GUÍA

TRABAJOS PRÁCTICOS

1 RA Y 2 DA PARTE

1 ER CUATRIM. 2008

ESTRUCTURA ATOMICA. TABLA PERIÓDICA

1

PyL 1

Cuestionario

1) ¿Cuáles son las partículas que constituyen la materia? ¿Cuál es el orden de magnitud del radio de un átomo?

2) ¿Qué diferencia hay entre un átomo y su isótopo?3) ¿Qué entiende por configuración electrónica y qué reglas se siguen para el llenado de los

niveles y subniveles con electrones en el estado fundamental?4) ¿Qué tipo de iones conoce? Ejemplifique.5) ¿Qué es un grupo y un período?6) Describa y ejemplifique los siguientes términos y diga como se ubican en la tabla según su

configuración electrónica:a) Elemento representativob) Elemento de transiciónc) Elemento de transición interna

7) ¿Qué entiende por electroafinidad, potencial de ionización y electronegatividad? Indique como varían las propiedades anteriores, el radio atómico y el carácter metálico en la tabla periódica.

8) ¿Qué relación existe en cuanto a tamaño entre el átomo neutro y su ión?9) ¿Qué entiende por uma, masa atómica relativa (MAR) y masa atómica absoluta (MAA)?

Problemas

1) El Br, como vemos en la tabla periódica tiene una masa cercana a 80, pero el 80Br no se encuentra en la naturaleza. ¿Cómo podemos explicar este concepto?.

2) Tenemos átomos de Na y los ordenamos en una hilera a lo largo de una cuadra (120m). Si suponemos que son esferas y no ejercen ningún tipo de fuerza entre ellas, ¿Cuántos átomos necesitamos para cubrir esa distancia? Radio Na= 186 pm = 186 x 10-12 m.

3) El oxígeno tiene 3 isótopos 168O (99,759%) con masa atómica 15,99491 umas, 17

8O (0,037%) con un masa atómica de 16,99914 umas y 18

8O (0,204%) con una masa de 17,99916. ¿Cuál es la masa atómica del oxígeno?

4) La masa atómica del Cloro es 35,45. La masa del isótopo 3517Cl es 34,96885 y la del isótopo

3717Cl es de 36,9659. Con estos datos averigüe ¿Cuál es la abundancia de cada isótopo en la

naturaleza?

5) Se cree que el protón tiene un radio de 1,3 10-13 cm y una masa de 1,67 x 10–24 g.Una pelota de baloncesto tiene un radio de 12,0 cm ¿Cuál sería la masa de una pelota que tuviera la misma densidad del protón? ¿Podría levantarla?

6) Complete la siguiente tabla, donde la columna de masas atómicas está referida a los que aparecen en la tabla periódica:

2

Elemento Masa atómica absoluta Masa de un mol de átomosumas Gramos Gramos

Ca79.904 umas

51.9961P

7) a) ¿Cuál es la masa de un átomo de Al en g y umas?b) ¿Cuántos átomos de Na se encuentran en 1 g? ¿Cuántos átomos-g de Na representan?c) ¿Qué masa y cuántos átomos habrá en 0,25 átomo-g de Ca?

8) Dos moles de átomos de Ni tienen la misma masa que 1.2234 moles de átomos de otro elemento. ¿Cuál es la masa atómica de este otro elemento?. ¿Cuál elemento será?

9) Una muestra de un metal contiene 2,516 x 1023 átomos y tiene una masa de 82,32 gramos. ¿De qué metal se trata? ¿Cuántos moles de átomos del metal están presentes en la muestra?.

10) Indique cuales de estas especies son isoelectrónicas entre sí:S-2 , O-2 , F- , K+ , Br - , Li+ , Ar , Cl- , Ne, Al+3 , Na+ , Ca+2

11) Complete el siguiente cuadro sin utilizar la Tabla Periódica:

Símbolo Z A p e- N Configuración ElectrónicaC 6       6   Fe   56 26       S   32     16   K+         20 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

O-2       10 8   Mn 25 55         Ag   108       [Kr] 5s2 4d9

Rb+   85 37       Zn     30   35  

12)Dadas las siguientes especies:Nota: Las letras corresponden a una nomenclatura genérica de los elementos y no a sus símbolos químicos. No utilizar la Tabla Periódica.

(grupo IA, período 4 y A= 39)

(A=59, Z= 27)

a) ¿Cuántos protones, neutrones y electrones posee cada una? Dar la configuración electrónica de ellas.b) Ubique los elementos en una Tabla Periódica genérica.c) ¿Cuáles son representativos, de transición y de transición interna?d) ¿Cuáles son metales, no metales o gases nobles?e) Ordénelos según electronegatividad creciente y según radio atómico creciente.f) ¿Cuál es la fórmula del compuesto entre B y C?g) ¿ es isótopo de D?. ¿Y ?h) ¿Cuál es el ión estable que forma ? Dé su configuración electrónica. ¿A qué gas noble corresponde? ¿Cuál tendrá mayor radio, H o su ión?

3

i) Idem para .j) Compare el radio iónico del ion estable de y de .

13) Dadas las siguientes configuraciones electrónicas: i. 1s2 2s2 2p6 3s1

ii. 1s2 2s2 2p4

Sin utilizar la Tabla Periódica indique:a) Grupo y período al que pertenecen los elementos.b) Número de protones.c) ¿La electronegatividad, potencial de ionización y carácter metálico del elemento del inciso i. será mayor o menor que el del inciso ii?.

14) Dada la especie: Sin utilizar la Tabla Periódica indique:a) ¿Cuántos protones, neutrones y electrones posee?b) Escriba la configuración electrónica correspondientec) Indique si tendrá o no propiedades metálicas.

15) Dando el siguiente esquema de la Tabla Periódica en forma genérica, en la que las letras no representan los símbolos de los elementos, encuadre la letra V si la proposición es verdadera y la F si es falsa:

I II III IV V VI VII 01

2 A B C J L Q

3 D K M R4 E P W N S

5 F Z X Y T

6 G H I

7 U

a) A y B son elementos no metálicos. V - Fb) N y E son elementos representativos. V - Fc) Z pertenece al quinto período. V - Fd) La electronegatividad de L es menor que la de N. V - Fe) C es un elemento del segundo grupo. V - Ff) Los elementos A, D, E, F y G pertenecen al primer período. V - Fg) Los átomos del elemento L tienen menor electroafinidad que los de A. V - Fh) El P.I. de F es menor que la de B. V - F

16) Utilizando el mismo esquema de tabla periódica del ejercicio anterior lea cada una de las siguientes afirmaciones. Si son verdaderas encuadre la letra V. Si son falsas encuadre la F y coloque

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en el espacio en blanco la o las palabras que transformarían en verdadera la proposición falsa modificando solamente el o los términos subrayados:

a) Los elementos, L, M y N son gases nobles. V – FV - FV - FV - FV - FV - FV - FV - F

b) La electronegatividad de Z es mayor que la de M.c) Los electrones del nivel más externo de C son dos.d) J es un metal.e) C posee tres electrones en el último nivel ocupado.g) W no conduce la corriente eléctrica en estado sólido.h) La electronegatividad de L es mayor que la de K.j) H e I son no metales.

17) Un ion bivalente positivo posee 18 electrones y A = 41, sin utilizar la Tabla Periódica a) Cuántos neutrones, protones y electrones tienen el átomo neutro y el ion?b) Escriba la configuración electrónica del átomo neutro e indique en que grupo y período se encuentra en la tabla periódica.

18) Los elementos con símbolos genéricos V, W, X, Y y Z responden a las siguientes características:

V: configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

W: pertenece al 2 do período grupo III A.X: Z= 54Y: configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

Z: es un alcalino térreo del cuarto período.

a) Ubique los elementos en una Tabla Periódica genéricab) Ordene V, W, y Z según el orden creciente de electronegatividad.c) ¿Cuáles conducirán la corriente eléctrica?

19) ¿Por qué los elementos de transición no presentan una variación tan marcada en los radios atómicos como los elementos representativos? ¿Y en la energía de ionización?

Respuestas:2) 3,23x1011 átomos. 3) 15,99937 umas. 4) Abundancias: 37Cl = 24,093; 35Cl = 75,906. 5) 1,313x 1018

gramos. 7) a) 26,98 umas; 4,5x10-23 gramos; b) 2,6 x10 22 átomos; 0,043at.g; c) 10 gramos; 1,5x10 23 átomos. 8) MM: 95,94. Es Mo; 9) MM: 196,966. Es Au. Hay 0,4179 moles.

ENLACE IONICO Y COVALENTE FUERZAS INTERMOLECULARES

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PyL 2

Cuestionario

1) ¿Qué tipos de enlaces químicos conoce? Descríbalos y ejemplifique mediante las estructuras de Lewis correspondientes.

2) ¿Qué propiedades presentan las sustancias:a) iónicasb) covalentesc) metálicas

3) Describa la teoría de bandas para sustancias metálicas.4) ¿Qué tipo de fuerzas intermoleculares conoce? Descríbalas y ejemplifique. En base a estas

fuerzas deduzca las propiedades macroscópicas de las sustancias.5) Con respecto a la conducción eléctrica, ¿qué entiende por un conductor, un semiconductor y

un aislador? Explique mediante la teoría de bandas.6) ¿Cómo podría explicarse el aumento de la conductividad eléctrica con un aumento de la

temperatura en los semiconductores, mientras que disminuye en los conductores metálicos?7) ¿Qué es un fotoconductor?

Problemas

1) En relación al ejercicio 17) del PyL 1: escriba la fórmula química del compuesto que forma el ión bivalente con el oxígeno e indique:a) Si conducirá la corriente eléctrica.b) En qué estado de agregación se encontrará la sustancia a temperatura ambiente y 1 atm de presión.

2) En relación al ejercicio 18) del PyL 1 escriba las fórmulas de las sustancias originadas entre los elementos V y Y, Z y Y, W y Y.

3) Los elementos B y C pertenecen al grupo VIA y VIIA, respectivamente, A es un alcalino térreo, B se combina dando las sustancias AB y C2B.a) ¿En qué estado de agregación se encontrarán C2B y A a temperatura ambiente? b) ¿Cuál o cuáles de las sustancias del inciso (a) conducirán la corriente eléctrica y cómo lo determina experimentalmente?c) ¿Qué fórmula química tendrá el compuesto que forma B con el hidrógeno? ¿Qué tipo de enlace se establece entre ambos? Con ayuda de la tabla periódica indique si el compuesto formará puentes de hidrógeno sabiendo que B pertenece al tercer período.

4) Dadas las siguientes sustancias: HCl; Cl2; NaCl; H2O; F2; SiO2 ; Na ; HNO3 ; NH4Ia) Represente la estructura de Lewis para cada una de ellas b) Indique el enlace que presentan los átomos que la forman. c) ¿Qué fuerzas intermoleculares tienen?d) Ordene las 6 primeras según su punto de fusión decreciente.

5) Indique que fuerzas intermoleculares es posible encontrar en los siguientes compuestos:CO2 , H2O , H2 , Ar, Ne, HBr

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6) Ordene en forma creciente según la intensidad de sus fuerzas intermoleculares los siguientes sustancias:CCl4 , Cl2 , NH3 , BaCl2

7) Dadas las siguientes sustancias: NaBr, H2S , HF, Fe, C (diamante) a) Escriba la estructura de Lewis de las tres primeras sustancias de la lista. Indique en todos los casos que fuerzas intra e intermoleculares están presentes.b) Ordénelas según el punto de fusión creciente. Justifique.c) ¿Presentan conductividad eléctrica en estado sólido?

8) La sustancia de fórmula L2 es gaseosa a temperatura ambiente:a) Indique cómo espera que sea la conducción de la electricidad en estado fundido, en estado sólido y en agua (sin reacción química).b) ¿Qué tipo de fuerzas espera que actúen entre las moléculas de L2? Explíquelas adecuadamente.

9) Indique si cada una de las siguientes sustancias tiene estructura molecular, covalente macromolecular o iónica. Explique las razones de su respuesta:a) Mg Cl2; PEb.: 1420°C; P.F.: 708°C; fundida conduce la electricidadb) AsCl3; PEb.: 130,2°C; P.F.: -8,5°C.c) HBr; PEb.: -67°C; P.F.: -88,5°C.d) CS2 tiene enlace doble.e) BN; la covalencia de cada átomo es 3 sin enlaces múltiples.

10) ¿Cómo puede explicarse que C2H5OH (P Eb.: 80°C) teniendo mayor PM que el agua tiene menor punto de ebullición ?

11) De los compuestos de cada uno de los siguientes pares, ¿Cuál tiene mayor punto de ebullición? Justifique su respuesta.a) O2 y H2Sb) Ar y Xec) CH3-CH2-OH y CH3-O-CH3

d) N(CH3)3 y CH3 - CH2 - CH2 - NH2

12) Complete la siguiente tabla:

PF (°C) 1310 -48, 64 1780 460PE °C - 356 - 1300Sustancia BaCl2 Hg SiO2 NaOHEstado de agregación        Conductividad eléctrica en estado sólido

       

Disolución en agua        

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13) Complete la siguiente tabla sabiendo que la información presentada corresponde a las siguientes sustancias: PH3, NH3, Fe, NaCl.

Sustancia      Punto de fusión (°C) 800 -133 -78 1500Punto de ebullición (°C) 1400 -87,7 -33 3000Tipo de enlace        Fuerzas intermoleculares        Estado de agregación        Conductividad eléctrica en estado sólido

       

Disolución en agua Si     No

14) Complete el cuadro teniendo en cuenta los siguientes datos:P: VA, H y Li: IA, Br y Cl: VIIA, Fe: Elemento de transición.

Sustancia Tipo de enlace químico

¿Es sólido a temperatura ambiente?

Fuerzas intermoleculares

¿En que estado de agregación presenta

conducción eléctrica?PH3

Br2

FeLiClH2O

Na2CO3

HFHCN

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Propuesta experimental:

1) Comprobación de las propiedades de conducción térmica:

Colocar en dos tubos de ensayo S y limaduras de Fe. Sumergir en el seno de cada sustancia el bulbo de un termómetro. Colocar ambos tubos en un baño de agua y calentar. Anotar las temperaturas adquiridas en ambos tubos a intervalos de tiempo determinados. Interpretar.

T Fe (ºC) T S (ºC)

2) Deducción del tipo de enlace en base a la conductividad eléctrica:

2-I) Conductividad en sólidos fundidos.

a) Determinación de la conductividad a través de un sólido: Se arma un circuito con una fuente y dos electrodos de Cu. Colocar los dos electrodos en el sólido, aplicar una tensión. Observar que ocurre.b) Conducción eléctrica del mismo sólido fundido: Fundir con el mechero el sólido en crisol metálico. Sumergir los electrodos en la sal fundida y usando el mismo circuito armado anteriormente. Observar que ocurre al aplicar tensión.

2-II) Conductividad en sólidos disueltos.

Dadas dos sustancias sólidas indicadas como A y B proceder de la siguiente manera:

i) Con el circuito armado colocar ambos electrodos en A y B. Observar lo que ocurre.ii) Disolver una porción de A en agua destilada, sumergir los electrodos y comprobar lo que ocurre. Deducir el tipo de enlace de la sustancia A.iii) Proceder de la misma manera con la sustancia B.

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CANTIDADES MOLECULARES. FORMULA MINIMA Y MOLECULAR.REACCION QUIMICA. EXCESO Y DEFECTO

PyL 3

Cuestionario

1) ¿Qué entiende por estado de oxidación?2) ¿Cuál es el estado de oxidación de las siguientes especies:

a) Sustancias purasb) Oxígenoc) Elementos de los grupos IA y IIA

2) ¿Cómo se forman los siguientes compuestos?a) Oxidos básicosb) Hidrácidosc) Oxoácidosd) Hidrurose) Sales

3) ¿Qué entiende por los siguientes términos?a) Molb) molécula gramoc) masa molecular relativa (MMR)d) masa molecular absoluta (MMA)

4) Compare los conceptos anteriores con los correspondientes al átomo.5) ¿Cuál es la diferencia entre fórmula mínima y fórmula molecular?6) a) ¿Cómo se representa cuantitativamente una reacción química?b) ¿Qué principios de conservación debe utilizar para lograr el balanceo o ajuste de la misma?c) ¿Cuál es la utilidad de los coeficientes estequiométricos obtenidos mediante el ajuste?7) Defina reactivo limitante.

Problemas

1) Indique el estado de oxidación de cada elemento en los siguientes compuestos por aplicación de las reglas respectivas:

Li2O, NaNO3, HBr, HClO, H3PO4, KI, H2O2 , KH, Ba(OH)2, H2CO3, Na2SO4, N2O, N2, NO2-, N2O4,

N2O5 , NO3- , N2O3, NO, HNO2, NH4

+, NH3

2) Dados los nombres de los siguientes compuestos, escribir su fórmula e indicar si se trata de óxidos ácidos (o no metálicos), óxidos básicos (o metálicos), oxácidos o hidrácidos:

a) óxido de niquel (III) b) dióxido de titanioc) decóxido de tetrafósforo d) hidruro de litioe) hidruro de calcio f) hidróxido de cobre (II)g) hidróxido de cromo (III) h) ácido bromhídricoi) ácido clorhídrico j) ácido hipoclorosok) ácido perbrómico l) cloruro de cálciom) nitrato de sodio n) nitrito de cálcioo) sulfuro de potasio p) sulfito de sódioq) sulfato de magnesio r) nitrito de hierro (II)

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s) nitrato de plata t) ácido fosforosou) dihidrógeno fosfato de cinc v) hidrógeno carbonato de cromo (III)w) hidrógeno sulfito de cobre (II)

3) Nombrar los siguientes compuestos e indicar de qué tipo de sustancia se trata:

a) K2O b) FeO c) Cr2O3 d) Cl2O e) N2O4 f) NH3 g) Cl2O3 h) H2O2 i) LiH j) HNO2 k) HI l) BaH2 m) HClO2 n)HIO4 ñ) CaCO3 o) AgCl p) FePO4 q) Fe3(PO4)2 r) Zn(HPO3) s) Sb(OH)3 t)CoF2 u) Au(NO3)3 v) Ni(OH)2 w) AgClO3 x) NaNO2 y) SnCl2 z) H2S

4) a) Cuántos moles, moléculas gramo y átomos de oxigeno, habrá en 10 litros de O2 y en 10 litros de O3.b) Determine la MMR y MMA en umas y gramos de 1 mol de HCl, H2O2 y C2H5OH.

5) a) ¿Cuántas moléculas de CH4 hay en 6,3 g?b) ¿Cuál es la masa en gramos y umas de 5,1 x 1022 moléculas de dióxido de carbono?c) ¿Cuántos átomos de cada elemento hay en 45 moles de monóxido de dinitrógeno?

6) Cuántos átomos de oxígeno hay presentes en:a) 5 litros de O2 en CNPT.b) 0.7 moles de O2.c) 4.8 g de H2O.d) 1.5 molec-gramo de HClO2.e) 3.72 x 1023 moléculas de O2.

7) Determine la composición centesimal de las siguientes sustancias:Fe3(PO4)2 Al2(SO4)3 NH4NO3

8) Determine:a) La fórmula mínima o empírica de una sustancia constituida por 28,1% de S; 56,1 % de O; 12,3 % de N y el resto H.b) La fórmula molecular, sabiendo que su MMR=228.

9) El tetrationato de sodio está constituido por 17,0 % de Na; 47,4% de S y el resto de O.Determine:a) Su fórmula empírica o mínima.b) Su fórmula molecular, sabiendo que en 0,25 moles de la misma hay 9,035 x 1023 átomos de O.

10) Una muestra de 1,261 g de cafeína contiene 0,624 g de C; 0,065 g de H; 0,364 g de N y el resto de O. Determine sus fórmulas mínima y molecular, sabiendo que su masa molecular es 194.

11) Completar y balancear las siguientes reacciones y nombrar todas las sustancias.En el caso de sustancias compuestas indicar si se trata de óxidos ácidos o básicos, hidróxidos, hidruros, oxácidos, hidrácidos o sales.

H2 + Cl2 ®Al + ® Al2O3

N2 + ® N2O5

Cl2O3 + H2O ®Na2O + ® NaOH

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+ ® NH3

H2SO4 + KOH ®H3PO4 + ® Na2HPO4 +H2S + AgNO3 ®KClO3 ® KCl + KClO4

12) Dadas las siguientes reacciones:

I) MnO2 + 4 HCl ® MnCl2 + Cl2 + 2 H2OII) 2 NaCl ® Cl2 + 2 Na

Calcule el número de moléculas de HCl (según la ecuación I) que deben reaccionar para obtener igual cantidad de cloro que la que resulta a partir de 5,00 g de NaCl (según la ecuación II).

13) Dada la siguiente reacción:

Fe + HCl ® FeCl2 + H2

a) Balancearla.b) Calcular los gramos de Fe se consumieron si se obtuvieron 10 litros de H2 en CNTP.c) ¿Cuántos moles de HCl reaccionan con 7 gramos de Fe?d) Calcular los gramos de HCl que se requieren para obtener 0.25 moles de sal.e) Si a 6 gramos de Fe se le añaden 0.4 moles de HCl:i) ¿Cuántos gramos de sal se forman?ii) ¿Cuántos gramos del reactivo en defecto deben añadirse para que reaccione totalmente el reactivo que inicialmente se hallaba en exceso?

14) El H3PO4 se obtiene por reacción entre el P4O10 y el agua. Calcule:a) ¿Cuántos moles de P4O10 reaccionan con 3,2 x 1021 moléculas de agua?b) ¿Cuántos gramos de P4O10 deben reaccionar para obtener 0,35 moles del ácido?c) ¿Cuántos gramos del ácido se pueden obtener a partir de 6 gramos del óxido y 0,2 moles de agua?

15) El H3PO4 reacciona con Mg(OH)2 produciendo Mg(H2PO4)2. Escriba la ecuación química y calcule:a) ¿Cuántos gramos de sal se obtendrán por reacción entre 1,5 moles del ácido con 11 gramos del hidróxido?b) ¿Cuántos gramos de cada una de las especies permanecen una vez finalizada la reacción?c) ¿Cuántos gramos del reactivo en defecto hay que agregar para que reaccione completamente el reactivo que originalmente estaba en exceso?

Respuestas:4) a) 0446 moles y moléculas gramo, 0.893 átomos de oxigeno en 10 litros de O2 y 1.339 átomos de oxigeno en 10 litros de O3 b) HCl: 36.5, 36.5 g, 2.185 x 1025 umas;  H2O2: 34, 34 g, 2.048 x 1025 umas, C2H5OH: 46, 46 g, 2.771 x 1025 umas. 5) a) 2,37x 1023 moléc. b) 3,72 g; 2,24x1024 umas. c) 2,71 x1025 átomos de O; 5,42 x1025 átomos de N. 6) a) 2.689 x 1023 átomos. b) Rta: 8.43 x 1023 átomos. c) 1.606 x 1023 átomos. d) 1.807 x 1024 átomos. e) 7.44 x 1023 átomos. 8) a) NH4SO4. b) N2H8S2O8. 9) a) NaS2O3. b) Na2S4O6. 10) C4H5N2O (fórm. mínima); C8H10N4O2 (fórm. molecular). 12) 1,03x1023 moléc. 13) b) 24,9 g. c) 0,25 moles. d) 18,25 g. e) i) 13,63 g. e) ii) 5,16 g. 14) a) 8,85x10-4 moles. b) 24,85 g. c) 8,28 g. 15) a) 41,3 g. b) nada de Mg(OH)2; 109,8 g de H3PO4; 41,3 g de sal; 6,82 g de agua c) 32,5 g.

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Propuesta experimental

Reacción química:

a) Colocar en un tubo de ensayo 2 ml de solución de CuSO4 y añadirle gota a gota solución de NaOH. Observar e interpretar mediante ecuaciones químicas.

b) Introducir en un tubo de ensayo un trocito de mármol (CaCO3) y añadirle gota a gota HCl. Observar e interpretar.

c) Cortar un trocito de cinta de Mg de aproximadamente 3 cm y sostenerlo de un extremo con una pinza, acercar el otro extremo a una llama de mechero. Observar e interpretar. Volcar el producto del proceso anterior en un tubo de ensayo que contenga H2O con una o dos gotas de fenolftaleína. Observar e interpretar.

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ESTADOS DE AGREGACIÓNPyL 4

Cuestionario

1) ¿Cuáles son los estados de agregación de la materia y qué propiedades caracterizan a cada uno de ellos?

2) Defina presión (P) y temperatura (T) e indique las distintas unidades para cada una de ellas. ¿Qué relación existe entre T, P y los movimientos de las partículas de un sistema a nivel microscópico?

3) Compare la intensidad de las fuerzas intermoleculares y la energía de los movimientos de las partículas para los tres estados de agregación de la materia.

4) Escriba la ecuación de estado de un gas ideal. Explique cómo se relaciona la densidad de un gas ideal y su masa molecular en condiciones de P y T definidas.

5) Explique por qué los líquidos presentan tensión superficial.6) Defina viscosidad e indique de que factores depende.7) Explique como varía la presión de vapor de distintos líquidos en relación a las fuerzas

intermoleculares que presentan.8) Indique cuál/es de los siguientes factores afecta la presión de vapor de un líquido. Justifique

la respuesta: a) Fuerzas intermoleculares del líquido.b) Relación entre los volúmenes de líquido y de vapor en equilibrio.c) Temperatura del líquido. d) Tamaño del recipiente donde se encuentra el líquido.

9) Indique cuáles son los cambios de estado de agregación de la materia y explique que fases coexisten en equilibrio en cada caso.

10) Qué significado tienen cada una de las curvas y regiones en un diagrama de fases de una sustancia pura. Enuncie la regla de las fases de Gibbs, indicando el significado de cada uno de los términos.

Problemas

1) Realice las siguientes conversiones: (a) 706 mmHg a atm; (b) 366 kPa a atm; (c) 165 mmHg a torr; (d) 0,933 atm a mmHg; (e) 0,897 atm a kPa; (f) 598 mmHg a kPa.

2) Determine el valor de R en [l atm/K mol], [cal/K mol], [erg/K mol] y [Joule/ K mol]

3) Para un gas ideal, calcule (a) la presión del gas, si 3,32 mol ocupan 5,28 litros a 38ºC; (b) el volumen ocupado por 0,105 mol a -23ºC y 5,00 atm; (c) el número de moles en 0,500 litros a 27ºC y 725 mmHg; (d) la temperatura a la que 0,670 mol ocupan 25,0 litros a 2,45 atm.

4) (a) Calcule la densidad del gas argón en condiciones normales (b) Calcule su densidad a 27ºC y 0,870 atm. (c) Calcule la densidad de CO2 a 0,980 atm y -10ºC.

5) Las siguientes sustancias se encuentran en estado líquido a -10ºC y sus puntos de ebullición normales se muestran en la siguiente tabla:

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Sustancia Temp. de ebullic. (ºC)A 110,6B -0,5C 78,3

¿Cuál de los tres compuestos espera que sea mas volátil? ¿En cuál de ellos serán más intensas las fuerzas intermoleculares?

6) Dada la siguiente tabla de presión de vapor en función de la temperatura para benceno y metanol:

Temperatura(°C)

P de V (torr)BencenoC6H6

P de V (torr)Metanol CH3OH

0 27,1 29,725 94,4 12250 271 40475 644 1126100 1360

a) Grafique presión de vapor vs temperatura para metanol y benceno. A partir de este gráfico, estimar el punto de ebullición normal de cada líquido. b) Grafique ln P vs. 1/T y estimar el DHvap para el benceno.c) Calcule el valor del DHvap para el benceno.d) Calcule la presión de vapor del benceno a 40°C.e) Calcule el punto de ebullición normal del benceno.

7) En un gráfico de Pvap vs. T para el CO2 , utilizando los datos suministrados en la parte teórica, indicar en qué estado de agregación se encuentra en cada zona, en cada curva, y marcar los puntos triple y crítico.a) Indique en que estado de agregación se encuentra a presión normal y 25 °C.b) El CO2 sólido flota en el CO2 líquido? Justifique su respuesta.c) Indique los cambios ocurridos en el sistema cuando se calienta desde –100° C hasta 100 ° C a una presión de 20 atm. Representar la curva de calentamiento correspondiente.c) Idem para una descompresión desde 100 atm hasta 1 atm a –55 °C.

Respuestas:1) (a) 0,929 atm; (b) 3,61 atm; (c) 165 torr; (d) 709 mmHg; (e) 90,9 Kpa; (f) 79,73 Kpa.2) R=0,082 l.atm/ K.mol = 1,98 cal/K.mol= 8,31 J/K.mol=8,31x107 erg/K.mol. 3) (a) 16,05 atm; (b) 0,431 litros; (c) 0,019 moles; (d) 1113,5 K. 4) (a) 1,78 g/l; (b) 1,41 g/l; (c) 2,0 g/ l. 6) (c) 33,3 KJ/mol (d) 181,3 mmHg (e) 80,1 °C.

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SÓLIDOSPyL 5

Cuestionario

1) ¿Qué entiende por sólido cristalino y por sólido amorfo? ¿Qué diferencias presentan?2) Explique la formación de los sólidos amorfos y dé un ejemplo.3) ¿Qué tipos de sólidos cristalinos conoce? ¿Qué fuerzas de interacción presenta cada uno de ellos?4) ¿Qué es una celda unidad?5) ¿Qué tipos de empaquetamientos conoce? ¿Cuál es el número de coordinación y el factor de empaquetamiento en cada uno de ellos?6) En los sólidos iónicos, ¿qué correlación existe entre la relación de radios, el número de coordinación y el tipo de hueco ocupado?7) Mencione qué tipos de defectos conoce y describa las características principales de cada uno de ellos.8) Explique cómo se modifican las propiedades de los materiales por la presencia de impurezas.

Problemas

1) Indique qué tipo de sólido forman las siguientes sustancias y discuta sus propiedades en base al tipo de interacción dominante: Na2O, Mg, C (diamante), SiO2, CO2

2) El Al cristaliza en el sistema cúbico centrado en las caras. Calcule la densidad de este elemento sabiendo que la arista de la celda unidad mide 4,05 Å y su masa atómica es 27.

3) Una sustancia A que cristaliza en el sistema cúbico centrado en el cuerpo tiene una densidad de 21,4 g/ml, y la arista de la celda unidad es de 3,19 Å. Calcule su masa atómica.

4) La densidad de un metal A que cristaliza en el sistema cúbico centrado en las caras es 8,96 g/ml y su masa atómica es 63. Calcule la longitud de la arista de la celda unidad y el radio atómico de A.

5) El manganeso cristaliza en una red cúbica simple. La arista de la celda unidad mide 2,52 Å. Calcule el radio atómico del Mn y su densidad.

6) La densidad de un metal A es 7,86 g/ml, su masa atómica es 56 y la arista de la celda unidad es de 2,87 Å. Determine el sistema cúbico en el que cristaliza y el radio atómico de A.

7) Escriba la fórmula de cada uno de los siguientes compuestos binarios:(a) Compuesto en el que los iones cinc ocupan la mitad de los huecos tetraédricos en un empaquetamiento cúbico compacto de iones sulfuro. (b) Compuesto en el que los iones fluoruro ocupan todos los huecos tetraédricos en un empaquetamiento cúbico compacto de iones calcio. (c) Compuesto en el que los iones plata ocupan todos los huecos octaédricos en un empaquetamiento cúbico compacto de iones cloruro.  (d) Compuesto en el que los iones cloruro forman un empaquetamiento cúbico compacto y un tercio de los huecos octaédricos son ocupados por iones cromo. Hallar el estado de oxidación del Cr en este compuesto.(e) Compuesto que cristaliza con iones talio ocupando todos los huecos cúbicos en un empaquetamiento cúbico simple de iones ioduro.

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(f) Compuesto que cristaliza con iones bario ocupando la mitad de los huecos cúbicos en un empaquetamiento cúbico simple de iones fluoruro

8) La sustancia AC2 cristaliza en el sistema cúbico compacto. Si A es el anión y C es el catión, indicar cuál de los iones forma el empaquetamiento ¿Qué huecos ocupa el otro ion y en qué proporción? ¿Cuál es el número de coordinación de cada ion? (rC: 0,60 Ǻ, rA: 1,84 Ǻ)

9) ¿Cuál es la fórmula empírica de una sustancia iónica que cristaliza en el sistema cúbico, en donde A ocupa los vértices y B ocupa todas las aristas? ¿Cuál es el número de coordinación de cada ion?

10) ¿Cuál es la fórmula empírica de una sustancia iónica en la que los cationes C ocupan un tercio de los huecos octaédricos en un empaquetamiento hexagonal compacto de aniones A?

11) La celda unitaria del cloruro de cesio, CsCl, puede seleccionarse como un cubo con iones Cl- en las esquinas y Cs+ en el centro. ¿Por qué es inadecuado referirse la red cristalina del CsCl o a la celda unitaria de esta red como cúbica centrada en el cuerpo? (rCs

+: 1,69Ǻ, rCl-: 1,81Ǻ)

12) El fluoruro de potasio tiene una estructura cristalina del tipo del NaCl. La densidad del KF a 25°C es 2,468 g/cm3. Calcule las dimensiones de la celda unidad del KF.

13) ¿En cuál/es de las siguientes sustancias puede haber impurezas intersticiales? Au, NaCl, Cu, K2O

14) ¿En cuál/es de las siguientes sustancias puede haber:a) defectos de Schottky: Xe (s), NaCl, Na, SO2(s) ?b) defectos de Farbe: Al, KI, Cu, CO(s)?c) defectos de Frenkel: Fe, LiF, O2 (s), AgBr?

15) ¿Qué efecto producirá la presencia de defectos de Schottky sobre la densidad de un material: aumentará, disminuirá o se mantendrá igual? Responda la misma pregunta para defectos de Frenkel.

16) Proponga ejemplos que muestren que la existencia de defectos cristalinos puede ser a) beneficiosa, b) perjudicial

Respuestas:2) 2,69 g/cm3. 3) MA: 208. 4) l: 3,6x10-8cm; radio: 1,27 Å. 5) radio: 1,26 Å, densidad: 5,74 g/cm3 .6) Cúbico centrado en el cuerpo, radio: 1,24 Å. 7) a)ZnS, b) CaF2 c) AgCl, d) CrCl3, nº ox: +3, e) TlI, f) BaF2. 8) A forma el empaq., C ocupa todos los huecos tetraédricos. n° de coord.de A: 8; n° de coord. de C: 4. 9) AB3; n° de coord. de A: 6; n° de coord.de B: 2. 10) CA3. 12) arista: 5,3 Å. 13) en todas. 14) a) NaCl, b) KI, c) LiF, AgBr.

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TERMODINÁMICA Y TERMOQUÍMICA.PRIMER Y SEGUNDO PRINCIPIOS

PyL 6

Cuestionario

1) Defina sistema, entorno y universo. ¿Qué tipos de sistemas conoce y en qué se diferencian?2) Enuncie el primer principio y explique que entiende por los términos: energía, trabajo y calor.3) ¿Qué es una función de estado? ¿Cuáles de las siguientes magnitudes son funciones de estado:

T, P, V, Q, E y W?. Justifique.4) ¿Qué expresiones matemáticas utiliza para calcular las cantidades de calor puestas en juego

durante i) un calentamiento/enfriamiento, ii) cambio de fases?5) ¿Qué diferencia existe entre capacidad calorífica y calor específico?6) ¿Cómo se calcula la entalpía de un sistema termodinámico? En un proceso a presión constante,

¿Qué relación existe entre el DH y el calor puesto en juego?7) Explique cuál es la utilidad de la Ley de Hess. Defina: calor de formación, calor de combustión

y calor de neutralización. Ejemplifique.8) Enuncie la segunda ley de la termodinámica e indique ¿qué criterios de espontaneidad conoce?9) Cuales de los siguientes enunciados son incorrectos. Justifique

a) Si un sistema absorbe calor, entonces Q<0b) Si un sistema realiza trabajo, entonces W>0c) En todo proceso que ocurre a V constante., el trabajo de expansión es nulo.d) En todo proceso que ocurre a T constante, el calor puesto en juego es nulo.e) En una reacción química que ocurre a T y P constantes e involucra gases, el trabajo

de expansión es proporcional a Dng.f) Si una reacción química libera calor es endotérmica y por lo tanto DH>0.g) DSu >0 para cualquier proceso.h) En un proceso espontáneo que ocurre a T y P constantes, DG nunca puede ser mayor

que 0.

Problemas

1) Calcule la cantidad de calor necesaria para calentar 400 g de hielo desde - 15 °C hasta vapor a 200°C. Datos: calores específicos del hielo y del vapor = 0.5 cal/°.g; calor latente de fusión: 1440 cal/mol y calor latente de vaporización: 10500 cal/mol.

2) A un termo que inicialmente contiene 30 g de agua a 85°C, se le agregan 100 g de agua a 22°C.Su capacidad calorífica es 80 cal/°C. Calcular la temperatura final del termo si éste:a) Inicialmente se encuentra en equilibrio térmico con el agua fría.b) Inicialmente se encuentra en equilibrio térmico con el agua caliente.

3) Justifique las siguientes aseveraciones verdaderas:i) La cantidad de calor medida a P constante coincide con la variación de una función de estado.ii) La condensación de vapor a T y P constantes es un proceso exotérmico.iii) La variaciones de entalpía y energía interna no coinciden para la siguiente reacción:

2 F2(g) + O2 (g) ® 2 F2O(g)

4) Calcule la diferencia entre la variación de entalpía y de energía interna en los siguientes procesos (suponga en todos los casos que son gases ideales a 25 °C):

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a) C(s) + 2H2 (g) ¾¾® CH4 (g)

b) SO2 (g) + ½ O2 (g) ¾¾® SO3 (g)

c) N2 (g) + 3 H2 (g) ¾¾® 2 NH3 (g)

5) Calcule el calor puesto en juego a presión constante y la variación de energía interna que acompañan a la siguiente reacción a 25°C y 1 atm.

4 FeS2 (s) + 11 O2 (g) ¾¾¾® 2 Fe2O3 (s) + 8 SO2 (g)

Suponga que los gases se comportan idealmente. Los calores de formación de la pirita (FeS2), del Fe2O3 (s) y del SO2 (g) son respectivamente: -177.5, -824 y -297 kJ/mol.

6) Una muestra de 2,20 g de C6H4O2, se quema en una bomba calorimétrica cuya capacidad calorífica total es de 7,854kJ/˚C. La temperatura del calorímetro aumenta de 23,44˚ a 30,57˚ C. Calcule el calor de combustión por mol de C6H4O2.

7) Calcule el calor de combustión del C2H6O2(l) si su calor de formación es de -190 kcal/mol y los del CO2 y del H2O son respectivamente, -93 y - 68 kcal/mol.Si solo el O2, el H2 y el CO2 son gaseosos, ¿Cuánto vale DE para las reacciones de combustión y de formación del C2H6O2(l) (suponga 30°C).

8) Muchos encendedores contienen butano líquido, C4H10 (l). Empleando entalpías de formación, calcule la cantidad de calor que se produce cuando 1 g de butano se quema por completo al aire.DHº

f (C4H10 (l))=-30,26 kcal/mol. ¿Qué entalpias de formación necesita para hacer el cálculo?

9) Indique en cada caso si el proceso a T y P constantes es obligatoriamente espontáneo, no espontáneo, o si la espontaneidad dependerá de la temperatura

DH DS DG+ +- -+ -- +

10) Indique si la reacción del problema 5 es un proceso endo o exotérmico a esa temperatura. Si dicha reacción es espontánea a 25°C y 1 atm. ¿Qué signo tendrán DG sistema, DS universo y DS sistema?.

11) Indique si la entalpía y la entropía aumentarán, disminuirán o se mantendrán constantes para cada uno de los siguientes procesos:

a) Expansión isotérmica de un gas ideal.b) Fusión del hielo.c) Difusión de un gas ideal en otro.d) Vaporización de agua liquida.e) Condensación de vapor.Justificar.

12) Cuál será el signo de DG, DH, DSsist y DSu ( mayor, menor o igual a cero) en cada uno de los siguientes procesos:i) Ebullición de agua a 1 atm y 110 Cii) Fusión de 1 mol de hielo a 1 atm y 0Ciii) Fusión del hielo 1 atm y 30C

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13) Únicamente con los datos suministrados, indicar si cada uno de los siguientes procesos, a temperatura constante, son espontáneos, no espontáneos o no puede decidirse. Justifique adecuadamente.

i) DSentorno < 0 ii) DSsistema < 0, DH < 0 , |DH| > T.|DS|iii) DSsistema < 0, DH < 0, |DH| < T.|DS| iv) DSsistema > 0, DH < 0

Respuestas:1) 328333cal. 2) a) Tf =29,6°C b) Tf = 55°C. 4) a) DH - DE =-592 cal; b) DH - DE= -296 cal; c) DH - DE =-1184 cal. 5) DH = - 3314 kJ ; DE = - 3306 kJ. 6) DHc = - 2748 kJ/mol. 7) DHc= -200Kcal; DEc= -199,7 Kcal; DEf= -187,6 Kcal. 8) DHf= -7,75 Kcal.

Propuesta experimental

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1) Ensayos cualitativos:

a) Fuego sin fuego (fuego químico).

En una cápsula colocar un trozo pequeño de algodón embebido en alcohol. En un tubo de ensayo agregar un punta de la espátula bien colmada de KMnO 4 (s) y aproximadamente 10 gotas de H2SO4 (Todo el material a usar debe estar bien seco). Agitar bien la mezcla con varilla y tocar con ella el algodón.

¿Esta reacción es endotérmica o exotérmica?

b) Congelamiento del agua.

Se estudiará la siguiente reacción:

Na2SO4.10H2O(s) + HCl(c) ¾¾® 2 Na+(aq) + SO4

-2(aq) + Cl-

(aq) + 10H2O(l)

i. Indicar si se trata de una reacción endotérmica o exotérmica.ii. ¿Aumentó o disminuyó la entropía del sistema?

Procedimiento:

1. En un recipiente provisto de tapón hermético colocar 15 ml de HCl (c), tapar y colocar en hielo. La temperatura del ácido debe encontrarse entre 9 y 10 °C.2. En un erlenmeyer pesar 20 g de Na2SO4.10H2O.3. Adicionar al sólido el HCl enfriado. Agitar bien.4. Colocar el erlenmeyer sobre un bloque de madera bien mojado.5. Tomar la temperatura final.6. Observar e interpretar

Nota: El material debe estar perfectamente seco.

2) Ensayo cuantitativo:

Calorimetría. Determinación de la entalpía de neutralización.

La reacción que se produce es una reacción de neutralización:

HCl + NaOH ® NaCl + H2O DH ?

ACLARACIONES SOBRE EL ENSAYO CUANTITATIVO.

1) Un calorímetro es un sistema donde se llevan a cabo fenómenos físicos (mezcla de sustancias a distintas temperaturas) o químicos (reacciones de combustión, reacciones de neutralización, etc.). Se supone que el sistema es adiabático es decir que no intercambia calor con el medio ambiente (todo el calor cedido por alguna parte del calorímetro será absorbido por otra o viceversa).

2) El calorímetro está compuesto por diversos elementos (termómetro, vaso, etc.)

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cada uno de los cuales tiene distinta capacidad de absorber calor. Es por eso que suele definirse una capacidad calorífica para todo el calorímetro que no es más que la cantidad de calor necesaria para elevar en un grado a todo el calorímetro vacío.

Esta cantidad suele indicarse con la letra E.

3) Cuando en un calorímetro se colocan soluciones acuosas diluidas suelen hacerse dos suposiciones:

a) la densidad de la solución es 1 g/ml (igual al agua destilada)b) el calor específico de la solución es 1 cal/°C (igual al agua destilada).

Ambas suposiciones son suficientemente correctas cuando se trabaja con soluciones diluidas.

Teniendo en cuenta los puntos anteriores es claro que el calor liberado dentro del calorímetro (por ejemplo por una reacción) deberá ser absorbido por las soluciones dentro del calorímetro y por el propio calorímetro. Obsérvese que un razonamiento semejante cabría en el caso de ocurrir un fenómeno que absorba calor.

Así:

Q = Qc + Qs

donde Q es el calor liberado por el fenómeno ocurrido en el sistema; Qc es la cantidad absoluta de calor absorbido por el calorímetro y Qs la cantidad de calor absoluta absorbida por las soluciones.

De este modo:

Qc = E . Dt

donde E es la capacidad calorífica del calorímetro y Dt es la variación del calor sufrida por el mismo.

Qs = m . c . Dt

donde m es la masa de las soluciones, c es el calor específico de las mismas.

Esta última ecuación implica que la Dt no ha sido tan grande como para alcanzar las temperaturas de cambios de estado. Debe notarse que Dt es idéntico para el calorímetro y para las soluciones pues están en contacto térmico; además Dt = Tf - Ti.

Para conocer los valores de m y c revise las suposiciones hechas en 3), por último es importante entender que el Q encontrado es el calor liberado (o absorbido) cuando reaccionan las cantidades agregadas al calorímetro. Sin embargo los calores de reacción en general se expresan por mol de sustancia.

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