma apropiada los enlaces del BF3 , partiendo del átomo de boro en su estado basal; b) ¿Qué nombres reciben los orbitales híbridos del apartado a?; c) Dibuje los orbitales híbridos del apartado a ¿cómo se orientan en el espacio?; d) ¿Hay orbitales de valencia en el B que no hayan hibridado? De ser así indique su orientación respecto de los orbitales híbridos; e)¿ Es posible que exista el BF5, tal como ocurre con el PF5? J.S.R.
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88.- a) El átomo de C ¿puede formar enlaces múltiples en el CH4?¿Y en el formaldehido (H2CO)?; b) Justifique su respuesta utilizando las hibridaciones del átomo de C. 89.- Determine la hibridación del átomo central (en cada uno de los siguientes compuestos) a) NH3 b) AlBr3 ; c) MgBr2 ; d) H3C-CH3 ; e) H2C=CH2 f) HC ≡CH 90.- a)¿Qué diferencias y similitudes hay entre los orbitales atómicos y los orbitales moleculares?; b) ¿Cuántos electrones se pueden colocar en un orbital molecular?; c) ¿Qué tan probable sería encontrar un electrón en el eje internuclear si este ocupa un orbital molecular π ? 91.- Para una molécula biatómica homonuclear ¿Qué similitudes y diferencias hay entre un orbital molecular σ2p formado a partir de los orbitales atómico 2px y el orbital molecular π formado a partir de los orbitales atómicos 2py ? 92.- a) A partir de las estructuras de Lewis, determine el número de enlaces σ y π que hay en cada una de las moléculas o iones siguientes: CO2 ; SO42- ; H2CO3 ; HC ≡CH (acetileno); b) ¿Es posible encontrar en alguna de estas estructuras electrones π deslocalizados?¿Por qué?; c) ¿Qué geometría presentarán las especies mencionadas en el apartado a? J.S.R. 93.- a) ¿Qué se necesita para producir un dipolo: I) en un enlace; II) en una molécula?; b) Dos moléculas biatómicas tiene la misma longitud de enlace ¿los momentos dipolares de las dos moléculas necesariamente son iguales?¿Por qué?; c) Los átomos X e Y tiene diferente electronegatividad ¿la molécula XY2 necesariamente es polar? J.S.R. 94.- El dicloro etileno (C2H2Cl2) tiene tres geometrías diferentes (isómeros) cada una de las cuales representa una sustancia distinta:
Experimentalmente, se observó que una muestra pura de una de estas sustancias al ser colocada en una cuba y sometida a campos eléctricos alternativamente variables no respondía a los cambios de polaridad ¿Cuál de estas sustancias se estaba estudiando? J.S.R. 95.- a) Defina energía de disociación de enlace; b) ¿el proceso de rompimiento de enlaces es siempre endotérmico, exotérmico o depende de la reacción química? J.S.R; c) ¿El proceso de formación de enlaces es siempre endotérmico, exotérmico o depende de la reacción química? J.S.R. 96.- Analice brevemente la naturaleza del enlace en los metales. 97.- ¿Cómo se explica la conductividad eléctrica de los metales? 98.- ¿Cuál de los siguientes compuestos: SrO, GeO2, SeO2, N2O3 tiene mayor probabilidad de ser un sólido blanco que funde a 1115º C, es insoluble en agua pero ligeramente soluble en NaOH (ac)? J.S.R. 99.- a)¿Cómo influye la unión puente hidrógeno en las propiedades físicas del agua?; b) Cite 3 propiedades del agua que se puedan atribuir a la existencia del puente hidrógeno; c)¿Cómo influye la unión puente hidrógeno en la solubilidad del etanol (C2H5OH) en agua? Pagina Nº 14
100.- El nitrógeno molecular (N2) y el monóxido de carbono (CO) son isoelectrónicos y poseen casi la misma masa molecular ¿Cuál de estas sustancias esperaría que presente mayor punto de ebullición? J.S.R. 101.- a) ¿Por qué aumenta la intensidad de las fuerzas de dispersión al aumentar la polarizabilidad?; b) ¿Por qué el Helio (gas noble poco reactivo) puede licuarse? J.S.R. 102.- a) ¿Cómo cambia la intensidad de las fuerzas de dispersión al variar el peso molecular? Cite un ejemplo; b) ¿Cómo cambia la intensidad de las fuerzas de dispersión al variar la forma de la molécula? Use como ejemplo el alcohol n-propilico CH3CH2CH2OH y el alcohol isopropílico (CH3)2CHOH ¿a cuál de ellos le corresponderá el punto de ebullición 97,2º C y 82,5º C? 103.- Realice un esquema con la clasificación de los compuestos inorgánicos, citando un ejemplo de cada uno de ellos. 104.- Escriba la fórmula química, el nombre correspondiente a cada uno de los óxidos que forman los siguientes elementos y señale si se trata de un óxido ácido o básico: a) Li; b) Fe; c) Mg; d) Al; e) K; f) Co; g) Ca; h) S. 105.- Escriba la formula química, el nombre correspondiente a cada uno de los hidruros que forman los siguientes elementos y señale a que tipo de hidruros corresponde: a) Na; b) Li; c) Ba; d) Cl; e) S; f) F; g) O; h) N. 106.- ¿Cuál es la fórmula química y el nombre correspondiente de los hidróxidos de los siguientes elementos: a) K; b) Fe; c) Cu; d) Al: e) Mg; f) Na; g) Zn; h) Ag? 107.- Nombre y clasifique cada uno de los siguientes ácidos inorgánicos: a) HBr; b) H2S; c) H2SO4; d) HClO; e) H2PHO3; f) HF; g) HNO3; h) HIO4; i) H2Cr2O7; j) HMnO4; k) H3AsO4; l) HNO2. 108.- Escriba en fórmulas químicas las siguientes sales y identifíquelas de acuerdo a su tipo: a) ortofosfito de calcio; b) cloruro ferroso; c) nitrito mercúrico; d) sulfuro de amonio; e) nitrato básico ferroso; f) dicromato de potasio; g) bisulfito de sodio; h) fosfato diácido de potasio. 109.- Nombre los siguientes compuestos e identifique la función química que desempeñan: a) Ag2O; b) AlN; c) SO2 ; d) CaCrO4 ; e) Hg(OH)2 f) CaO; g) BrH (gas); h) HBr (acuoso); i) AgNO3 ; j) KNH4SO4 ; k) NaH ; l) Na2O; m) KHCO3 ; n) IF7 ; o) NH4Cl; p) NH4+ 110.- De el nombre de las siguientes sustancias, indicando a que familia de compuestos inorgánicos pertenece: a) Mg(ClO2)2 ; b) CHN; c) NaOH; d) Cu(OH)2 ; e) KMnO4 ; f) XeO2 g) NaNO2 ; h) Hg2H2 ; j) HI; 111.- Escriba las formulas químicas de las siguientes sustancias, indicando a que familia de compuestos inorgánicos pertenece: a) perclorato de aluminio; b) ácido sulfhidrico; c) cromato de sodio; d) hidruro de fosforo; e) arceniato de magnecio; f) hipoclorito de sodio; g) monoxido de carbono; h) bromuro férrico; i) óxido de litio; j) hidróxido mercurioso; k) ácido carbónico; l) óxido de litio. 112.- Formule la obtención de las siguientes sales por neutralización de un ácido con un hidróxido (base): a) yoduro de potasio; b) clorato de sodio; c) sulfato de litio; d) cloruro mercúrico; e) bromuro de calcio; f) ortofosfato de bario.
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113.- Escriba en formulas y ajuste las siguientes reacciones: a) oxido nítrico + agua Î ……..…….. ; b) óxido de calcio + agua Î ……………..; c) hidróxido de potasio + ácido perclórico Î……… ; d) sodio + hidrógeno Î …………….. ; e) hidróxido de aluminio + ácido fosfórico Î …………….; f) amoníaco + agua Î ………………..; g) hidróxido de zinc + ácido nitroso Î ………………… 114.- Represente con ecuaciones químicas ajustadas las reacciones que se indican a continuación: a) el fluor se combina con hidrógeno para formar fluoruro de hidrógeno; b) el nitrógeno se con hidrógeno para dar amoníaco; c) cuando se calcina carbonato de amonio se descompone y origina amoníaco, dióxido de carbono y agua; d) ataque o reacción de sílice (dióxido de silicio) con ácido fluorhídrico para dar tetrafluoruro de silicio y agua; e) combinación del gas amoníaco con ácido clorhídrico para dar cloruro de amonio. 115.- Escriba las fórmulas químicas de los siguientes compuestos: a) clorato de amonio; b) ácido sulfuroso; c) ácido dicrómico; d) tribromuro de boro; e) hexafluoruro de azufre; f) bicarbonato de calcio; g) hidróxido de magnesio; h) nitrato de amonio; i) trióxido de azufre; j) fluoruro férrico. 116.- ¿Qué es un hidrato? ¿Cuál es la diferencia entre sulfato cúplico anhidro y sulfato cúplico hidratado? 117.- Calcule el porcentaje en peso de cada uno de los elementos de los siguientes compuestos: a) HI; b) H2O; c) C2H5OH; d) NO2; e) CaCO3; f) K2Cr2O7 118.- a) ¿Cuántos átomos hay en 5,1 moles de azufre (S2)? b)¿Cuántos moles de átomos de cobalto hay en 6 x 109 átomos de Co? c) ¿Cuántos moles de átomos de calcio están contenidos en 77,4 g de ese elemento? 119.- a) ¿Cuántos gramos de oro hay en 15,3 moles del mismo?; b) ¿Cuál es la masa de un átomo (en gramos) de: I) mercurio; II) neón; III) arsénico; IV) plomo?; c) ¿Cuál es la masa en gramos de 1 x 1012 átomos de plomo?; d) ¿Cuántos átomos están presentes en 3,14 g de cobre?; e) ¿Cuál de las siguientes cantidades tiene mas átomos: 1,10 g de átomos de hidrogeno o 1,47 g de átomos de carbono? 120.- a) Calcule el peso molecular de las siguientes sustancias: I) metano (CH4) ; II) agua; III) Benceno (C6H6); IV) Pentacloruro de fósforo (PCl5); V) amoníaco (NH3); VI) Peroxido de hidrógeno (agua oxigenada H2O2); b) Calcule el número de moles presentes en: I) 20 g de ácido sulfúrico; II) 73 g de ácido clorhídrico; III) 64 g de metanol(CH3OH); IV) 5 g de cloruro de bario; c) Calcule el número de átomos y moléculas del apartado (b); d) calcule la masa y cantidad de átomos de plomo en 5 g de carbonato de plomo. 121.- En un compuesto de sodio, oxigeno y cloro el porcentaje en peso del sodio es 25,4 %, el de oxigeno 35,4 %. Calcule la formula empírica del compuesto. 122.- Un compuesto orgánico solo contiene carbono, hidrógeno y oxígeno, el 60% de su peso es carbono y el 13,3% hidrógeno. Calcule sus F.E. y F.M. si PM = 60 g. 123.- En un compuesto que solo contiene nitrógeno e hidrógeno, la proporción de hidrógeno es 12,5% en peso; el PM = 32 g . Determine F.E. y F.M. 124.- El ácido acético tiene un 40% de carbono, 6,67% de hidrógeno y 53,33% de oxígeno en peso; Determine F.E. y F.M. si su mol pesa 60 g.
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125.- Una muestra de una aleación para aviones (Al, Mg, Cu) que pesaba 8,72 g se trató con un hidróxido para disolver el aluminio; luego con ácido clorhídrico para disolver al magnesio quedando un residuo de cobre. Después del primer tratamiento (con hidróxido) el residuo pesaba 2,10 g y el insoluble en el ácido pesaba 0,69 g ¿Cuál es la composición de la aleación? 126.- Diferencie los términos, reacción química y ecuación química. 127.- Si se calienta hierro en presencia de cloro gaseoso se forma un sólido marrón que es cloruro férrico. Calcular: a) número de moles de cloro para producir 10 moles de FeCl3; b) masa de cloro necesaria para producir 100 g de FeCl3 128.- El magnesio reacciona lentamente con agua fría para producir hidrógeno gaseoso mas hidróxido de magnesio (s): a) escriba la ecuación química balanceada; b) ¿Cuántos gramos de hidróxido de magnesio se producen con 150 g del metal?; c) si la densidad del hidrogeno gaseoso es 0,0828 g/L ¿qué volumen de gas se puede producir usando 15 g de metal?; d) ¿Cuántos átomos de magnesio se necesitan para producir 15 g de hidróxido de magnesio? 130.- El peróxido de hidrógeno se descompone en O2 (g) y H2O (l): a) escriba la ecuación ajustada de la descomposición del peróxido; b) ¿qué peso de O2 (g) se produce en la descomposición de 5 g de peróxido?; c) ¿Cuántas moléculas de H2O se producen según (b)? 131.- Dada la siguiente reacción : ZnS (s) + O2 (g) Î ZnO (s) + SO2 (g) (ecuación no ajustada) a) ¿Cuántos gramos de ZnS deberán reaccionar para producir 100 g de ZnO?; b) ¿Cuántos gramos de ZnS se requieren para producir 50 L de SO2 en C.N.T.P.?; c) ¿Cuál es la masa de SO2 producida al reaccionar 5 g de O2 con exceso de ZnS?; d) calcular el número de moléculas de O2 que deben reaccionar con un exceso de ZnS para dar 10 moles de SO2 ; e) se dispone de 10 g de ZnS y 15 g de O2 ¿Cuánto ZnO se formará por reacción completa de los reactivos? 132.- El oxigeno se prepara según la siguiente reacción: KClO3 (s) Î KCl (s) + O2 (g) Calcular: a) ¿Cuánto O2 se produce si se descomponen 9,12 g de la sal?; b) ¿Cuántos gramos del clorato de potasio deben descomponerse para liberar 2,5 g de O2? 133.- En un horno de piedra caliza se produce la descomposición del carbonato de calcio en CaO (s) + CO2 (g). Si la conversión es del 75% determine: a) la composición en porcentaje del sólido que se extrae del horno; b) la masa de CO2 que se obtiene por kilogramo de piedra caliza (CaCO3 puro) de alimentación. 134.- El proceso Le Blanc, hoy en desuso se utilizó para la obtención de carbonato de sodio a partir de cloruro de sodio mediante una serie de reacciones que esquemáticamente se pueden representar por: 2NaCl (s) Î Na2CO3 (s) si en dicho proceso se parte de 150 Kg de cloruro de sodio y se obtienen 110 Kg de carbonato de sodio ¿cuál será el rendimiento del mismo? 135.- El antimonio metálico (Sb) se obtiene calentando estibia (Sb2S3) en forma de polvo con chatarra de hierro; extrayendo el antimonio del fondo del recipiente de reacción, de acuerdo con la ecuación: Sb2 S3 (s) + Fe (s) Î Sb (l) + FeS (s) Si se calienta 800 g estibia con limadura de hierro y se obtienen 150 g de antimonio metálico determinar: a) el reactivo limitante; b) el porcentaje de conversión del hierro; c) el porcentaje de conversión del estibio. 136.- Hallar la pureza de una muestra de sulfuro ferroso sabiendo que al tratar 1,22 g del sulfuro con ácido clorhídrico diluido se desprenden 236 mL de sulfuro de hidrógeno (SH2 ) medidos en C.N.T.P. quedando disuelto el cloruro ferroso formando en la reacción.
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137.- En condiciones controladas el Hg(NO3)2 se descompone al calentarlo dando Hg (l), NO2 (g) y O2 (g). Si al calentar 54,82 g de nitrato mercúrico impuro se obtienen 3,65 L de O2 medidos en C.N.T.P. ¿Cuál es la pureza del nitrato? 138.- El KClO3 (s) se descompone al calentarlo dando KCl (s) y O2. Al calentar 70 g de clorato este se descompone obteniéndose 37,5 g de sólido ¿Qué porcentaje de sal inicial ha reaccionado? 139.- El nitrato de manganeso (II) se descompone por el calor liberando dióxido de nitrógeno gaseoso y dióxido de manganeso sólido. Si se calientan 20 g de nitrato al cabo de cierto tiempo se obtiene 6,506 g de residuo sólido ¿Cuál es el porcentaje de nitrato que se ha descompuesto?
UNIDAD 3: ESTADOS DE AGREGACION 140.- a) Construya un diagrama en el cual se indique los estados de agregación de la materia y sus características. Mencione las variaciones o cambios de estados posibles. b) En cada una de las transformaciones físicas mencionadas en el apartado a) indique cuales constituyen un proceso endotérmico y cuales un proceso exotérmico. c) Señale cuales son las propiedades medibles propias de la materia. De ejemplos de cada una de ellas. 141.- Enuncie la Ley de Boyle-Mariotte y señale su expresión matemática. Grafique dicha ley en los siguientes diagramas: a) P en función de V a Ti y Tj, siendo Ti > Tj; b) P en función de 1 / V. 142.- a) Una muestra de aire ocupa 3,8 L cuando la presión es de 1,2 atm. ¿Qué volumen ocupa a 6,6 atm?; b) ¿Qué presión se requerirá para comprimirlo a 0,075 L, si se trabaja isotérmicamente? 143.- a) Enuncie la Ley de Charles – Gay Lussac y represéntela en un diagrama V = f (T). ¿Qué ocurre si se extrapola esa recta a volumen cero?; b) Una cantidad de 2 L de aire que está inicialmente a 25º C se calienta isobáricamente hasta que su temperatura llega a los 100º C. Calcular el volumen final. 144.- En condiciones de presión constante, una muestra de hidrógeno gaseoso a 88º C y 9,6 L se enfría hasta que su volumen final es de 3,4 L. ¿Cuál será su temperatura final? 145.- a) ¿A que se llama “gas ideal”? Enuncie y escriba la ecuación general de estado de los gases ideales; b) ¿Qué volumen ocuparía 5,6 moles de hexafluoruro de azufre si la temperatura y la presión del gas son 128º C y 9,4 atm? 146.- El hielo seco es CO2 sólido. Una muestra de 0,05 g de hielo seco se coloca en un recipiente vacío cuyo volumen es de 4,6 L a 30º C. Calcule la presión dentro del recipiente después de que todo el hielo seco se ha convertido en CO2 gaseoso. 147.- Una cantidad de gas que pesa 7,1 g ocupa un volumen de 5,4 L a 741 torr. y 44º C. ¿Cuál es su peso molecular?
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148.- A 75º C y 640 mmHg, 0,908 g de una sustancia en estado gaseoso ocupan un volumen de 530,8 mL. Hallar el P.M. relativo de la sustancia. 149.- El análisis de una muestra de un compuesto gaseoso revela que contiene 85,7% de C y 14,3% de H. A T.P.E., 100 mL del compuesto pesan 0,188 g ¿Cuál es su F.M.? 150.- a) Calcule la densidad en g/L del gas oxígeno a 30º C y 750 mmHg de presión suponiendo comportamiento ideal; b) ¿Cuántas moléculas habrá en un volumen de 22,4 L de dicho gas en las condiciones anteriores y en C.N.P.T.?; c) Calcule la densidad en C.N.P.T. de un gas cuya densidad (a 463,5 mmHg y 99,5º C) es de 0,003 g/L. 151.- Un volumen de 5,6 L de hidrógeno gaseoso medido a T.P.E. se hace reaccionar con un exceso de cloro molecular. Calcule la masa en gramos del ClH producido. 152.- El hidrógeno se forma por acción del ácido sulfúrico sobre el zinc: H2SO4 + Zn0 Î ZnSO4 + H2 (g) a) ¿Cuántos moles de hidrógeno se pueden formar de 50 g de Zn y un exceso de ácido?; b) Si el hidrógeno generado va ha ser almacenado a 5 atm y -50º C ¿Qué volumen deberá tener el recipiente? 153.- Se calienta una masa de clorato de potasio hasta su descomposición completa. El oxígeno liberado ocupa 400 mL cuando se recoge sobre agua a 25º C y 750 mmHg. ¿Cuál era el peso de clorato de potasio que contenía la muestra? 154.- Enuncie la Ley de las presiones parciales de Dalton y defina la fracción molar. ¿Tiene unidades la fracción molar? 155.- En un recipiente de 5 L a 20º C se mezcla 1 g de hidrógeno y 3 g de cloro: Calcule la fracción molar, la presión parcial y la presión total. 156.- Dentro de un recipiente de 20 L se mezclan 2 L de H2 y 3 L de N2, medidos en C.N.T.P. Calcule la presión total de la mezcla y la presión parcial de cada gas. 157.- Una botella de 200 mL contenía oxígeno a una presión de 200 mmHg y otra de 300 mL contenía nitrógeno a una presión de 100 mmHg, Se conectaron las dos botellas de modo que cada gas llenara el volumen total combinado. Suponiendo que no hay cambio de temperatura ¿Cuál será la presión parcial de cada gas en la mezcla final y cuál la presión final? 158.- a) Defina los términos difusión y efusión gaseosa. Escriba la Ley de Graham; b) Un globo lleno de He se desinfla más rápido que uno lleno de aire de igual tamaño inicial. Explique por qué; c) Ordene los siguientes gases en orden creciente de velocidades de difusión: PH3, ClO2, Kr, NH3, IH. Calcule las relaciones de velocidades de difusión de la más rápida a la más lenta. 159.- ¿en que condiciones esperaría que un gas se acerque más al comportamiento ideal: a) alta temperatura y baja presión ; b) alta temperatura y alta presión; c) baja temperatura y alta presión; d) baja temperatura y baja presión? ¿Por qué? 160.- a) Escriba la ecuación de Van der Waals para un gas real, señalando que representa cada uno de los parámetros. Compárela con la ecuación general de gases ideales; b) Calcule la presión ejercida por 2,5 moles de CO2 encerrados en un volumen de 5 L a 450º C. Compare la presión con la calculada al utilizar la ecuación de gases ideales.
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161.- Calcular la presión ejercida por 25 moles de gas metano contenidos en un cilindro de 8,2 L a 127º C utilizando la ecuación de Van der Waals. Comparar este valor con el obtenido utilizando la ecuación de estado. 162. Dado el siguiente gráfico:
a) ¿Qué tipo de transformaciones se presenta de : a Î b, bÎc, c Îa?; b) Represente las transformaciones en un gráfico V = f (T) y P = f (T). 163.- a) Explique ¿por qué los líquidos a diferencia de los gases son incompresibles?; b) ¿Qué propiedades los hacen parecer mas semejantes a los gases y cuales mas semejantes a los sólidos?; c) ¿Por qué los gases se mezclan unos con otros de manera espontánea y lo mismo los líquidos? Explique por qué son imperceptibles las mezclas en estado sólido. 164.- ¿Cómo se ve afectada la rapidez de evaporación de un líquido por: la temperatura, el área superficial de un líquido expuesto al aire y las fuerzas intermoleculares? 165.- Un recipiente con agua se calienta hasta el punto de ebullición con un mechero de Bunsen ¿Al agregar otro mechero, aumentará el punto de ebullición del agua? J.S.R. 166.- Los siguientes compuestos son líquidos a -10º C, se dan sus puntos de ebullición: Butano (0,5º C) , Etanol (78,3º C), Tolueno (110º C), A -10º C: ¿Cuál de estos líquidos se esperaría que tuviera mayor presión de vapor?¿cuál la menor? J.S.R: 167.- Dados los siguiente líquidos: H2O, CH3CH2OH, C6H6 ; ¿cuál de ellos posee mayor presión de vapor a una temperatura de 20º C? ¿Por qué? 168- El oxígeno, el azufre, el selenio y el telurio pertenecen al grupo IV. Sus respectivos hidruros tienen los siguientes pesos moleculares y puntos de ebullición: H2O
H2S
H2Se
H2Te
P.M. (g / mol)
18
34
81
130
Pto de Ebullición( º C)
+100
-60
-40
0
Explique por qué el agua tiene un punto de ebullición excesivamente alto a pesar de ser la molécula de menos peso molecular de la serie. 169.- Las presiones de vapor en mmHg para un número de compuestos a 20º C es como sigue: Hg= 0,0012; H2O = 17,5; benceno (C6H6) = 74,7; éter etílico (C2H5OC2H5) = 442; ácido acético
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(C2H5OOH) = 12. Anote los compuestos en orden creciente de velocidad de evaporación e identifique la sustancia con el más alto y el más bajo punto de ebullición. 170.- Dos cazuelas con agua están en dos quemadores de idénticas características. Una cazuela hierve vigorosamente, mientras que la otra lo hace con suavidad. ¿Qué puede decir acerca de la temperatura del agua en las dos cazuelas? 171.- Explique las siguientes observaciones: a) El agua se evapora con mayor rapidez en día caliente y seco que un día caliente y húmedo. b) Se requiere más tiempo para cocer huevos a altitudes elevadas que a altitudes mas bajas. 172- La masa de un recipiente vacío es de 0,84 Kg, lleno de agua es 1,45 Kg y lleno de alcohol 1,33 Kg ¿Cuál es la densidad el alcohol? Datos: δH2O = 1 g/mL. Diga cuál es la respuesta correcta: a) 0,803 Kg / dm3; b) 1 Kg/ dm3; c) 0,803 g/dm3; d) 0,803 g/cm3 173.- Explique por qué en una olla a presión se disminuye el tiempo de cocción de los alimentos. 174.- a) ¿Qué se entiende por tensión superficial; en qué unidades se expresa? ¿Existe alguna relación aparente entre la polaridad de las moléculas y la tensión superficial?; b) ¿Qué líquido tiene mayor tensión superficial: etanol (C2H5OH), éter dietílico (CH3OCH3), aceite de hidrocarburo? ¿Por qué?; c) A pesar de que el acero es mucho más denso (mas pesado) que el agua, ¿por qué una hoja de afeitar puede flotar en el agua? 175.- a) ¿Qué entiende por viscosidad?¿Por qué disminuye la viscosidad cuando aumenta la temperatura?; b) ¿Cómo será la viscosidad del etilenglicol (HOCH2CH2OH) con respecto al etanol (CH3CH2OH) y a la glicerina (OHCH2CHOHCH2OH): mayor, menor o igual? ¿Por qué? 176.- Explique las siguientes observaciones: a) La viscosidad del etanol (C2H5OH) es mayor que la del éter etílico (C2H5OC2H5) b) En contacto con un tubo capilar angosto hecho de polietileno, el agua forma un menisco cóncavo, hecho hacia abajo como el mercurio en un tubo de vidrio. c) La tensión superficial del CHBr3 es mayor que la del CHCl3 d) Al aumentar la temperatura, el aceite fluye con mayor rapidez a través de un tubo delgado. e) Las gotas de lluvia que se acumulan en el techo de un automóvil encerado son casi esféricas. 177.- Defina los siguientes términos: sólido cristalino, punto reticular y celda unitaria. 178.- Defina y de un ejemplo de cada uno de los siguientes tipos de sólidos cristalinos: iónicos, covalentes, moleculares y metálicos. 179.- Clasifique el estado sólido de las siguientes sustancias como cristales iónicos, cristales covalentes, cristales moleculares o cristales metálicos: a) CO2 ; b) S8 ; c) KBr; d) Mg; e) SiO2 ; f) LiCl.; g) Cr; h) P4 180.- ¿Cuáles son las únicas sustancias que en estado sólido son capaces de conducir corriente eléctrica? J.S.R. 181.- Dada las siguientes sustancias: H2O , BaO, MgO, NaCl. Indique: a) ¿Cuál de ellas tiene el punto de fusión más alto y por qué?; b) ¿Cuál tiene el punto de fusión mas bajo y por qué?
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182.- Mencione las características del sodio y las del cloruro de sodio. Explique las diferencias de propiedades. 183.- Clasifique cada uno de los siguientes sólidos: a) Un sólido es muy duro, quebradizo y no conduce la electricidad. Fundido y en solución acuosa es capaz de conducir la corriente eléctrica. b) Un sólido es muy duro y tiene un punto de fusión muy alto. Ni como sólido ni en forma de líquido es capaz de conducir electricidad y además no es soluble en agua. Cite un ejemplo. c) Un sólido es blando y tiene bajo punto de fusión (debajo de los 100º C) ni como sólido ni fundido conduce la electricidad. 184.- Los puntos de fusión de los óxidos de los elementos del tercer período se dan a continuación entre paréntesis: Na2O (1275º C), MgO (2800º C), Al2O3 (2045º C), SiO2 (1610º C), P4O10 (580º C), SO3 (16,8º C). Clasifique a cada uno de éstos sólidos. 185.- a) Explique por qué el diamante es más duro que el grafito; b) ¿Por qué el grafito es conductor de la electricidad pero no el diamante?; c)¿Cuál de los dos sólidos presenta propiedades isotrópicas y cuál anisotrópicas? J.S.R. 186.- Señale cuál de las siguientes afirmaciones es verdadera o falsa justificando su respuesta: a) Una solución acuosa de un sólido iónico conduce la corriente eléctrica. b) Un sólido molecular polar en solución es un buen conductor de la corriente eléctrica. c) Un sólido covalente, como el SiO2, forma soluciones acuosas conductoras de la corriente eléctrica. 187.- ¿Por qué los metales son buenos conductores del calor y de la electricidad? ¿Por qué la capacidad del metal de conducir electricidad disminuye con el aumento de la temperatura? 188. El silicio puro es un mal conductor de la electricidad. El titanio, que también posee cuatro electrones en la capa de valencia, es un conductor metálico. Explique la diferencia. 189.- ¿Qué material esperaría que fuera mejor conductor de la electricidad, el germanio o el germanio adulterado (dopado) con arsénico? Explique según el modelo de orbitales moleculares. ¿Cómo se denominan este tipo de semicondutores? 190.- ¿Si el dopado del material fuera con aluminio, cómo sería su conductividad respecto del silicio puro? Explique según el modelos de orbitales moleculares. ¿Cómo se denominan este tipo de semicondutores? 191.- a) ¿Qué es un “líquido subenfriado” o “sólido amorfo”, y en qué se diferencia de un sólido cristalino? b) ¿Quién tiene mayor densidad el SiO2 cristalino o el SiO2 amorfo? J.S.R. c) Defina que es un vidrio. ¿Cuál es el componente principal del vidrio? Nombre tipos de vidrios. d) ¿Cuál es la causa por la cual existen vidrios de diferentes colores? Presente ejemplos. 192.- El elemento níquel cristaliza en celda cúbica centrada en las caras. La longitud de la arista es 352,5 pm. Calcule: a) volumen de la celda unidad; b) densidad del Ni; c) valor del radio atómico; d) porcentaje de volumen ocupado en la celda unidad por los átomos de Ni 193.- El elemento plata cristaliza en celda cúbica centrada en las caras. La longitud de la arista es aproximadamente 408,7 pm. Calcule a) volumen de la celda unidad; b) densidad de la plata; c)
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valor del radio atómico; d) porcentaje de volumen ocupado en la celda unidad por los átomos de plata. 194.- El hierro cristaliza en sistema cúbico centrado en el cuerpo. La densidad del hierro es 7,874 g/cm3 Calcular: a) volumen de la celda unidad; b) longitud de la arista; c) radio atómico; d) porcentaje de volumen ocupado por los átomos en la celda unidad. 195.- El radio atómico de Al determinado experimentalmente es 1,428 x 10-8 cm. Como Al cristaliza en sistema cúbico centrado en las caras determinar: a) volumen de la celda unidad; b) densidad del aluminio (P.A. 26,98 g) ; c) porcentaje en volumen ocupado por los átomos en la celda unidad.
UNIDAD 4: SOLUCIONES 196.- a) Explica las variaciones en la solubilidad en agua de los alcoholes que se presentan a continuación: Solubilidad en H2O en COMPUESTO g/100g a 20º C
CH3CH2CH2OH
∞ ∞ ∞
CH3CH2CH2CH2OH
9
CH3CH2CH2CH2CH2OH
2,7
CH3OH CH3CH2OH
b) ¿Cuál de estos alcoholes esperaría que fuera el mejor disolvente para cada uno de los siguientes compuestos? J.S.R: I) I2 ; II) KBr; III) CH3CH2CH2CH2CH3 197.- En 35 g de agua se disuelven 5 g de ClH. La densidad de la solución a la temperatura de trabajo es de 1,06 g/cm3 de solución. Hallar la concentración de la solución en: a) % P/P; b) en g/L de solución; c) la molaridad (M); d) la molalidad (m); e) la normalidad (N); f) las fracciones molares de soluto y solvente. 198.- a) Calcule el porcentaje en masa del soluto en cada uno de las siguientes disoluciones: I) 5,5 g de NaBr en 78,2 g de solución acuosa; II) 4,5 g de tolueno (CH3C6H5) en 29 g de benceno (C6H6); III) 31 g de KCl en 152 g de agua. b) Calcule la cantidad de agua (en gramos) que debe agregarse a: I) 5 g de urea (H2NCONH2) para preparar una solución al 16,2% P/P; II) 26,2 g de MgCl2 para preparar una solución al 1,5% P/P. 199.- a) Para soluciones diluidas, donde la densidad de la solución es aproximadamente igual a la densidad del disolvente puro, la molalidad de la solución es igual a la molaridad. Demuestre que este enunciado es válido para una solución acuosa de urea (H2NCONH2) 0,01M. b) Calcule las molalidades de las siguientes disoluciones acuosas: I) disolución de 1,22 M de azucar (C12H22O11), δ = 1,12 g/mL; II) disolución 0,87 M de NaOH, δ = 1,04 g/mL; III) disolución 5,24 M de NaHCO3 , δ = 1,19 g/mL. 200.- 8,5 mL de ClH concentrado ( 36% P/P, δ = 1,19 g/mL) son diluidos hasta completar 1 L; la densidad de esta solución es de 1,002 g/mL. Calcule: a) molalidad; b) molaridad; c) normalidad;
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d) fracciones molares de soluto y solvente; e) 10 mL de esta solución son diluidos con 190 mL de agua, ¿qué concentración de M y N tendrá la solución resultante? 201.- El ácido sulfúrico concentrado que se usa en el laboratorio es al 98% en masa. Calcule, la molaridad, la molalidad y la fracción molar del soluto de disolución ácida. La densidad de la disolución es de 1,83 g/mL 202.- El contenido alcohólico de un licor fuerte se expresa generalmente en términos de la “prueba”, que se define como dos veces el porcentaje en volumen de etanol presente (C2H5OH). Calcule el número de gramos de alcohol presente en 1 L de ginebra “prueba 75”, cuya densidad es de 0,798 g/mL. 203.- Se calcula que un mL de agua de mar contiene unos 4 x 10-12 g de oro. El volumen total de agua de los océanos es de 1,5 x 1021 L. Calcule la cantidad total de oro presente en el agua de mar. ¿Cómo es que nadie se ha hecho rico explotando el oro del océano, si existe tal cantidad allí? 204.- La solubilidad del KNO3 es 155g por 100g de agua a 75º C y 38 g por 100 g de agua a 25º C. ¿Cuál es la masa en gramos de la sal que cristalizará al enfriar 100 g de solución saturada de 75º C a 25º C? 205.- Con vistas a producir un fertilizante fosfatado se desean preparar 10 L de ácido fosfórico 2 N. Si se dispone de un ácido fosfórico de densidad 1,53 g/mL y una concentración del 80% P/P, determinar el volumen de la disolución de ácido que debe emplearse. 206.- En un proceso industrial de concentración de jugo de naranja, el zumo recién extraído y tamizado que contiene un 7,08% en peso de sólidos, se introduce en un evaporador con el fin de extraerle suficiente cantidad de agua para que el contenido en sólidos aumente a un 58% en peso. Calcular para una entrada de 7000 kg/h la cantidad de agua evaporada y la masa por hora de jugo concentrado. 207.- Reaccionan 4 g de una disolución de ácido sulfúrico con un exceso de cloruro de bario. Uno de los productos de la reacción es un precipitado de sulfato de bario, el cual lavado y seco pesa 4,08 g. Hallar el % P/P de la disolución ácida original. 208.- Se hacen reaccionar 160 g de una disolución al 36% de ácido clorhídrico con 180 g de una disolución al 40% de hidróxido de sodio. ¿Cuántos moles de productos se obtienen? 209.- ¿Qué volumen de ácido sulfúrico 3N se necesitará para liberar 185 litros de gas hidrógeno en C.N.T.P. cuando se trata con este ácido un exceso de zinc? 210.- Una planta industrial necesita producir 7800 kg de sulfato de calcio. Para ello dispone de suficiente cantidad de las dos materias primas: solución de ácido sulfúrico de densidad 1,2 g/mL y concentración del 90% P/P y carbonato de calcio sólido. Si se sabe que el rendimiento de la reacción es del 84%: a) ¿qué volumen de disolución de ácido sulfúrico debe emplearse?; b) ¿Cuál es la concentración molar de dicha solución? 211.- Los nitratos empleados como abonos o que entran en la composición de los explosivos minerales se obtienen a partir de un ácido nítrico cuya composición no supera el 55%. Si se parte de un ácido nítrico concentrado (68% en peso, densidad 1,52 g/mL) ¿Qué volumen debe medirse para obtener 100 L del ácido del 55%, densidad 1,43 g/mL?
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212.- Cierta empresa compra 150 kg de sulfuro cúprico para su posterior utilización en un proceso industrial. Con el fin de determinar la pureza del compuesto se hacen reaccionar 0,250 g del mismo con ácido nítrico diluido necesitándose 24 mL del mismo para disolverlo. Sabiendo que 15 mL del ácido empleado neutralizan 17 mL de hidróxido de sodio 0,15 N, determine la pureza del mineral. 213.- El sulfato de calcio dihidratado es un fertilizante ampliamente utilizado por ser una sal neutra que aporta a los suelos calcio y azufre sin acidificarlos. Industrialmente se puede producir por reacción entre el ácido sulfúrico y el carbonato de calcio. Si le dicen que para que esta reacción tenga lugar de manera eficaz necesita usar un ácido de concentración de 1,8 g/mL y es de 12M ¿podrá usarlo? 214.- Una solución que contiene 25 g de un soluto en 200g de agua tiene una densidad de 1,08 g/mL a 25º C. Su punto de ebullición es de 100,26º C. Calcular: a) peso molecular del compuesto; b) presión de vapor de agua de la solución; c) punto de congelación de la solución; d) presión osmótica de la solución. Nota: la presión de vapor del agua pura es de 23,756 torr a 25º C. 215.- La solubilidad del nitrógeno en la sangre a 37º C y a una presión parcial de 0,8 atm es de 5,6 x 10-4 mol/L. Un buzo de mar profundo respira aire comprimido con una presión parcial de nitrógeno de 4 atm. Suponiendo que el volumen total de la sangre en el cuerpo es de 5 L. Calcule la cantidad de nitrógeno gaseoso desprendido (en litros) cuando un buzo retorna a la superficie del agua, donde la presión parcial del nitrógeno es de 0,8 atm. 216.- ¿Cuántos gramos de sacarosa (C12H22O11) se deben agregar a 552 g de agua para obtener una disolución cuya presión de vapor sea 2 mmHg inferior a la del agua pura a 20º C? (La presión de vapor del agua pura a 20º C es de 17,5 mmHg) 217.- La presión de vapor del benceno puro a 20º C es de 74,66 torr. Cuando 2 g de un hidrocarburo no volátil se disuelve en 100g de benceno la presión de vapor se reduce a 74,01 torr. Calcule el peso molecular del hidrocarburo; determine su fórmula empírica sabiendo que el mismo contiene un 94,4% en peso de carbono y el resto es hidrógeno; y determine su fórmula molecular. 218.- Un compuesto está formado por un 26,66% en peso de carbono, 2,22% de hidrógeno y oxígeno; cuando se disuelven 4,5g del compuesto en 250 g de benceno, el punto de congelación de la solución es de 4,47º C. Determine la fórmula molecular del soluto y el punto de ebullición de la solución. 219.- La presión osmótica desarrollada por una solución acuosa que contiene 0,994 g de sacarosa en una solución de 100 mL es de 0,704 atm a 15º C, mientras π para una solución de 28,2 g en 100 mL es de 25,2 atm a 15º C. Partiendo de ambas informaciones calcule el peso molecular de la sacarosa. 220.- a) ¿Qué son los coloides?; b) explique ¿por qué no hay coloides en los que tanto la fase dispersa como el medio dispersor sean gases? 221.- a) ¿Cómo distingue una solución real de un coloide?; b) Dé un ejemplo de un sol, un gel, un aerosol y una emulsión. 222.- Describa cómo se estabilizan en agua los coloides hidrofílicos y los hidrofóbicos.
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