Ejercicios guia resueltos

Facultad de Agronomía – UNLPam Año 2010 Carrera: Ingeniería Agronómica Asignatura: Introducción a la Química

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INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA

“CUADERNILLO”

Autores: Lic. Ana María Urioste

Lic. Estela Noemí Hepper

Año 2010


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CUADERNILLO DE TRABAJO ORGANIZACIÓN El presente cuadernillo presenta en su primer parte los objetivos, modalidad y condiciones de aprobación de la asignatura Introducción a la Química y a continuación se desarrollan para cada capítulo del programa los siguientes ítems o partes:

Introducción: presentación de la unidad temática.

Listado de habilidades que nos hemos propuesto que los estudiantes adquieran.

Guía de estudio: un conjunto de preguntas orientadas a reunir los conceptos necesarios para entender y poder aplicar los conocimientos reunidos en esa unidad temática.

Guía de ejercicios y problemas a resolver en las clases teórico prácticas: aplicaciones de los conceptos adquiridos. El poder resolverlos individualmente implica que han adquirido las habilidades que nos planteamos desarrollar y fortalecer (Autoevaluación).

Guía de ejercicios y problemas complementarios: aplicaciones de los conceptos que les permitirá reforzar lo realizado en clase.

Objetivos Generales de la Asignatura Este curso pretende que los estudiantes se sientan protagonistas de su propio

aprendizaje y no simples receptores de conocimientos. En función de esto se plantean los siguientes objetivos generales que abarcan aspectos conceptuales, procedimentales y actitudinales. Objetivos conceptuales: que los estudiantes logren interpretar y manejar conceptos elementales de Química y el lenguaje propio de la disciplina, imprescindibles para la continuidad de los aprendizajes de la misma y de otras asignaturas a las que contribuye. Objetivos procedimentales: dotar a los estudiantes de herramientas para la construcción de conocimientos. Desarrollar la capacidad de observación, de abstracción (a partir de observaciones en el mundo macroscópico llegar a interpretar tanto los fenómenos a escala microscópica como el lenguaje simbólico). Objetivos actitudinales: lograr una buena disposición hacia la incorporación de nuevos conocimientos, actitud crítica y compromiso como estudiante en su propia formación profesional. Modalidad de las Clases Clases teórico – prácticas: en las mismas se presentará el tema y se realizará el análisis conjunto de la resolución de cuestiones numéricas y no numéricas más representativas y/o complejas. Los temas serán presentados haciendo uso de la experimentación con lo que se pretende que el estudiante reconozca a la Química como una ciencia experimental, desarrolle la capacidad de observación y a partir de la misma construya conocimientos específicos de la disciplina, guiado por el grupo docente. Actividades no presenciales: se solicitará a los estudiantes la resolución de cuestiones numéricas y no numéricas diariamente, cuyas resoluciones se discutirán al inicio de cada clase teórico - práctica. Con esto se pretende inculcar el estudio gradual de los temas y contribuir a la organización del tiempo.


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Espacio de apoyo académico: se considera necesario implementar una clase de consulta cada semana, con la finalidad de que el estudiante pueda periódicamente y en forma continua presentar sus dificultades en el abordaje de los contenidos y discutir sus resultados y dudas con los docentes y/o tutores académicos. Evaluaciones - Dos evaluaciones parciales que se aprueban con un mínimo de 60 puntos sobre

100 y que versarán acerca de cuestiones numéricas y no numéricas. - Una evaluación de integración al finalizar del curso, tendiente a resolver una

situación problemática en forma individual. El objetivo de esta instancia es integrar los conceptos y contribuir al desarrollo de la capacidad y de la actitud de los estudiantes con respecto a la reflexión, argumentación y justificación. Esta evaluación se aprueba con un mínimo de 70 puntos sobre 100.

Condiciones de Aprobación

Para aprobar el curso de Introducción a la Química por promoción sin examen final deberán contar con una asistencia del 80% a las clases teórico –prácticas, aprobar las dos evaluaciones parciales y la evaluación integradora (con opción de un recuperatorio de la evaluación integradora). Los estudiantes que desaprueben alguno de los parciales no seguirán bajo el régimen de promoción.

Para aprobar el curso por el sistema de regularización y examen final deberán contar con una asistencia del 80% a las clases teórico –prácticas, aprobar las dos evaluaciones parciales (con opción de recuperar dichas evaluaciones en un recuperatorio final) y rendir un examen final.


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CAPÍTULO 1: CONCEPTOS GENERALES E INSTRUMENTOS DE LA QUÍMICA Introducción

Los hombres, como seres vivientes con capacidad de razonar, tratamos de comprender y explicar los cambios o transformaciones que sufre la materia y en particular las leyes que rigen el comportamiento de los fenómenos materiales y energéticos que ocurren en el universo. En particular el Ingeniero Agrónomo estudia e interviene en una porción del universo conocida como agroecosistema, en donde los recursos naturales, técnicos y socioeconómicos se relacionan con el fin de mantener y mejorar la producción agropecuaria, por lo que requiere del conocimiento de las ciencias naturales. La química es una ciencia natural que abarca un conjunto de conocimientos desarrollados por el hombre que intentan explicar los fenómenos naturales desde distintos puntos de vista. “La química estudia la composición, estructura y propiedades de los sistemas materiales así como las interacciones entre las sustancias y los efectos provocados sobre ellas cuando se les suministra o se les quita energía en cualquiera de sus formas” (José Antonio Salonia en su libro: “Química Básica del Nivel Medio- Proyecto educativo”. Facultad de Química, Bioquímica y Farmacia – Universidad Nacional de San Luis).

La química opera en tres niveles: A nivel macroscópico: se observa a simple vista la materia y las transformaciones que sufre, se experimenta y se realizan mediciones. Por ejemplo: podemos detectar la combustión de una cinta de magnesio observando la luz que emite cuando es calentada en presencia de oxígeno, también observamos cómo se consume esta sustancia (disminuye el tamaño de la cinta a medida que transcurre la reacción), si la realizamos dentro de un recipiente adecuado (calorímetro) podemos medir la temperatura de ese sistema antes y después de la transformación y mediante cálculos obtener el valor de la energía térmica que se desprendió durante dicha reacción, es decir hemos observado, experimentado y medido alguna propiedad. A nivel microscópico: abarca lo que ocurre con la materia a nivel de partículas (átomos, moléculas, iones, etc.) y no se puede ver directamente debido a la dimensión de las mismas (debemos tener en cuenta que el diámetro de los átomos está en el orden de los amströn y que sus masas son del orden de 10-23g). Si pudiéramos ver las transformaciones con mucho aumento veríamos lo que ocurre en términos de reordenamiento de partículas. La química en este nivel interpreta los fenómenos que observa en el nivel macroscópico y postula lo que ocurre en ese nivel. A nivel simbólico: se representa a la materia con símbolos químicos y se expresan los fenómenos con ecuaciones químicas y matemáticas, a este aspecto lo denominamos el lenguaje de la química. Por ejemplo la combustión del magnesio se representa: Mg (s) + 1/2 O2 (g) MgO (s) + Energía

Un químico piensa a nivel microscópico, experimenta a nivel macroscópico y

representa ambos a nivel simbólico.


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También afirmamos que LA QUÍMICA ES UNA CIENCIA EXPERIMENTAL, esto significa que el desarrollo de un concepto surge de todas las observaciones y experimentos sobre un determinado fenómeno. En función de esas observaciones y comprobaciones los científicos elaboran una teoría (explicación extensa sobre un fenómeno o fenómenos que puede verificarse) que permite predecir el resultado de experimentos aún no realizados. El experimento y la teoría siempre están vinculados, son partes ligadas que intentan entender y explicar los fenómenos naturales. Los conceptos (Teoría) han sido experimentados y comprobados por miles de científicos. Listado de Habilidades Resolver equivalencias entre distintas magnitudes (conversión de unidades). Identificar a las propiedades físicas de la materia como extensivas o intensivas. Identificar los sistemas materiales en función del intercambio de masa y energía con

el entorno, del número de fases y del tamaño de partículas de la fase dispersa. Decidir el método apropiado para separar las fases de un sistema heterogéneo y los

componentes en un sistema homogéneo.

Guía de estudio a) ¿Qué estudia la química dentro de las ciencias naturales? b) ¿Qué significa que la química es una ciencia experimental? c) ¿Qué es materia? ¿Qué es energía? d) Definir energía cinética y potencial. e) Diferenciar calor de temperatura. f) ¿Cuándo una propiedad es extensiva y cuando es intensiva? g) Nombrar los estados de agregación de la materia y mencionar tres propiedades

generales de cada uno de dichos estados. h) ¿Qué es un sistema material? i) Explicar cuando un sistema es abierto, cerrado o aislado. j) Clasificar los sistemas materiales en función del número de fases. k) Definir un sistema homogéneo. l) ¿Qué es una sustancia pura? ¿y una solución? m) Definir un sistema heterogéneo, indicar como se clasifica según el tamaño de

partículas de la fase dispersa especificando el tamaño de partículas correspondiente.

n) Indicar los métodos para separar fases de un sistema heterogéneo. o) Indicar los métodos para separar componentes de una fase. Guía de Ejercicios y Problemas a Resolver en Clase 1. Convertir:

a) 9,8 cm a mm b) 20 g/cm3 a kg/m3

2. Explicar porque una sustancia es prácticamente imposible de comprimir si está en el

estado sólido mientras es muy compresible si está en estado gaseoso.


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3. Indicar cuáles de las siguientes propiedades son intensivas y cuales extensivas: a) volumen de un líquido b) temperatura de fusión de una sustancia (fusión: una sustancia en estado sólido

se transforma en estado líquido) c) calor de fusión de una sustancia d) masa de una sustancia e) densidad de un sólido

4. En un laboratorio se realizó la siguiente experiencia con el objetivo de determinar la

densidad de un metal a 25 °C: se pesó una probeta que tenía agua hasta la marca de 19,65 mL y la masa fue de 39,75 g. Luego se sumergió en ella un trozo del metal y el nivel de agua en la probeta se elevó hasta 20,37 mL y la masa de la probeta más el metal fue 41,00 g. Con estos datos experimentales calcular la densidad del metal a la temperatura de la experiencia, expresar el resultado en kg/dm3.

5. Indicar cuál de los siguientes ejemplos corresponden a sistemas abiertos, cuales a

sistemas cerrados y cuales a sistemas aislados: a) Un planta de trigo. b) Un vaso de precipitado conteniendo agua hirviendo. c) Un neumático inflado. d) Una olla a presión. e) Una célula animal. f) Un termo con agua caliente.

6. Indicar cuáles de los siguientes sistemas son homogéneos y cuales heterogéneos a

simple vista. Para los sistemas homogéneos especificar si se trata de sustancias puras o soluciones: a) Agua corriente b) Oro c) Aire filtrado y seco d) Agua y aceite

7. Unir con flechas lo que corresponda entre la primera y la segunda columna referido a

coloides:

Fase dispersa-fase dispersante ejemplos

Sólido-líquido humo

Sólido-gas niebla, humedad

Líquido-líquido (emulsión) leche

Líquido-gas espuma

Gas- líquido Fe(OH)3 en agua, arcilla en agua

8. Para cada uno de los siguientes sistemas indicar cuántos y cuáles son los

componentes (sustancias) presentes:


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a) Solución acuosa de cloruro de sodio. b) Limaduras de hierro, carbonato de calcio sólido y oxígeno gaseoso. c) Hielo, agua líquida y vapor de agua. d) Iodo disuelto en alcohol etílico. e) Cloruro de potasio disuelto en agua y cloruro de potasio sin disolver.

9. Describir como operar para separar: a) arena fina de arena gruesa. b) los componentes del sistema formado por cloruro de sodio (sal de mesa) disuelto

en agua. c) las fases del sistema formado por suelo disperso en agua. d) agua de tetracloruro de carbono líquido (son inmiscibles: no se mezclan).

Guía de Ejercicios y Problemas Complementarios 1. Convertir:

a) 170 mm a cm b) 325 mL a L c) 50 m/h a cm/s d) 1,28 atm a Pa

2. Un cierto día la concentración de monóxido de carbono en el aire alcanza los

1,8 10-5 g/L. Convertir dicha concentración en mg/m3.

3. ¿Cuál es el volumen ocupado por 5,0 g de plata sólida a 20°C si la densidad es 10,5 g/cm3?

4. Se determinaron las siguientes propiedades de un trozo de hierro: masa = 40 g,

volumen = 5,08 cm3, densidad = 7,87 g/cm3, color: gris brillante, temperatura de fusión = 1535°C. Indicar cuáles son propiedades extensivas y cuáles propiedades intensivas.

5. Indicar cuáles de las siguientes características de una sustancia corresponden al estado líquido, cuáles al estado sólido y cuáles al estado gaseoso, para ello colocar las letras L, S o G según corresponda. a) Tiene forma propia. b) No posee fluidez. c) Es altamente compresible. d) Ocupa todo el volumen del que dispone. e) Su volumen prácticamente no varía por efecto de la presión. f) Tiene volumen propio.

6. Dar un ejemplo de cada uno de los tipos de sistema en función del intercambio de masa y energía con el medio o entorno.

7. Indicar cuáles de los siguientes sistemas son soluciones y cuales sustancias puras.

a) Cobre sólido b) Dióxido de carbono gaseoso


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c) Vapor de agua d) Aire filtrado y seco e) Gas cloro disuelto en agua f) acero

8. Indicar cuáles de las siguientes afirmaciones son correctas: a) La mezcla de dos líquidos siempre origina un sistema homogéneo. b) Un sistema constituido por dos sustancias siempre es homogéneo. c) Un sistema que contiene una sustancia disuelta en otra es homogéneo. d) Una solución es un sistema homogéneo que se puede fraccionar. e) Un sistema heterogéneo siempre está formado por más de dos sustancias.

9. Indicar para cada uno de los siguientes sistemas que método podría utilizar para

separar los componentes: a) Agua y mercurio (el mercurio no se disuelve en agua) b) Glucosa disuelta en agua c) Limaduras de hierro y cromato de potasio (esta sal es soluble en agua)

RESPUESTA DE EJERCICIOS NUMÉRICOS Ejercicios y Problemas a Resolver en Clase 1. a) 98 mm

b) 2 104 kg/m3 4. 1,74 g/mL Ejercicios y Problemas Complementarios 1. a) 17,0 cm

b) 0,325 L c) 1,4 cm/s d) 1,30 105 Pa

2. 18 mg/m3

3. 0,48 cm3


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CAPÍTULO 2: CONSTITUCIÓN DE LA MATERIA: ÁTOMOS, MOLÉCULAS E IONES. Introducción

Muchas de las propiedades químicas de los elementos se pueden apreciar en términos de sus configuraciones electrónicas, la cantidad de electrones que posee un átomo y su ubicación en el mismo tienen una relación directa con el comportamiento de las sustancias. Por ejemplo: las propiedades físicas y químicas que tiene el agua, sustancia que juega un rol fundamental en el sistema agropecuario, se deben a su estructura molecular y ésta se explica a partir de las configuraciones electrónicas de los átomos de hidrógeno y oxígeno.

La tabla periódica de los elementos es una herramienta muy útil ya que aporta información que permite relacionar las propiedades de los elementos entre sí y ayuda a presuponer el comportamiento químico. El uso habitual de la tabla periódica y en consecuencia el manejo de la información que brinda, facilita notablemente la resolución de problemas y minimiza el esfuerzo de la memorización.

El conocimiento de las configuraciones electrónicas y de las propiedades periódicas es necesario para entender los tipos de uniones más importantes: iónica y el enlace covalente y con ello las propiedades de las sustancias. También permite predecir cómo se encontrarán en la naturaleza las especies químicas de interés agronómico.

Listado de habilidades Conocer que información se puede obtener interpretando la tabla periódica de los

elementos. Interpretar la configuración electrónica externa de un elemento. Deducir las propiedades de los elementos a partir de su estructura electrónica

externa. Explicar las tendencias periódicas en los radios atómicos, las energías de ionización,

las afinidades electrónicas y las electronegatividades. Predecir el carácter predominante del enlace entre dos elementos conociendo la

electronegatividad de los mismos. Diferenciar los compuestos formados por moléculas de aquellos formados por redes

atómicas o iónicas.

Guía de estudio a) Definir átomo. b) ¿Cómo está constituido el átomo (partículas subatómicas y su distribución)? c) ¿Qué es un orbital atómico? d) ¿Con que característica del orbital están vinculados cada uno de los números

cuánticos? e) ¿Qué significado tiene la estructura electrónica? f) ¿Qué es el número másico? y el número atómico? g) ¿Cuándo dos átomos son isótopos? h) Dar el concepto de elemento químico. i) ¿Cómo se representan los elementos químicos?


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j) ¿En que está basado el orden que tienen los elementos en la tabla periódica? k) Indicar qué es un periodo y que es un grupo. l) Conociendo la estructura electrónica de un elemento ¿cómo se deduce la ubicación

que tiene dicho elemento en la tabla periódica? m) Definir las siguientes propiedades periódicas e indicar como varían a través de un

grupo y de un período:

Radio atómico

Afinidad electrónica

Primera energía de ionización

Electronegatividad de Pauling

Carácter metálico y no metálico. n) Indicar cuándo una sustancia es simple y cuando es compuesta. o) ¿Por qué la mayoría de los elementos químicos existen unidos a otros elementos en

la naturaleza? ¿Qué particularidad tienen los elementos que se encuentran libres en la naturaleza?

p) ¿Cuando se establece una unión iónica entre dos elementos? ¿en qué consiste? q) Describir el enlace covalente y tipos de covalencia. r) ¿Qué son los compuestos iónicos? s) ¿Qué los diferencia a los compuestos moleculares de aquellos llamados redes

atómicas? t) ¿Qué significa atomicidad de una sustancia? u) ¿Qué son los números o estados de oxidación de un elemento?

Guía de ejercicios y problemas a Resolver en Clase 1. Completar el siguiente cuadro:

Nucleído N° protones N° neutrones N° electrones Z A

6 6

10 8

40

20Ca

2. Indicar si las siguientes afirmaciones son correctas o incorrectas:

a) A un electrón que se encuentra en el orbital 3p de un átomo determinado lo caracteriza el siguiente conjunto de números cuánticos: n = 3; ℓ= 0; m = 0 y s = ½ . b) Dos electrones de un mismo átomo que tienen los siguientes conjuntos de números cuánticos: n= 3; l= 0; m= 0; s= ½ y n= 3; l= 0; m= 0; s= - ½ se encuentran en el mismo orbital.

3. Para el átomo del elemento cuya estructura electrónica es 1s2 2s2 2p6 3s1 indicar: a) la notación

a) cuál es la estructura electrónica interna y cuál la externa. b) el grupo y período de la Tabla Periódica a los que pertenece.


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c) si tiene tendencia a dar iones simples. 4. Completar el siguiente cuadro:

Ión Z N° protones N° electrones

Ca2+

16 18

O2-

26 23

Al3+

5. Dados los siguientes pares de átomos: K y Cs Mg y S

Predecir cuál de los dos átomos de cada par tendrá: a) menor radio atómico. b) mayor primera energía de ionización. c) mayor electronegatividad. d) menor afinidad electrónica.

6. Completar el siguiente cuadro:

Sustancia Fórmula Nombre y símbolo de los elementos que la forman

Tipo de sustancia (simple o compuesta)

Ribosa C5H10O5(s)

ozono O3(g)

Sulfato de calcio (yeso)

CaSO4(s)

7. Indicar el carácter predominante de los enlaces en los siguientes compuestos y

clasificarlos en moleculares o iónicos según corresponda: NH3 (amoníaco) CO2 (dióxido de carbono) KCl (cloruro de sodio) I2 (yodo) CaO (óxido de calcio) CH4 (metano) 8. Escribir una fórmula posible para la estructura de Lewis de las siguientes especies

químicas: a) N2 (sustancia simple nitrógeno) b) Li2O (óxido de litio) c) OH- (ión hidróxido) d) H2O (agua) 9. Las siguientes fórmulas corresponden a compuestos orgánicos, interpretar las mismas

e indicar para cada una de ellas la estructura de Lewis:


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H H H H a) H C C H b) H C N H H H H H H O c) H C C C

H H H H C C

d) H C C H

C H

10. Interpretar e indicar que representan los subíndices en las siguientes fórmulas:

O3 (ozono) N2 (nitrógeno) S8(azufre)

Guía de Ejercicios y Problemas Complementarios 1. Explicar a qué se debe que: a) la masa de un átomo esté prácticamente concentrada en el núcleo. b) un átomo sea eléctricamente neutro. 2. Completar el siguiente cuadro:

Nucleído N° protones N° neutrones N° electrones Z A

7 8

19 41

37

17Cl

15 32

3. Escribir los valores de los cuatro números cuánticos para el electrón más alejado del

núcleo en un átomo de potasio. 4. Un ión con carga -2 tiene 18 electrones ¿cuántos protones tiene el núcleo? ¿de qué

elemento se trata? 5. ¿Qué ocurre para que un átomo de F se convierta en ión fluoruro (F-)?


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6. ¿Cómo se podría convertir un átomo de Na en ión Na+? 7. Disponer los siguientes átomos en orden creciente de radio atómico: Si, Na, Al y Mg 8. Comparar los metales y no-metales con respecto a:

a) número de electrones en el nivel más externo. b) energía de ionización. c) afinidad electrónica. d) electronegatividad. e) tendencia a dar cationes o aniones.

9. Completar el siguiente cuadro

Sustancia Fórmula Nombre y símbolo de los elementos que la forman

Tipo de sustancia (simple o compuesta)

aluminio Al(s)

glucosa C6H12O6

Cloruro de hidrógeno HCl(g)

10. El dióxido de carbono es un compuesto molecular mientras que el dióxido de silicio

(principal componente de la arena) es una red covalente. Indicar qué diferencia hay en la estructura de cada uno de ellos y que representan sus fórmulas mínimas:

CO2 SiO2 11. Clasificar los siguientes compuestos en moleculares o iónicos según corresponda:

a) H2O (agua) b) Cs2S (sulfuro de cesio) c) H2S (sulfuro de hidrógeno)

d) CaF2(fluoruro de calcio) e) Ar (argón) f) H2 (hidrógeno)

12. Escribir una fórmula posible para la estructura de Lewis de las siguientes especies

químicas: a) HCl (cloruro de hidrógeno) b) H3O

+ (oxonio) c) Na2S (sulfuro de sodio) 13. Las siguientes fórmulas corresponden a compuestos orgánicos, interpretar las

mismas e indicar para cada una de ellas la estructura de Lewis:

a) b) c) d) CH3-NH-CH3

CH 3CH 2OH

CH3

CH 2=CH 2


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CAPITULO 3: COMPUESTOS INORGÁNICOS Y ORGÁNICOS Introducción

La denominación “orgánicos” proviene de la creencia que estos compuestos solamente podían encontrarse en los seres vivos. Algunos autores consideran que las sustancias inorgánicas constituyen los sistemas inertes. Hoy en día la clasificación de los compuestos en inorgánicos y orgánicos constituye más bien una cuestión didáctica. Algunos pocos ejemplos de compuestos orgánicos de interés agronómico son: clorofila (pigmento en los vegetales), glifosato (herbicida); urea (fertilizante); vitamina B12; ADN (ácido nucleico) y Glicina y alanina (aminoácidos escenciales) entre otros. Mientras que carbonato de calcio (principal componente de la tosca); dióxido de carbono y oxígeno (componentes del aire); cloruro de sodio; sulfato de calcio (componente mayoritario en el yeso) y agua son ejemplos de compuestos inorgánicos por mencionar unos pocos.

Para abordar el estudio de la Química es imprescindible disponer de un procedimiento para representar la composición y estructura de los compuestos, y de un lenguaje lógico y sistemático para nombrarlos (nomenclatura). Es importante destacar que la nomenclatura es un instrumento necesario pero no constituye de ninguna manera el fin de la química. Ante tanta simbología diferente y a la vez misteriosa y nombres al azar o vulgares que se remontan a la antigüedad surgió la necesidad de elaborar nombres científicos que facilitaran la comunicación, por ello surge la nomenclatura de vigencia universal que sobrepasa las barreras idiomáticas.

Listado de habilidades Reconocer a las fórmulas como las representaciones simbólicas de las sustancias. Interpretar las fórmulas químicas. Reconocer a la nomenclatura como una serie de reglas para nombrar los

compuestos. Identificar las funciones químicas inorgánicas en base a las fórmulas que las

representan. Adquirir un mecanismo general que permita escribir las fórmulas de las distintas

sustancias independientemente de la función química. Dada la fórmula de un compuesto orgánico: reconocer el grupo funcional que lo

caracteriza y en función de ello clasificarlo. Nombrar grupos funcionales sencillos Guía de estudio a) ¿A qué se denomina función química? b) ¿Cómo están constituidos los óxidos?¿Cuántos tipos de óxidos hay? ¿en función de

que criterio se clasifican? c) Definir las siguiente funciones químicas inorgánicas:

Hidróxidos

Oxoácidos

Hidruros

Compuestos covalentes binarios con hidrógeno


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Hidrácidos

Sales (especifique tipos) d) ¿Cómo están constituidos los compuestos denominados hidrocarburos?

Clasificarlos. e) Indicar el grupo de átomos que caracteriza a las siguientes funciones químicas

orgánicas:

Alcoholes

Éteres

Aldehídos

Cetonas

Ácidos

Esteres y anhídridos

Aminas y amidas

Aminoácidos

Guía de ejercicios y problemas a resolver en clase 1. Dadas las siguientes sustancias indicar a qué tipo de óxido corresponde cada una:

a) N2O5 b) K2O2 c) SrO4 d) SO3 2. Para cada una de las siguientes fórmulas: identificar el tipo de función química, indicar

el número de oxidación de cada uno de los elementos que intervienen y el nombre del compuesto correspondiente.

a) HClO b) NaOH c) Cu(OH)2 d) H2SO4 3. Indicar la fórmula de cada uno de los siguientes compuestos:

a) ácido ortofosfórico b) hidróxido de rubidio c) hidróxido de cobáltico d) ácido nítrico e) ácido nitroso

4. Indicar qué tipo de compuesto es cada uno de los siguientes y dar el nombre

respectivo: a) NH3 b) H2S c) MgH2 d) HCl(ac) e) HF(ac)

5. Identificar entre los siguientes compuestos cuales corresponden a sales e indicar el

nombre correspondiente:

a) NaCl b) Mg(HCO3)2 c) Ni(OH)3 d) HClO2 e) SiO2 f) K2HPO4 g) CaSO4 6. Representar con las fórmulas correspondientes a los siguientes compuestos: a) sulfuro cuproso b) sulfato ácido de sodio


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c) carbonato de bario 7. Identificar a qué tipo de compuestos (función química) corresponde cada una de las

siguientes fórmulas y nombrarlos:

a) CH3CH2CH2-OH b)

d) CH3CHCH2CH3

OH g) CH3CH2-O-CH2CH3 h)

j) CH 3CH 2NH 2 k) C3H6 l) C6H10

8. Indicar el nombre de los siguientes compuestos aromáticos: a) c) 9. Escribir las fórmulas de los siguientes compuestos: a)1-cloro-2 hidroxibenceno b)2-metil 3-pentanol c)etil metil éter d) dibutil éter e) 2-etil 2-metilpentanal f) 3,5-dihidroxi-4-octanona g) ácido propenoico h) metilpropilamina Guía de Ejercicios y Problemas Complementarios 1. Escribir las fórmulas correspondientes a los distintos óxidos que forman el K y el Ca,

especificando a qué tipo de óxido pertenece cada uno de ellos. 2. Escribir las fórmulas de los siguientes óxidos e indicar a qué tipo pertenece cada

uno de ellos. a) dióxido de nitrógeno b) óxido de cloro(III) c) peróxido de sodio d) superóxido de bario

3. Especificar a qué tipo de compuestos pertenecen las sustancias cuyas fórmulas se

indican y dar los nombres correspondientes:

C H 3

C H 3CH 3

C H 3O O H O

CH3(CH2)3C

O

OH

CH3

C

O

N H2

CH 3 (CH 2 )2C

O

H

CH3

C

O

O H

CH 3 (CH 2 )2C

O

CH 3

CH 3C

O

CH3

e) f)

i)

c)

b)

d) e)


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a) LiOH b) Cu(OH)2 c) HBr (g) d) K2O2 e)H2S (ac) f) H3PO4 g) Al2O3 h) CaH2

i) Fe(HS)2 j) NiS k) Ca(H2PO4)2 l) HF (ac)

m) Na3AlO3 n) Al2(SO4)3 ñ) K2CrO4 o) HClO4 4. Escribir las fórmulas de los siguientes compuestos e indicar a qué tipo pertenece

cada uno de ellos: a) ortofosfato ácido de cinc d) nitrato de amonio b) cloruro de calcio e) carbonato ácido de calcio c) silicato de sodio 5. Completar el siguiente cuadro: Especie química Función/es química/s O2- Óxidos normales iónicos

OH-

M+n (M: metal)

H+

O22-

H-

6. En este ejercicio se indican los nombres o las fórmulas de determinados compuestos.

Especificar a que tipo de compuestos pertenece cada uno de ellos y, según corresponda, indicar el nombre o la fórmula: a) óxido de nitrógeno (V) b) Ca(HS)2 c) peróxido de rubidio d) cloruro de amonio e) CaO4 f) HCl (ac) g) Ácido perclórico h) H2SO4 i) óxido de plata j) hidruro de litio k) HF (g) l) Mn(OH)2 m) MgHPO4

7. Indicar la fórmula de los tres nitrofenoles (orto, meta y para) 8. Clasificar cada una de las siguientes moléculas en función del o los grupo/s

funcionales:

a) H3C O CH2 CH3 b) H3C CH2 NH2


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O c) H3C CH2 C d) H3C C CH2 CH3

H O

e) H C OH f) H3C CH2 CH2 OH

O

NH2 O g)

CH2 C C OH 9. Indicar las clases de compuestos que tienen las siguientes fórmulas:

a) H C C CH3 b) C4H9OH c) CH3-O-CH2-CH3 d)

e) f) CH3NH2

CH 3CH 2C

O

HO O H


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Capítulo 4: TRANSFORMACIONES DE LA MATERIA Introducción

En el Capítulo I decíamos “La química estudia la composición, estructura y propiedades de los sistemas materiales así como las interacciones entre las sustancias y los efectos provocados sobre ellas cuando se les suministra o se les quita energía en cualquiera de sus formas”. En este capítulo estudiaremos con más detalle las transformaciones que experimenta la materia como consecuencia de la interacción con la energía. Es importante estudiar la naturaleza de esas transformaciones ya que en ellas se ponen de manifiesto las propiedades físicas y/o químicas de la materia. Podemos mencionar muchísimos ejemplos de transformaciones que ocurren espontáneamente en la naturaleza de las cuales diariamente somos espectadores: como se evapora el agua un día de alta temperatura (transformación física), como se empañan los vidrios de un automóvil un día de invierno (transformación física); como se oxida un trozo de hierro a la intemperie (transformación química); como se degradan los alimentos en los seres vivos (transformación química). También algunos habremos observado transformaciones realizadas por el hombre como: desaparición del sarro de una pava al agregarle limón o vinagre (transformación química), combustión de la leña durante un asado (transformación química), los ejemplos son innumerables.

Listado de habilidades Reconocer cuando una transformación es física, es química o es nuclear. Reconocer cuales son las variables determinantes del estado de agregación en que

se encontrará una determinada sustancia en condiciones ambientales habituales. Vincular cada uno de los cambios de estado de agregación con el calor asociado. Reconocer que las ecuaciones químicas son las representaciones simbólicas de las

transformaciones de la materia (procesos). Formular las ecuaciones químicas equilibradas. Teniendo como información las ecuaciones químicas: distinguir cuando se trata de

una síntesis, de una descomposición, de una neutralización y de una combustión. Partiendo de la naturaleza de las uniones químicas entre los elementos: distinguir

entre ionización y disociación. Reconocer cuando una transformación es de óxido reducción. Reconocer al elemento que se oxida y al que se reduce en una transformación

redox. Equilibrar ecuaciones redox por el método del ión-electrón. Guía de estudio a) ¿Qué caracteriza a una transformación física? b) Hacer un esquema relacionando los estados de agregación de la materia a través de

los procesos correspondientes y especificar el nombre de dichos procesos. c) Para cada uno de los procesos indicados en el apartado anterior: especificar cómo

es energéticamente el estado final con relación al estado inicial y en consecuencia si son endotérmicos o exotérmicos.

d) ¿Cuándo una transformación de la materia es de naturaleza química?


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e) ¿Cuándo una reacción es reversible y cuando es irreversible? f) Definir: síntesis, descomposición, neutralización y combustión. g) Explicar en qué consisten los procesos denominados ionización y disociación. h) Indicar que tipo de sustancias se disocian y cuales se ionizan. i) ¿Cómo reconocer que una transformación es de óxido – reducción? j) ¿En qué consiste la fisión nuclear? y la fusión nuclear?

Guía de Ejercicios y Problemas a Resolver en Clase 1. Indicar para cada uno de los siguientes cambios de estado:

a) La ecuación que representa dicha transformación. b) Como es la energía del estado final respecto del estado inicial y en

consecuencia si es endotérmica o exotérmica. Fusión del aluminio Evaporación del alcohol etílico Sublimación de la naftalina (C10H8) Solidificación del agua

2. Un estudiante va a realizar una experiencia en el laboratorio y necesita utilizar

benceno. La técnica le indica que tiene que utilizar benceno en estado sólido. Indicar una condición de presión y temperatura a la que deberá realizar la experiencia. Datos: Tf benceno = 5,48 °C (P= 1 atm) Te benceno = 80,1°C (P= 1 atm)

3. Para cada una de las siguientes transformaciones indicar: de qué tipo es (física, química o nuclear). el nombre específico si es endotérmica o exotérmica.

208 70 277 1

a) Pb + Rn Uub + n 82 30 112 0

b) H2(g) + ½ O2(g) H2O(l) c) CH4 (l)

-164°C y 1 atm CH4 (g)

d) KClO3 (s) + Ecalórica KCl(s) + 3/2 O2(g)

e) H2SO4(ac) + Ba(OH)2 (ac) BaSO4(s) + H2O (l) (la energía del estado final es

menor que la del estado inicial)

4. Indicar la ecuación correspondiente a la disociación o ionización, según corresponda, de cada una de las siguientes sustancias en agua:

a) H2S b) Ca3(PO4)2 c) Ca(OH)2 d) HCl

5. Indicar el estado de oxidación del N en cada una de las siguientes especies químicas: NH3 ; NO3

- ; N2 ; HNO2 ; NO2 ; NH4+, CH3NH2


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6. Dadas las siguientes reacciones químicas identificar si se trata de una reacción de óxido-reducción, en ese caso reconocer que elemento se oxida y cual se reduce y el agente oxidante y el agente reductor.

a) Reacción que destruye el ozono en la estratósfera: O3(g) + NO(g) NO2(g) + O2(g)

b) Reacción para medir la concentración de monóxido de carbono en una corriente gaseosa:

5 CO(g) + I2O5(s) I2(s) + 5 CO2(g)

c) La principal materia prima para la fabricación de fertilizantes nitrogenados es el amoníaco. Este se puede convertir en fosfato diácido de amonio a través de la siguiente reacción:

NH3(ac) + H3PO4(ac) NH4H2PO4(ac)

d) Una de las formas de incorporación de nitrógeno al sistema suelo-planta es la llamada fijación industrial de nitrógeno atmosférico. La reacción resumida es:

1/2 N2(g) + 3/2 H2(g) NH3(ac)

7. Equilibrar las siguientes ecuaciones por el método del ión electrón, agregando H+ y H2O ó OH- y H2O según corresponda, indicando: las hemiecuaciones correspondientes a la oxidación y a la reducción. la ecuación iónica total equilibrada. la ecuación molecular total equilibrada. el agente oxidante y el agente reductor.

a) Producción de iodo a partir de agua de mar: Cl2(g) + I-(ac) I2(ac) + Cl-(ac) b) El azufre puede experimentar en el suelo el siguiente cambio: S2-(ac) + O2(g) + H+(ac) SO4

2-(ac) + H2O(l)

c) K2Cr2O7(ac) + FeCl2(ac) + HCl(ac) FeCl3(ac) + CrCl3(ac) +H2O (l) + KCl(ac) 8. En el suelo, en medio ácido, el Mn puede transformarse de MnO2(s) en Mn2+(ac) y

simultáneamente el oxígeno del agua se transforma a O2(g) . Plantear la ecuación iónica total equilibrada correspondiente.

9. El proceso de nitrificación, llevado a cabo en el suelo por un determinado grupo de bacterias, comprende las siguientes etapas:

NH4+(ac) NO2

-(ac) NO3-(ac)

Plantear la hemiecuación redox en cada etapa, y analizar qué cambio redox experimenta el N en cada una de ellas.

10. Los siguientes enunciados describen transformaciones químicas de la materia. En

cada caso clasificar dicha transformación según los distintos criterios vistos en clase: síntesis, neutralización, combustión, descomposición; de óxido-reducción;


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endotérmica o exotérmica. a) Un trozo de cinta de magnesio se calienta en presencia de oxígeno y se

consume completamente. b) Por calentamiento de carbonato de calcio a altas temperaturas en un sistema

cerrado se obtienen óxido de calcio y dióxido de carbono. c) Al reaccionar óxido de calcio con agua se libera gran cantidad de calor. d) El proceso de respiración consiste en la reacción completa entre glucosa

(C6H12O6) y oxígeno obteniéndose como productos dióxido de carbono y agua. e) El etanol es el alcohol de cadena lineal menos tóxico, el cuerpo humano produce

la enzima alcohol-deshidrogenasa que ayuda a metabolizar el etanol transformándolo en acetaldehído e hidrógeno.

f) El exceso de producción de ácido clorhídrico en el estómago, conocido como acidez estomacal, se contrarresta ingiriendo hidróxido de magnesio.

Guía de Ejercicios y Problemas Complementarios 1. Dadas las siguientes transformaciones indicar para cada una el nombre

correspondiente y si en endotérmica o exotérmica: a) CO2(s) -78,5 ºC CO2(g)

1 atm

b) NH3(g) + Ecalórica ½ N2(g) + 3/2 H2(g)

c) NaOH(ac) + HCl(ac) H2O + NaCl(ac) d) Fe(l) 327 ºC Fe(s)

1 atm

7 1 4

e) 3Li + 1H 2 2He

f) CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(l)

2. Indicar en qué estado de agregación se encuentran las siguientes sustancias a 25°C y 1 atm de presión: a) Acetona (dimetilcetona) b) Naftaleno (C10H8) c) Amoníaco (NH3)

Datos: Tfacetona: -95°C ; Te acetona: 56,2 °C ; Tfnaftaleno:80,5°C; Tenaftaleno: 217,7°C ; Tfamoníaco:- 77,73°C; Teamoníaco: - 33,34°C (todos los valores de temperatura corresponden a la presión de 1 atm)

3. Indicar para cada uno de los siguientes procesos si se trata de una disociación o una ionización:

a) HF(g) + H2O H3O

+ + F- (ac) b) NaOH(ac) Na+ (ac) +OH- (ac) c) NaH2PO4(ac) Na+(ac) + H2PO4

-(ac) d) CH3COOH(ac) H+(ac) + CH3COO-(ac)


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4. Indicar la ecuación correspondiente a la disociación o ionización, según corresponda, de cada una de las siguientes sustancias en agua:

a) NaCl b) H2SO4 c) NH3 d) NaHCO3

5. Dar un ejemplo de cada uno de los siguientes tipos de reacciones e indicar si son de

óxido – reducción: a) Síntesis b) Neutralización c) Descomposición parcial o total d) Combustión e) Disociación o ionización

6. Indicar el estado de oxidación del C en cada una de las siguientes especies

químicas: CO ; CO2 ; CO32- ; CH4 ; CH3COOH ; C(grafito); C6H12O6 (glucosa)

7. Identificar el agente oxidante y el agente reductor en cada una de las siguientes

reacciones y equilibrar por el método del ión electrón la ecuación indicada en c):

a) Mg(s) + 2 HCl(ac) H2(g) + MgCl2(ac) b) 2 Al(l) + Cr2O3(s) Al2O3(s) + 2 Cr(l) c) H2O2 + KMnO4(ac) + H2SO4(ac) O2(g) + MnSO4(ac) + K2SO4(ac) + H2O

8. De los siguientes pares indicar cual es la especie oxidada y cuál la especie reducida: a) Fe2+(ac) y Fe3+(ac) b) H+(ac) e H2(g) c) MnO4

-(ac) y Mn2+(ac) d) Cl-(ac) y ClO3

-(ac) e) NO3-(ac) y NO2(ac) f) H2O2(ac) y O2(g)

9. Equilibrar las siguientes ecuaciones por el método del ión electrón:

a) Cl2(g) + NH3(ac) + KOH(ac) KCl(ac) + KNO3(ac) + H2O b) NaI(ac) + H2O2 (ac) + H2SO4(ac) I2(ac) + Na2SO4(ac) + H2O


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CAPÍTULO 5: ASPECTOS CUANTITATIVOS Introducción Para la química cualitativa es fundamental conocer los tipos de partículas que forman la materia para comprender las propiedades de las sustancias y sus transformaciones. Asimismo el conocimiento del número de partículas, la masa y el volumen de una determinada cantidad de materia, es indispensable y constituye el eje de estudio de la química cuantitativa. Mediante el conocimiento de los aspectos cuantitativos podemos por ejemplo determinar el contenido de la sal carbonato de calcio en una muestra de suelo, podemos averiguar cuánto fertilizante debemos utilizar para aportar una determinada cantidad de nitrógeno, para la buena nutrición de un cultivo, podemos conocer el requerimiento energético de un proceso metabólico. Estos son sólo algunos ejemplos de los innumerables cálculos que es necesario aprender a realizar para aplicar en la resolución de problemas agronómicos. Listado de habilidades Operar con diferentes magnitudes de cantidad de materia (mol, masa, volumen). Reconocer qué fertilizante aporta mayor cantidad de un determinado nutriente al

suelo. Interpretar el significado cuantitativo de una ecuación química. Establecer relaciones entre reactivos y productos empleando diferentes magnitudes

para las cantidades. Identificar el reactivo limitante de una reacción y usar el mismo para calcular la

cantidad de producto obtenida. Reconocer la importancia de utilizar un reactivo en exceso para realizar

determinadas transformaciones químicas.

Guía de estudio a) ¿Qué es la masa atómica relativa de un elemento? ¿Dónde se encuentra tabulada?

Dar ejemplos. b) ¿Qué es la masa molecular relativa? ¿Se encuentra tabulada o se obtiene mediante

cálculos? Dar un ejemplo. c) Definir mol. d) ¿Qué relación existe entre mol de átomos, cantidad (número) de átomos y masa de

átomos? Dar un ejemplo. Contestar esta pregunta para el caso de moléculas y de iones (cationes o aniones).

e) Definir volumen molar. f) Indicar que información se obtiene a partir de la composición centesimal de una

sustancia. g) Definir pureza. Dar un ejemplo de un mineral que posea una determinada pureza en

una sustancia y un ejemplo de un reactivo que se comercialice con un determinado grado de pureza.

h) ¿Cuál es el objeto de estudio de la estequiometría? i) Definir reactivo limitante.


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j) ¿Qué es el rendimiento teórico de una reacción química? k) ¿Qué es el rendimiento real de una reacción química? l) En qué casos es conveniente usar cantidades expresadas en masa y en qué casos

expresadas en volumen? Guía de Ejercicios y Problemas a Resolver en Clase 1. Completar el siguiente cuadro:

2. Indicar la masa, expresada en gramos, correspondiente a:

a) 2,5 moles de átomos de cloro. b) 0,5 moles de moléculas de sustancia simple cloro. c) 3,7 moles de iones carbonato. d) 1,75 moles de cationes hierro(III).

3. Calcular el número de moles de átomos que hay en 62 g de átomos de sodio. 4. ¿Cuántos moles de moléculas están contenidos en 3,61 g de dióxido de carbono?

Expresar el resultado también en mmoles. 5. ¿Cuántos moles de átomos de azufre y de oxígeno hay contenidos en 98 g de dióxido

de azufre? 6. Se tienen 0,1 g de la sustancia fosfato diácido de amonio, calcular para dicha cantidad

de sustancia: a) a cuántos moles y mmoles de unidades elementales corresponde. b) cuántos moles y qué masa de cationes contiene. c) cuántos moles y qué masa de aniones contiene. 7. Calcular el número de moles y la masa correspondiente a 50 dm3 de amoníaco

gaseoso en CNPT. 8. La dolomita (carbonato combinado de calcio y magnesio) es un mineral presente en

la corteza terrestre que aporta Ca y Mg a los suelos. Calcular la masa de sal que hay en 120 kg de dolomita con una pureza del 93% en carbonato de calcio y magnesio.

9. Calcular la composición porcentual del fosfato ácido de amonio, sustancia que suele

utilizarse como fertilizante.

Sustancia Fórmula Masa Molecular Relativa

Metano

Ácido ascórbico o vitamina C C6H8O6

Oxígeno

Fosfato de calcio


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10. Las siguientes sustancias son fertilizantes que aportan nitrógeno al suelo. ¿Cuál de ellos es la fuente más rica en nitrógeno basándose en su composición porcentual en masa?

a) nitrato de amonio b) amoníaco 11. El nitrógeno del suelo puede perderse por medio de un proceso denominado

desnitrificación. Este consiste en la reducción de los nitratos presentes en la fase acuosa, la que es producida por bacterias específicas. El proceso en condiciones anaeróbicas puede representarse por la siguiente ecuación:

2 NO3

-(ac) + 12 H+(ac) + 10 e N2(g) + 6 H2O(l) a) Analizar la relación molar entre reactivos y productos. b) Calcular cuántos mg de nitrato reaccionaron si la cantidad de N2 producida por

dicho proceso es de 300 mg y suponiendo que la eficiencia es del 100%: c) ¿Cuántos moles de H+ son necesarios para que reaccione la cantidad de nitrato

calculada en el apartado anterior?. Expresar el resultado también en mmoles. 12. Se quiere determinar el contenido de carbonato de calcio sólido presente en un

suelo mediante la reacción de éstos con solución acuosa de ácido clorhídrico y posterior medición del volumen de dióxido de carbono gaseoso que se forma. a) Plantear la ecuación equilibrada.

b) ¿Qué reactivo deberá ser el limitante de la reacción? ¿cuántos moles del otro reactivo deberíamos agregar por cada mol del limitante para asegurarnos esa situación?

13. a) Calcular la cantidad de dióxido de carbono gaseoso que se obtuvieron cuando

se produjo la combustión completa de 116 g de butano, considerando el rendimiento de la reacción del 100%. Expresar el resultado en moles y gramos.

b) Calcular cuántos moles de oxígeno se consumieron en la combustión indicada en el apartado anterior. Indicar a qué volumen de oxígeno corresponde en CNPT.

14. La urea (CO(NH2)2) se utiliza como fertilizante por su aporte de nitrógeno al suelo.

Cuando esta sustancia entra en contacto con el agua se puede producir la siguiente reacción:

CO(NH2)2 (s) + H+ (ac) + 2 H2O (l) 2 NH4+ (ac) + HCO3

- (ac) Si disponemos de 120 kg de urea granular con una pureza del 95%, y suponemos

que la reacción planteada se produce con un 100% de eficiencia, calcular: a) La cantidad de amonio que se formaría expresando el resultado en moles y kg. b) La cantidad de nitrógeno, expresada en kg, que se aportaría al suelo cuando se

le agrega esa masa de urea por ha. 15. La fotosíntesis es un proceso mediante el cual las plantas y otros organismos

almacenan la energía de la luz solar. La transformación total puede representarse por la siguiente ecuación:


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6 CO2(g) + 6 H2O (l) + Energía C6H12O6(ac) + 6 O2(g) Teniendo en cuenta que en un organismo fotosintético la eficiencia del proceso es del

80%, calcular la cantidad de glucosa que se obtendría a partir de 500 g de dióxido de carbono. Expresar el resultado en moles y g.

Guía de Ejercicios y Problemas Complementarios 1. Indicar la masa molecular relativa para cada una de las siguientes sustancias: a) nitrógeno b) ozono c) sulfato de amonio d) sacarosa (C12H22O11) 2. Indicar la masa, expresada en gramos, correspondiente a: a) 2,5 moles de átomos de hierro. b) 1,85 moles de moléculas de óxido de nitrógeno (III). c) 3 moles de iones sulfato. d) 1,5 moles de cationes amonio. 3. ¿Cuántos moles de átomos de oxígeno hay en 100 g de ozono? 4. Indicar la masa correspondiente y el número moles de átomos totales que hay en: a) 1,7 moles de moléculas de nitrógeno. b) 0,5 moles de moléculas de dióxido de carbono. 5. Se tienen 0,25 moles de fosfato ácido de sodio calcular para esa cantidad de

sustancia: a) la masa, expresada en gramos.

b) los moles de iones sodio y los moles de iones fosfato ácido.

6. Se dispone de 0,5 moles de sulfato de magnesio calcular para dicha cantidad de

sustancia: a) la masa, expresada en gramos. b) los moles de cationes y moles de aniones que están contenidos.

7. Indicar el volumen que ocupan 0,25 moles de sustancia simple oxígeno en condiciones normales de presión y temperatura (CNPT).

8. Las sustancias que se indican a continuación se utilizan como fertilizantes que aportan

nitrógeno al suelo. Basándose en su composición centesimal en masa, indicar cuál de las dos sustancias es la fuente más rica en nitrógeno.

a) sulfato de amonio b) fosfato diácido de amonio 9. En la etiqueta de un envase de polvo de hornear (carbonato ácido de sodio), se indica

que tiene una pureza del 99,4 % en masa. A partir de esta información calcular la masa de la sal pura y la masa de impurezas presentes en 5,00 g de polvo de hornear.

10. Se hicieron reaccionar 50 g de amoníaco con suficiente cantidad de óxido cúprico,

según la siguiente ecuación: 2 NH3 (ac) + 3 CuO (s) N2(g) + 3 H2O(l) + 3 Cu(s)


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Suponiendo una eficiencia del 100%, calcular: a) la masa de óxido cúprico que reaccionó. Expresar el resultado en g y mg. b) el número de moles de agua que se formaron. c) el volumen de nitrógeno obtenido en CNPT, expresado en dm3. 11. ¿Qué masa de ortofosfato de calcio puede obtenerse mediante la reacción de 9,8 g

de ácido ortofosfórico con cantidad suficiente de hidróxido de calcio?. Considerar que la eficiencia del proceso es del 100%.

12. La pirita es un mineral que se encuentra en la naturaleza y que contiene principalmente sulfuro ferroso. La tostación de dicho mineral se produce según la reacción:

2 FeS(s) + 7/2 O2(g) Fe2O3(s) + 2 SO2(g) Se pone a reaccionar una tonelada de pirita con un 92 % de pureza, considerando

un rendimiento del 100% calcular: a) La cantidad de óxido férrico que se obtiene, expresada en kg. b) El volumen de oxígeno en CNPT que se necesitan para tratar dicha cantidad de

pirita. 13.Los seres vivos obtienen energía para su normal desarrollo a partir de las

transformaciones químicas que experimentan determinadas moléculas, como por ejemplo la glucosa. Una reacción típica que ocurre con la glucosa dentro de la célula es la siguiente:

C6H12O6 + HPO42- C6H11O6PO3

2- + H2O a) Calcular cuántos mmoles de HPO4

2- son necesarios para que se consuman en un determinado instante en la célula 87 mmoles de glucosa.

b)¿Cuánto se obtendría de glucosa 1-fosfato si reacciona completamente la cantidad de glucosa indicada en el apartado anterior y suponiendo una eficiencia del 100%?. Expresar el resultado en g y mmoles.

14.Se hacen reaccionar 6,35 g de cobre con exceso de ácido sulfúrico, en determinadas

condiciones. La reacción que se produce es: Cu(s) + 2 H2SO4(ac) CuSO4(ac) + SO2(g) + 2 H2O(l) Considerando el rendimiento de la reacción del 90%, calcular: a) la masa de sulfato cúprico obtenida, expresar el resultado en gramos. b) el volumen de dióxido de azufre(g) obtenido en CNPT, expresado en dm3. c) la cantidad de H2O obtenida, expresar el resultado en gramos y moles. 15. En un proceso para obtener amoníaco gaseoso se tratan 25 kg de cal seca (óxido de

calcio, 80% de pureza) con exceso de solución acuosa de cloruro de amonio. La ecuación correspondiente al proceso es:

CaO(s) + 2 NH4Cl(ac) CaCl2(ac) + H2O(l) + 2 NH3(g) Suponiendo que la eficiencia del proceso es del 100%, calcular: a) el volumen de amoníaco obtenido en CNPT, expresado en dm3 y m3.


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b) la masa de H2O formada, expresada en kg. RESPUESTA DE EJERCICIOS NUMÉRICOS Ejercicios y Problemas a Resolver en Clase 1. M CH4 = 16 MC6H8O6 = 176 M O2= 32 M Ca3(PO4)2 = 310 2. a) 88,7 g b)35,5 g

c)222 g d) 98 g

3. 2,7 moles de átomos de Na 4. 0,082 moles de moléculas de CO2 82 mmmoles de moléculas de CO2 5. 1,5 moles de átomos de S y 3,0 moles de átomos de O 6. a) 8,7 10-4 moles de unidades elementales de NH4H2PO4 0,87 mmoles de unidades elementales de NH4H2PO4

b) 8,7 10-4 moles de NH4+ y 1,6 10-2 g de NH4

+ c) 8,7 10-4 moles de H2PO4

- y 8,4 10-2 g de H2PO4-

7. 2,2 moles de NH3 y 37,9 g de NH3 8. 112 kg de sal 9. 21,2 %N ; 6,8 %H; 23,5 %P; 48,5 %O 10. La fuente más rica en N es NH3 (82 %N)

11. b) 1328 mg NO3-

c) 0,128 moles de H+ y 128 mmoles de H+ 13. a) 8 moles de CO2 y 352 g de CO2

b) 13 moles de O2 y 291,2 dm3 14. a) 3800 moles NH4

+ y 68,400 kg b) 53,200 kg N 15. 1,51 moles de glucosa y 273 g de glucosa. Ejercicios y Problemas Complementarios 1. a) M N2= 28


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b) M O3= 48 c) M (NH4)SO4= 132 d) MC12H22O11 = 342

2. a) 140 g de Fe

b) 140,60 g de N2O3 c) 288 g de SO4

2- d) 27,0 g de NH4

+ 3. 6,25 moles de átomos de O 4. a) 47,6 g de N2 y 3,4 moles de átomos totales b) 22 g de CO2 y 1,5 moles de átomos totales 5. a) 35,5 g de Na2HPO4 b) 0,5 moles de Na+ y 0,25 moles de HPO4

- 6. a) 60,0 g de MgSO4 b) 0,5 moles de Mg2+ y 0,5 moles de SO4

2- 7. 5,6 dm3 8. aporta más N el (NH4)2SO4 (21,2 % de N) 9. 4,97 g de NaHCO3 y 0,03 g de impurezas 10. a) 350,7 g de CuO y 3,507 105 mg de CuO b) 4,4 moles de H2O c) 32,9 dm3 de N2 11. 15,5 g de Ca3(PO4)2 12. a) 836 kg de Fe2O3 b) 4,10 105 dm3 O2 13. a) 87 mmoles de HPO4

- b) 87 mmoles de glucosa 1-fosfato y 22,4 g de glucosa 1-fosfato 14. a)14,35 g de CuSO4 b) 2,02 dm3 de SO2 c) 0,18 moles de H2O y 3,24 g de H2O 15. a) 1,6 104 dm3 de NH3 y 16 m3 de NH3 b) 6,430 kg de H2O


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CAPÍTULO 6: SOLUCIONES Introducción Las soluciones se encuentran ampliamente difundidas en nuestras vidas como así en todas las áreas de la ciencia. Cuando salamos el agua al cocinar, al preparar un té, etc, estamos preparando una solución. La mayoría de las reacciones químicas tanto de interés inorgánico como las de importancia biológica, ocurren en soluciones líquidas, en donde el agua en particular es el solvente por excelencia. Por otra parte el estudio de reacciones en soluciones gaseosas es importante para el conocimiento de la química de la atmósfera, directamente ligada a algunos problemas de contaminación ambiental. Los profesionales que en su accionar intervengan sobre los recursos naturales, deben ser capaces de especificar cuantitativamente la composición de estos sistema materiales. En este capítulo analizaremos los diferentes tipos de soluciones pero centralizaremos el estudio cuantitativo principalmente a soluciones acuosas (solvente agua líquida). Listado de Habilidades Reconocer los componentes de una solución. Identificar a la concentración de una solución como una propiedad intensiva. Reconocer y aplicar las diferentes unidades de concentración más utilizadas. Realizar los cálculos necesarios para la preparación de una solución a partir de un

soluto sólido. Realizar cálculos de dilución. Reconocer cuando una solución es saturada o insaturada. Comprender la relación entre estequiometría y concentración en solución acuosa.

Guía de Estudio a) ¿Qué es una solución? b) ¿Cómo se clasifican las soluciones de acuerdo al estado de agregación? Dar un

ejemplo de cada una. c) Indicar que criterio utilizar para designar cual es el soluto y cual el solvente en una

solución. d) Indicar si la concentración de una solución es una propiedad extensiva o intensiva.

Justificar. d) ¿Qué significan las siguientes expresiones de concentración: % m/m; % v/v; % m/v;

mol/kg; mol/dm3; ppm y fracción molar? e) En qué consiste el proceso de dilución de una solución. f) ¿Qué entiende por solubilidad? ¿Cómo puede clasificarse una solución acuosa

cuando se compara su concentración con la solubilidad del soluto correspondiente en agua?

Guía de Ejercicios y Problemas a Resolver en Clase 1. Indicar la cantidad de soluto y solvente que contienen cada una de las siguientes

soluciones, expresar dichas cantidades en gramos:


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a) 250 g de solución acuosa de cloruro de sodio cuya concentración es 2,6% m/m. b) 0,5 Kg de solución acuosa de sulfuro de potasio cuya concentración es 2 10-2

mol/kg. c) 1 dm3 de solución acuosa de ácido nítrico cuya concentración es 1,79 mol/dm3 y la

densidad de dicha solución es 1,058 g/cm3. 2. Se disuelven 20 g de hidróxido de sodio en 180 g de agua. Calcular la

concentración de la solución obtenida, expresada en % m/m, mol/kg y fracción molar de soluto.

3. Calcular la concentración en mol/dm3 de una solución acuosa de etanol de densidad

0,954 g/mL que se preparó disolviendo 50 g de etanol y 50 g de agua. 4. Se prepara una solución al disolver 15 g de cloruro de calcio en suficiente cantidad de

agua para formar 0,60 dm3 de solución. ¿Cuál es la concentración de la solución y de cada uno de los iones, expresadas en mol/dm3?.

5. Calcular la cantidad de soluto (expresada en masa) que se necesita para preparar

cada una de las siguientes soluciones: a) 200 mL de solución acuosa de cloruro de magnesio 0,1mol/L. b) 0,5 dm3 de solución acuosa de cloruro de sodio 10 % m/v. c) 250 cm3 de solución de nitrato de potasio 20 ppm.

6. A) Se dispone en el laboratorio de una solución acuosa de ácido clorhídrico 37 %

m/m y d=1186 g/dm3. ¿Qué volumen de dicha solución se debe utilizar para preparar 500 ml de solución acuosa ácido clorhídrico cuya concentración sea 3 mol/dm3?. Expresar el resultado en mL. B) Explicar si la solución preparada en el apartado anterior es más diluida o más concentrada que la inicial.

7. ¿Qué información necesita para poder calcular la concentración expresada en % m/m de una solución acuosa saturada de sulfato de calcio a 20°C? ¿porqué?

8. Si se aplica fosfato ácido de amonio como fertilizante sólido al suelo y en un

determinado instante en la fase líquida se forma una solución acuosa saturada, calcular para dicha solución:

a) La concentración a 15 C, expresada en mol/kg y % m/m. b) La concentración de iones amonio, expresada en mol/kg. c) La concentración de iones fosfato ácido, expresada en mol/kg. d) La concentración de fósforo, expresada en mol/ kg. Dato: solubilidad del fosfato ácido de amonio a 15 °C = 131 g en 100 g de agua 9. Se desean neutralizar 25 cm3 de ácido nítrico de concentración 0,1 mol/dm3 con una

solución acuosa de hidróxido de sodio 0,25 mol/dm3. Calcular qué volumen de hidróxido neutralizará exactamente el ácido.

10. Calcular que volumen de solución acuosa de ácido clorhídrico 1 mol/L se necesita

agregar a 1 g de suelo para que reaccione completamente el carbonato de calcio que


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posee, si dicho suelo contiene aproximadamente 2 % de la sal. Expresar el resultado en mL.

Guía de Ejercicios y Problemas Complementarios 1. Indicar la cantidad de soluto y solvente que contienen cada una de las siguientes

soluciones, expresar dichas cantidades en gramos: a) 1 kg de solución acuosa de ioduro de calcio cuya concentración es 15 % m/m. b) 1L de solución acuosa de hidróxido de potasio 5% m/m y densidad 1,092 g/mL. c) 300 g de solución acuosa de ácido acético (ácido etanoico) 1,85 mol/kg. d) 250 mL de solución acuosa de ácido sulfúrico de concentración 17,51 mol/dm3 y

cuya densidad es de 1840 g/dm3. 2. Una solución acuosa contiene 15 g de azúcar C12H22O11 en 0,120 dm3 de solución.

La densidad de esta solución es 1047 g/dm3. Calcular la concentración expresada en:

a) mol/dm3 (molaridad) b) mol/kg (molalidad) c) % m/m. d) ppm

3. A) Un estudiante de Ingeniería Agronómica se encuentra realizando su trabajo final

de graduación en un laboratorio de análisis de agua y prepara una solución disolviendo 2,345 g de nitrato de sodio en agua suficiente para tener 200 mL de solución. ¿Qué concentración, expresada en mol/L, deberá indicar en la etiqueta. B) Si erróneamente usa un matraz aforado de 250 mL en lugar de un matraz de 200 mL ¿estará preparando una solución mas diluída o más concentrada que la que debía obtener?

4. a) ¿Cuántos gramos de cloruro de sodio sólido se necesitan para preparar 2 dm3 de

solución acuosa 0,2 mol/dm3? b) Indicar para la solución del apartado anterior cuál es la concentración respecto de

cada uno de sus iones, expresada en mol/dm3? 5. Calcular la masa de soluto necesaria para preparar 1200 g de solución acuosa de

cloruro de calcio 0,5 mol/Kg. 6. Explicar cómo prepararía 1L de una solución acuosa de KMnO4 0,01 mol/L

partiendo de : a) KMnO4 (s) b) solución acuosa de KMnO4 de concentración 0,05 mol/L

7. ¿Qué volumen de una solución de ácido sulfúrico 93,2% m/m y densidad de 1840

g/dm3 se necesitaría para preparar 0,5 dm3 de una solución que contenga 1,5 moles de ácido sulfúrico en 1 dm3 de solución? Expresar el resultado en cm3.


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8. Calcular la concentración de una solución acuosa saturada de BaCl2 a 20°C. Exprese el resultado en mol/kg.

Dato: solubilidad del cloruro de bario a 20 °C = 35,7 g en 100 g de agua 9. ¿Qué masa de sulfato de calcio disuelto habrá en 200 g de solución acuosa saturada

de dicha sustancia a 30°C? Dato: solubilidad del sulfato de calcio a 30 °C = 0,209 g en 100 g de agua

10. Una muestra de 1,6 g de magnesio al estado sólido se trata con ácido clorhídrico de

concentración 36 % m/m y d= 1,18 g/cm3. Como productos de esta reacción se obtiene hidrógeno y cloruro de magnesio. Calcular el volumen de ácido clorhídrico que se debe agregar para que se consuma todo el magnesio.

11. Para controlar la cantidad de ácido acético que contiene una muestra de vinagre se toma una muestra de 10 cm3 y se le agregan 9,2 cm3 de solución acuosa de hidróxido de sodio de concentración 1 mol/dm3 hasta lograr la neutralización completa del ácido acético. Calcular la masa de ácido acético que contiene esa muestra de vinagre.

12. Se utilizan 35 cm3 de ácido clorhídrico 0,15 mol/L para neutralizar todo el hidróxido

de magnesio contenido en 25 cm3 de solución acuosa de dicho soluto. Calcular la concentración de la solución acuosa de hidróxido de magnesio, expresada en mol/dm3.

RESPUESTA DE EJERCICIOS NUMÉRICOS Ejercicios y Problemas a Resolver en Clase 1. a) 6,5 g de NaCl y 243,5 g de H2O b) 1,1 g de K2S y 498,9 f de H2O c) 112,77 g de HNO3 y 945,23 g de H2O 2. 10% m/m; 2,8 mol/kg; X2 = 0,05 3. 10,4 mol/dm3 4. 0,225 mol/dm3 en CaCl2; 0,225 mol/dm3 en Ca2+; 0,450 mol/dm3 en Cl-. 5. a) 1,90 g de MgCl2

b) 50 g de NaCl c) 5 mg KNO3

6. A) 125 mL 8. a) 9,92 mol/kg ; 56,7%

b) 19,84 mol/kg NH4+

c) 9,92 mol/kg de HPO42-


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d) 9,92 mol/kg de P

9. 10cm3 de NaOH(ac) 10. 0,4 cm3 de HCl(ac)

Guía de Ejercicios y Problemas Complementarios 1. a) 150 g de CaI2 y 850 g de H2O

b) 54,6 g KOH y 1037,4 g de H2O c) 30,0 g de CH2COOH y 270 g de H2O d) 429,24 g de H2SO4 y 30,76 de H2O

2. a) 0,365 mol/dm3 b) 0,396 mol/kgm/m c) 11,94 % d) 1,25 105 ppm

3. 0,138 mol/dm3 4. a) 23,4 g de NaCl

b) 0,2 mol/dm3 de Na+

c) 0,2 mol/dm3 de Cl-

5. 63,1 g de CaCl2 6. a) 1,59 g de KMnO4

c) 200 mL de la solución concentrada

7. 42,8 cm3 de la solución concentrada de H2SO4 8. 1,72 mol/kg

9. 0,417 g de CaSO4

10. 111 cm3 de solución de HCl

11. 0,552 g de acido acético

12. 0,105 mol/dm3


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BIBLIOGRAFÍA

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- Química. Mortimer, C. E. Ed. Grupo Editorial Iberoámerica.

- Química General. Whitten, K. W.; Galey, K. D.; Davis, R. E. Ed. Mc Graw Hill.

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