Guia Quimica

FACULTAD REGIONAL LA RIOJA

QUIMICA

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UNIVERSIDAD TECNOLOGICA NACIONAL


GUÍA DE TRABAJOS PRÁCTICOS DE QUÍMICA

AÑO 2010

Prof. Titular: Ing. Manuel E. Mercado Jefes de Trabajos Prácticos:

- Comisión A: Ing. María Luisa Palazzi - Comisión B: Ing. Ana Cecilia Munuce

J. T. P. de Laboratorio: Bioq. Silvia Julián


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METODOLOGÍA DE ENSEÑANZA En general, la metodología aplicada será la presentación como problema de

aquellos temas teóricos a introducir, en donde se plantea el nuevo tema incentivando al

alumno a aportar sus conocimientos previos que faciliten una solución al problema,

discutiendo y analizando las propuestas para aceptarlas o crear la necesidad de desarrollar

conocimientos teóricos nuevos de aplicación.

El docente tiene la tarea de actuar primeramente como un conductor mediante la

confección de preguntas que lleven al estudiante a observar al nuevo problema, expresar

conocimientos previos de aplicación, razonar, sugerir, criticar y en lo posible predecir y

sugerir nuevas soluciones, luego se desarrollan los nuevos conceptos de aplicación para la

solución del problema.

Clases Teóricas Desarrollo de clases teórico-prácticas con aplicaciones a la ingeniería.

Uso de recursos informáticos. Total 96 h.

Resolución de Problemas: se trabaja sobre la guía de problemas propuesta por el Jefe

de Trabajos Prácticos con aplicación a la Ingeniería. Total 44 h.

Formación Experimental: trabajos de laboratorio sobre guías propuestas por el Jefe de

Trabajos Prácticos con un total de 20 h sobre un listado de prácticos propuestos para Química.

METODOLOGÍA DE EVALUACIÓN .

Se realizarán evaluaciones en forma oral e informal y a través de informes, trabajos

prácticos de laboratorio, interrogatorio oral y examen escrito teórico-práctico que serán

obligatorios y con calificación.

Condiciones para la regularización

El logro de los objetivos propuestos se evaluará mediante la confección de un

promedio ponderado de las siguientes actividades:

• Porcentaje de asistencia (mínimo 75%).

• Trabajo y participación en clase.

• Trabajo y participación en prácticos de laboratorio (asistencia 100%).

• Confección de informes de laboratorio.

• Realización de exámenes prácticos de unidades desarrolladas.


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• Aprobar 3 (tres) exámenes parciales con una nota mínima de 4 (cuatro), en una

escala de 1 a 10, contando cada uno de ellos con una instancia recuperatoria.

Se podrá promover la parte práctica de la asignatura si el alumno obtiene una

nota mayor de 7 (siete) puntos en cada examen parcial.

Primer Examen parcial: semana del 24/05 al 29/05

Segundo examen parcial: semana del 06/09 - 11/09

Tercer examen parcial: semana del 15/11 - 20/11

Promoción de Seminarios

Se promocionará el seminario con una calificación no inferior a 7 (siete) en una escala

de 1 a 10 contando con la aprobación de las prácticas de laboratorios (100%).

Aprobación

Se aprobará la materia con un examen escrito de la parte práctica (instancia

eliminatoria) en el cual se deberá obtener una calificación superior a 4 (cuatro) en cada ítem

en una escala de 1 a 10 y posteriormente un examen oral de la teoría, con una nota superior a

4 (cuatro) en una escala de 1 a 10.


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CRONOGRAMA ESTIMADO DE CLASES (CALENDARIO ACADEMICO )

N° UNIDAD HORAS DESDE / HASTA

I Sistemas materiales. Notación. Estequiometría. 15 15/03 - 02/04

II Estructura atómica. Propiedades periódicas. 15 05/04 - 23/04

III Uniones químicas. 15 26/04 - 14/05

PRIMER LLAMADO DE EXAMEN 17/05 - 22/05

IV Estados de agregación

(PRIMER PARCIAL: 24/05 – 29/05)

15 24/05 - 11/06

V Soluciones. 10 14/06 - 25/06

VI Soluciones diluidas. (1ª parte) 5 28/06 - 02/07

SEGUNDO LLAMADO DE EXAMEN 05/07 - 10/07

RECESO INVERNAL 12/07 - 24/07

TERCER LLAMADO DE EXAMEN 26/07 - 31/07

VI Soluciones diluidas. (2ª parte) 5 02/08 - 06/08

VII Termodinámica Química. 10 09/08 - 20/08

VIII Cinética y Equilibrio Químico. 10 23/08 - 03/09

IX Equilibrio en solución (1ª parte)

(SEGUNDO PARCIAL 06/09 - 11/09)

5 06/09 - 10/09

CUARTO LLAMADO DE EXAMEN 13/09 - 18/09

IX Equilibrio en solución (2ª parte) 5 20/09 - 24/09

X Electroquímica y pilas. 15 27/09 - 15/10

XI Introducción a la Química Orgánica. 15 18/10 - 29/11

XII Introducción a la Química Inorgánica. 10 01/11 - 12/11

XIII Introducción al estudio de Residuos y Efluentes.

(TERCER PARCIAL: 15/11 – 20/11)

10 15/11 - 19/11

QUINTO LLAMADO DE EXAMEN 22/11 - 26/11

SEXTO LLAMADO DE EXAMEN 06/12 - 11/12

SÉPTIMO LLAMADO DE EXAMEN 20/12 - 23/12

OCTAVO LLAMADO DE EXAMEN 31/01 - 05/02

NOVENO LLAMADO DE EXAMEN 14/02 - 19/02

DÉCIMO LLAMADO DE EXAMEN 28/02 - 05/03


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PROGRAMA ANALÍTICO DE QUÍMICA

UNIDAD I - Sistemas Materiales. Notación. Estequ iometría. 15 horas

Materia y Energía. Sistemas Materiales: clasificación. Fenómenos Físicos y Químicos. Estados de agregación de la materia. Símbolos, fórmulas y ecuaciones químicas. Postulados de Dalton. Masa y Moles. Número de Avogadro. Átomo Gramo. Leyes fundamentales de la química. Estequiometría: Relaciones masa-masa, masa-volumen, volumen-volumen. Ejercicios y problemas. UNIDAD II - Estructura Atómica. Propiedades Perió dicas 15 horas

Partículas Fundamentales. Nociones sobre electrón, protón y neutrón: principales características. Modelo atómico actual. El núcleo: número atómico, número de masa, nucleidos, isótopos, isóbaros, isótonos. Configuración electrónica: números cuánticos, niveles, subniveles, orbitales. Principio de Exclusión de Pauli. Regla de Hund. Tabla periódica. Relación con la configuración electrónica. Propiedades periódicas: radio atómico, radio iónico, afinidad electrónica, electronegatividad, energía de ionización. Períodos y grupos. Analogías verticales, horizontales y diagonales. Ejercicios y problemas. UNIDAD III - Uniones Químicas 10 horas

Enlaces químicos: concepto y definición. Relación entre enlaces y electronegatividades. Enlace iónico, propiedades de sus compuestos. Enlace covalente: polares y apolares, propiedades de sus compuestos. Enlace covalente coordinado. Enlace metálico, propiedades de los metales. Enlace puente de hidrógeno. Fuerza de Van der Waals. Ejercicios y problemas. UNIDAD IV - Estados de Agregación 15 horas

Estados de agregación de la materia. Fuerzas intermoleculares. Gases: propiedades macroscópicas. Nociones sobre teoría cinética. Ecuación General de estado. Ley de Dalton de las presiones parciales. Sólidos: propiedades macroscópicas. Sólidos cristalinos y amorfos. Isotropía y anisotropía. Nociones de sistemas cristalinos. Tensión de vapor. Líquidos: propiedades macroscópicas. Tensión superficial. Presión de vapor. Vaporización y ebullición. Punto de ebullición. Punto de solidificación. Diagrama de fases. Punto triple. Diagrama de fases del agua. UNIDAD V - Soluciones. 10 horas

Soluciones: concepto, definición. Componentes. Concentración: definición. Unidades físicas y químicas de la concentración. Solubilidad: concepto, factores que afectan la solubilidad, curva de solubilidad. Estequiometría con soluciones. UNIDAD VI - Soluciones Diluidas. 10 ho ras

Soluciones diluidas. Soluciones diluidas de soluto no volátil no electrolítico. Descenso de la presión de vapor. Ley de Raoult. Propiedades coligativas. Diagramas de fases de una solución. Aplicaciones.


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UNIDAD VII - Termodinámica Química. 10 horas

Termodinámica química. Sistemas, estados y funciones de estado. Calor y Temperatura. El trabajo y la energía. Primer principio de la termodinámica. Reacciones endotérmicas y exotérmicas. Entalpía y cambio entálpico. Entalpía estándar. Calores de formación. Espontaneidad en una reacción. Ejercicios y problemas. UNIDAD VIII - Cinética y Equilibrio Químico. 10 horas Cinética Química. Velocidad de Reacción. Velocidad Media e Instantánea. Teorías de la Velocidad de Reacción. Energía de Activación. Factores que modifican la Velocidad de la Reacción. Catalizadores. Ley del Equilibrio Químico. Constantes de Equilibrio. Desplazamiento del Equilibrio. Principio de Le Chatelier. Nociones sobre Equilibrio Químico Heterogéneo. Aplicaciones. UNIDAD IX - Equilibrio en solución. 15 horas Electrolitos. Electrolitos en solución. Teoría de la disociación de Arrhenius. Grado de Disociación, Factores que lo Modifican. Propiedades Coligativas de las Soluciones de Electrolitos. Factor de Van't Hoff. Electrolitos Fuertes y Débiles. Teorías de Ácidos y Bases: Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis. Disociación iónica del Agua. Kw, pK, pH y pOH. Neutralización ácido-base. Titulación ácido-base. Concepto de hidrólisis. Ejercicios. UNIDAD X - Electroquímica y pilas. 15 horas Reacciones de Oxido-Reducción. Número de Oxidación, Definición y Cálculo. Equivalente Redox. Igualación de Ecuaciones Redox por el Método del Ión-Electrón. Electrogénesis. Pila de Daniell. Electrodo Normal de Hidrógeno. Potenciales Estándar. Ecuación de Nerst. Pilas. Acumuladores. Electrólisis. Corrosión. UNIDAD XI - Introducción a la Química Inorgánica. 10 horas Elementos Representativos. Clasificación Periódica. Metales Alcalinos, Alcalinos Térreos. Grupo IIIA. Elementos No Metálicos. Principales Propiedades. Reacciones de Interés. Metales de Transición. Propiedades Generales. Elementos metálicos de Interés en Metalurgia. Hierro, Cobalto y Níquel. Grupo del Platino. Cobre, Plata y Oro. Familias del Titanio, Vanadio, Cromo y Manganeso. UNIDAD XII - Introducción a la Química Orgánica. 15 horas Química del Carbono. Generalidades. El Átomo de Carbono. Cadenas Carbonadas. Funciones Orgánicas: Hidrocarburos, Alcoholes, Aldehídos, Cetonas, Ácidos, Éter, Ester, Anhídridos, Aminas, Amidas. Propiedades Principales y Nomenclatura. Combustión de Hidrocarburos. Polímeros. Clasificación y nociones sobre su formación. UNIDAD XIII - Introducción al estudio de Residuos y Efluentes. 10 horas La Química en la Industria y la Industria Química. Contaminación del medio: fuentes, causas y efectos. Contaminación del aire, agua y suelo. Un enfoque para una posible solución.


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BIBLIOGRAFÍA BÁSICA - CHANG, R. “Química” – Ed. Mc Graw Hill – 2001

- MOORE – STANISTSKI –WOOD – KOTZ “El Mundo de la Química”- Ed. Wesley – 2000

- MAHAN – MYERS “Química Curso Universitario” – Ed. Addison – Wesley – 1998

- BRADY – HUMISTON “Química Básica, Principios y Estructura” – Ed. Limusa – 1996

- MASTERTON – SLOWINSKI – STANITSKI “Química General Superior” – Ed. Mc Graw Hill – 6° Edición – 1994

BIBLIOGRAFÍA DE CONSULTA - IBARZ, J. “Problemas de Química General” – Ed. Marin – 2° edición – 1982

- SCHAUM – ROSEMBERG “Teoría y Problemas de Química General – Ed. Mc Graw Hill – 1990

- VIAN ORTUÑO, A. “Introducción a la Química Industrial” – Ed. Reverté – 2° Edición 1994.

- AMADEO, E. “Química General” – UTN FRM – 1995.

- GRAY, H. – HAIGHT G. “Principios Básicos de Química” – Ed. Reverté – 1980

- MAHAN, B. “Termodinámica Química Elemental – Ed. Reverté – 1978


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Tema 1: Formación de compuestos químicos. Formulas Químic as. Nomenclatura de

compuestos químicos inorgánicos. Ajustes de ecuacio nes.

1. Complete las siguientes ecuaciones generales:

a) hidrógeno + no metal ................

b) ................ + no metal óxido ácido

c) oxácido + ............... agua + oxosal

d) ................ + agua hidróxido

e) hidrógeno + ............... hidruro metálico

f) oxígeno + ............... óxido básico

g) óxido ácido + agua ................

h) ............... + hidróxido agua + sal no oxigenada

2. Escriba los nombres de los siguientes compuestos binarios

Compuesto Nomenclatura

tradicional

Nomenclatura

Numeral de Stock

Nomenclatura

Atomicidad

Na2O

SO2

CaO

N2O5

I2O

Mn2O3

Al2O3

MnO3

3. Escribir el nombre de los siguientes óxidos :

a) Cl2O b) FeO c) I2O7

d) Cu2O e) Fe2O3 f) Mn2O7

g) SnO h) I2O5 i) CO2


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4. Realice la reacción de formación de los siguientes óxidos:

a) Pentóxido de difósforo o anhídrido fosfórico

b) Monóxido de Carbono

c) Oxido de Magnesio

d) Trióxido de azufre o anhídrido sulfúrico

e) Oxido de cobre (I)

f) Pentóxido de diarsénico o anhídrido arsénico

5. Escriba la fórmula molecular y escriba los nombres de los óxidos que se forman con

los siguientes elementos (entre paréntesis se indica el número de valencia)

a) Br (I) ....................................... b) Br (III) ......................................

c) Br (V) ...................................... d) Br (VII) ....................................

e) Hg (I) ...................................... f) Hg (II) .....................................

g) Mg(II) ..................................... h) Cr (III) ....................................

i) Cr (II).......................................

6. Cuales de estos compuestos no son binarios:

a) óxidos de metales b) hidrácidos c) oxácidos d) hidruros metálicos e) óxidos ácidos

7. Escriba las ecuaciones de formación de los siguientes hidruros:

a) hidruro de cobre (II) b) bromuro de hidrógeno

c) nitruro de hidrógeno d) hidruro de hierro (II)

(Amoníaco)

8. Qué diferencias existen entre los hidrácidos y los oxácidos, enunciarlas y dar las fórmulas

moleculares y nombre 3 oxácidos e hidrácidos diferentes.

9. Qué diferencia existe entre un hidruro metálico y un hidrácido. Hacer la reacción de

formación de un hidruro metálico y de un hidrácido y dar sus nombres.

10. Escriba el nombre de los siguientes hidróxidos:


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a) Fe(OH)3 b) Pb ( OH)4 c) CuOH

d) NH4OH e) AuOH f) AgOH

g) Al(OH)3 h) Mn(OH)2 i) Cr(OH)3

11. Realice la reacción de formación de los siguientes hidróxidos:

a) Hidróxido de bario

b) Hidróxido de cinc

c) Hidróxido de manganeso (II)

d) Hidróxido de hierro (III)

e) Hidróxido de plomo (IV)

12. Escriba el nombre de los siguientes ácidos:

a) HNO2 b) H3PO3 c) H2CO3

d) H2SO3 e) HF f) HNO3

g) H2S h) H3PO4 i) H2SO4

13. Realice la reacción de formación de los siguientes ácidos:

a) Acido hipocloroso b) Acido nitroso

c) Acido ortofosfórico d) Acido clórico

e) Acido sulfuroso f) Acido carbónico

14. Nombre los siguientes oxácidos según las tres nomenclaturas. Escriba las fórmulas

desarrolladas correspondientes a cada uno:

a) H2SO

4 b) HClO4

c) H2CO

3 d) H3PO

4

15. Escriba el nombre de los siguientes compuestos ternarios e indique cuáles son

oxácidos, hidróxidos u oxosales:

a) K (OH) b) HNO2 c) HNO

3

d) KNO3 e) Zn(OH)

2 f) ZnSO

4


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16. ¿En cuál de los siguientes oxácidos el no metal actúa con valencia 5?

a) H2SO

4 b) HNO2 c) H

3PO

4 e) HClO4

17. Elegir un elemento que forme META, PIRO y ORTO ácidos, hacer la reacción de

formación de los mismos con la mayor y la menor de sus valencias, dar los nombres y

las fórmulas desarrolladas.

18. Escribir las fórmulas desarrolladas, indicar los estados de oxidación y nombres de:

a) KNO3 b) FePO

4 c) Ca(NO

3)2

19. Escribir las fórmulas moleculares y desarrolladas de las siguientes sustancias:

a) anhídrido permangánico u óxido de manganeso (VII)

b) ácido pirobórico o piroborato (III) de hidrógeno

c) cromato de aluminio o cromato (VI) de aluminio

d) sulfato básico niquélico o hidroxo sulfato (VI) de níquel (III)

20. Escriba las fórmulas de cada uno de los siguientes compuestos:

a) sulfato (VI) de plomo (II) b) hidróxido de cobre (II)

c) cloruro de plata (I) d) bromuro de cobre (I)

e) nitrato (V) de cinc (II) f) óxido de manganeso (IV)

g) hidróxido de hierro (II) h) óxido de cromo (III)

21. Escriba las ecuaciones químicas de formación de las siguientes sales:

a) Nitrito de bario b) Pirofosfato de potasio

c) Nitrato férrico d) Sulfato (VI) de estaño (IV)

e) Perclorato cuproso f) Sulfato básico de aluminio

g) Hipoclorito de sodio h) Sulfuro de mercurio (II)

i) Sulfito ácido de sodio

22. Coloque el nombre a cada una de las fórmulas siguientes:


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a) AgNO3 b) HgHSO4 c) NaClO

d) (NH4)2SO3 e) NaClO2 f) KNO2

g) Mn(SH)2 h) NaHCO3 i) H2Cr2O7

j) CaS k) Fe2(SO3)3 l) BaCrO4

m) KMnO4 n) Ca3(PO4)2 o) K2HPO4

p) HBrO4 q) H2SO3 r) HClO3

s) HIO t) HNO3 u) Ca(HCO3)2

23. Dada la siguiente lista de sustancias, escribir la fórmula correspondiente:

a) tris tetraoxosulfato de dialuminio b) permanganato de sodio

c) nitrato de plata d) carbonato de amonio

e) nitrito de bario f) sulfato de hidrógeno y amonio

g) ácido perclórico h) dicromato de potasio

i) sulfuro ferroso j) fosfato antimónico

k) ácido ortofosfórico l) clorato (III) de calcio

m) cloruro férrico n) manganato de potasio

o) trioxosulfato de disodio p) sulfito de hidrógeno y sodio

24. Escriba las ecuaciones igualadas correspondientes a las sustancias que se mencionan

a continuación:

a) El óxido de azufre (IV) reacciona con agua para dar sulfato (IV) de hidrógeno.

b) El óxido de calcio (II) reacciona con agua para dar hidróxido de calcio (II).

c) El hidróxido de níquel (III) reacciona con el nitrato (V) de hidrógeno para dar nitrato

(V) de níquel (III) más agua.

25. Coloque los coeficientes que correspondan para balancear cada una de las ecuaciones.

Nombre todas las sustancias conocidas:

a) P2O5 + H2O H3PO4

b) Al(OH)3 Al2O3 + H2O

c) H2CO3 + Fe(OH)3 Fe2(CO3)3 + H2O

d) H3PO4 + Pb(OH)2 Pb3(PO4)2 + H2O

e) C6H12O6 C2H5OH + CO2


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26. Iguale las siguientes ecuaciones químicas, indicando los nombres y completando con

fórmulas cuando corresponda:

a) .............. + H2O (Hidróxido de Calcio)

b) .............. + .............. NaH2PO4 + ...........

c) .............. + Fe(OH)2 (Sulfato ferroso) + H2O

d) .............. + .............. H2S

e) H2CO3 + ............... (Carbonato de Magnesio) + ...........

27. Indique la opción correspondiente al producto de la reacción:

2 HCl + Ca(OH)2 X

a) ClOH + CaH b) CaCl2 + 2 H

2O c) CaCl + H

2O

d) Cl2O +CaH

2 e) ClOH + H

2O

28. En la fórmula CuXO3, si la valencia del cobre es 2, el elemento X puede ser:

a) Br b) P c) Cl d) C e) N

29. Cuando el aluminio metálico se expone al aire, se forma en su superficie una capa

protectora de óxido de aluminio. Esta capa previene la reacción ulterior entre el aluminio

y el oxígeno, y ésta es la razón por la cual no se corroen las latas de aluminio de las

bebidas. (En el caso del hierro, la herrumbre, u óxido de hierro (III) que se forma es

demasiado poroso para proteger al hierro metálico subyacente y la corrosión continúa).

Escriba las ecuaciones balanceadas para formar el óxido de aluminio y el óxido de

hierro (III).

30. El primer paso en la preparación industrial del ácido nítrico, una importante sustancia

química que se usa en la manufactura de fertilizantes, fármacos y otras sustancias,

implica la reacción entre el amoníaco y el oxígeno gaseoso para formar óxido nítrico

(NO) y agua. Escriba una ecuación balanceada para esta reacción.

31. Escribir la ecuación química de formación de una hidrógeno sal (sal ácida) y de una

hidroxo sal (sal básica) entre ácido sulfúrico o sulfato (VI) de hidrógeno y el hidróxido


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férrico o hidróxido de hierro (III). Igualar, dar el nombre de la sal y su fórmula

desarrollada.

32. Escribir las ecuaciones de formación de una hidrógeno sal (sal ácida) y de una hidroxo

sal (sal básica), entre el ácido sulfhídrico o sulfuro de hidrógeno con el hidróxido

crómico o hidróxido de cromo (III), igualar las ecuaciones, dar el nombre de la sal

formada y su fórmula desarrollada.

33. Completar el siguiente cuadro:

FORMULA NOMBRE TRADICIONAL NOMBRE IUPAC

ATOMICIDAD NUMERAL STOCK

amoníaco

KClO3

pentóxido de

diarsénico

CaH2

manganato VII de

potasio

sulfito ferroso

ácido sulfhídrico

carbonato IV de

hidrógeno

CuCl2

trióxido de dihierro

Nitrato (III) de

hidrógeno

Sulfato ácido de calcio o

bisulfato de calcio

ácido o- fosforoso

Hg2CrO4

óxido de cobre I

Anhídrido fosfórico


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34. Definir que es un anfótero y hacer una lista de 10 elementos que actúen de esta

manera.

35. Dar el nombre y la fórmula desarrollada de cada uno de estos compuestos indicando en

que casos el elemento usado es un anfótero y justificar tal respuesta:

a) Mn (HO)3

b) Na2MnO4

c) (NH4)2 SO4

d) Na(HCrO4)


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Tema 2: Sistemas materiales: clasificación. Transformacio nes de la materia.

Propiedades intensivas y extensivas. Sistemas Hom ogéneos y Heterogéneos.

1. Sobre la base de las modificaciones que sufren los siguientes sistemas, clasifique estos

cambios como físicos o químicos:

a) oxidación de una varilla de hierro

b) congelamiento de una masa de agua

c) corte de una lámina de vidrio

d) cocción de un alimento

e) secado de una placa de cemento

f) prensado de uva para producir jugo

2. Indique cuales de las propiedades mencionadas a continuación son extensivas y cuales

intensivas:

a) Volumen e) Punto de fusión

b) Masa f) Peso

c) Olor g) Densidad

d) Punto de ebullición

3. Indique si las siguientes afirmaciones son falsas o verdaderas (J. S. R.):

a) Un sistema heterogéneo puede estar constituido por moléculas monoatómicas

b) Un sistema heterogéneo no puede estar formado exclusivamente por gases

c) No existen sistemas heterogéneos formados por moléculas iguales

d) Una sustancia compuesta no es un sistema homogéneo por tener átomos distintos en

sus moléculas.

4. Indique en los siguiente sistemas cuales son heterogéneos y cuales homogéneos:

a) agua destilada b) Agua y aceite

c) Agua con hielo d) Agua y arena

e) Sal común f) Varios trozos de hielo

g) Agua con sal (diluida)


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En los sistemas anteriores indique las fases y componentes

5. A un litro de agua se le agrega sal común, de modo que cierta masa del sólido

permanece depositada en el fondo del recipiente. ¿cuántas fases presenta el sistema?

6. Dadas las siguientes clases de materia:

a) aire atmosférico filtrado b) un trozo de hielo

c) un trozo de hielo en agua d) sal disuelta en agua

Indicar la o las definiciones siguientes que correspondan a cada una de ellas:

I) Sustancia que no puede descomponerse por ningún método conocido

II) Sistema homogéneo no fraccionable

III) Sistema que presenta variaciones de las propiedades intensivas en algún punto

de su masa

IV) Sistema que presenta iguales propiedades intensivas en toda su masa

7. Relacione los elementos de las tres columnas y marque la opción donde se encuentren

correctamente relacionados:

1) Agua potable

2) Agua destilada

3) Aire filtrado

4) Oxígeno molecular

I. sustancia pura

II. solución

III. suspensión

IV. mezcla

A. Homogéneo

B. Heterogéneo

a) 2-II-A b) 4-II-B c) 3-I-B d) 1-II-A

e) 3-III-B f) 1-IV-A

8. Suponga el siguiente sistema: 10 g agua + 15 g mármol pulverizado + 5 g limaduras de

hierro + 10 g trozos de vidrio. Responda lo siguiente:

a) ¿Qué tipo de sistema es?

b) ¿Cuántas fases y en que estado se encuentran?

c) Escriba una marcha de separación (las técnicas que utilizaría), para obtener cada

uno de los componentes por separado.


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Tema 3: Teoría atómico-molecular. Átomo. Molécula. Peso M olecular. Volumen molar.

Composición porcentual

1. Calcule la Mr de cada una de las siguientes sustancias

a) CH4 b) H2O2 c)Fe(NO3)2 d)PCl5 e) Pb(OH)2

2. Calcular la masa molar de C55H72MgN4O5 (clorofila), el pigmento verde de las plantas

imprescindible para la fotosíntesis.

3. Calcular la masa molecular de las siguientes sustancias:

a) H2:.............. b) NaCl:............ c) Al

2O

3:......... d) CaCO

3:...............

4. La plata es un metal precioso utilizado principalmente en joyería. ¿Cuál es la masa (en

gramos) de un átomo de plata?.

5. El cinc (Zn) es un metal plateado que se usa para formar latón (con cobre) y recubrir

hierro a fin de prevenir la corrosión. ¿Cuántos gramos hay en 0,356 moles de Zn?

6. El azufre es un elemento no metálico. Su presencia en el carbón produce el fenómeno de

la lluvia ácida. ¿Cuántos átomos hay en 16,3 g de azufre?

7. Una firma de lápiz suele tener alrededor de un miligramo de masa. Suponiendo que la

materia negra sea C, calcule:

a) El número de átomos que contiene la firma

b) La masa de un átomo de C

8. Sabiendo que la fórmula química del gas dióxido de carbono es CO2. Indicar:

a) su masa molecular (Mr):..........................................................................................

b) la masa de un mol de moléculas: ...........................................................................

c) el número de moléculas que hay en un mol de moléculas: ..... ..............................

d) el volumen que ocupa un mol de moléculas en CNPT:......................................

f) la masa en gramos de una molécula:.......................................................................


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9. Calcular el número de moles de moléculas, número de moléculas, moles de átomos y

átomos que se hallan presentes en 50.0 g de:

a. ácido sulfúrico (H2SO4)

b. ácido pirofosfórico (H4P2O7)

10. ¿Cuántos átomos de hidrógeno están presentes en 25,6 g de sacarosa o azúcar de

mesa (C12H22O11)?. Mr de la sacarosa es de 342.

11. La calcopirita (CuFeS2) es una importante mena del cobre. Calcúlese los Kilogramos de

Cu contenido en 3,71 x 103 Kg de calcopirita.

12. ¿Cuál es la masa (en Kg) de K2O que contiene el mismo número de moles de átomos de

K que 1 Kg de KCl?

13. ¿Cuántos moles de etano (C2H6) están presentes en 0,334 g de C2H6?

14. La densidad del agua es 1 g/ml a 4 ºC. ¿Cuántas moléculas están presentes en 2,56 ml

de agua a esta temperatura?

15. ¿ Cuál es la masa de una molécula de O2? (Ar O = 16)

a) 32 g b) 2,65 x 10-23

g c) 5,31 x 10-23

g d) 5,31 x 10-23

moles e) 16 g

16. La masa atómica relativa (Ar) del aluminio es 27.

a) ¿Cuál es la masa de un mol de átomos de aluminio? .................

b) ¿Cuántos moles de átomos hay en 63 g de aluminio? .................

c) ¿Cuál es el valor de la masa de un átomo de aluminio? .................

17. En la fabricación del vidrio se utiliza el silicato de sodio (Na2SiO

3).

a) ¿Cuál es la masa de 2,33 moles de silicato de sodio?

b) ¿Cuántos moles hay en 183 g de silicato de sodio?

c) ¿Cuántas moléculas hay en 18,3 g de silicato de sodio?

d) ¿Cuántos átomos de oxígeno hay en 2 moles de silicato de sodio?

e) ¿Cuál es la masa de silicio en 18,3 g de silicato de sodio?


QUIMICA

20

18. Cuál es la masa de:

a) 31 átomos de fósforo b) 3,1 x 1023

moléculas de P2O

5

19. Calcular el número de moles y de moléculas que hay en las muestras que se indican a

continuación:

a) 44,8 l de nitrógeno (N2) b) 127,0 g de yodo (I2)

c) 25 g de sodio d) 64 g de azufre

20. Si tenemos 180 gramos de carbonato de calcio, calcular:

a) ¿Cuántos moles de átomos de oxígeno están contenidos en esa cantidad?

b) ¿A cuántos moles de carbonato de calcio equivalen esos 180 gramos?

c) ¿Cuántas moléculas hay en esa cantidad?

d) ¿Cuántos gramos de oxígeno están presentes en esa cantidad?

21. Calcular el peso que corresponde, en gramos, a:

a) 0,25 moles de moléculas de cloruro de sodio - ClNa

b) 0,5 moles de moléculas de nitrato de calcio - Ca(NO3)2

c) 1 mol de átomos de oxígeno - O2

22. ¿Cuántas moléculas de O2 tienen la misma masa de 0,2 moles de Cl

2?

23. Calcular:

a) ¿qué masa de N2O5 contiene 5,0 x 1023 átomos de oxígeno?

b) ¿a cuántos moles de N2O5 corresponden?

c) ¿en qué masa de CO2 hay la misma cantidad de átomos de oxígeno?

24. Indicar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas. Justifique su respuesta.

a) en 28 g de N2 hay 6,02 x 1023 átomos de nitrógeno

b) la masa de un átomo de sodio es 23 g dado que su Ar es 23

c) 14 g de CO gaseoso ocupan un volumen de 11,2 dm3 en CNPT


QUIMICA

21

25. Sin usar masas atómicas, dados 0,25 moles de H2SO4. Calcular:

a) moles de átomos de S presentes

b) moles de átomos de H presentes

c) moles de átomos de O presentes

26. La masa atómica del oxígeno es 16 y del nitrógeno es 14. Sobre un mol de moléculas de

oxígeno podemos afirmar que:

a) Ocupan el mismo volumen que 28 g de nitrógeno medidos en iguales

condiciones de presión y temperatura.

b) Tiene el mismo número de átomos que 14 g de nitrógeno.

c) Contiene dos moles de átomos de oxígeno.

Indicar la ó las repuestas correctas, JSR.

27. Responder:

a) ¿Cuántos gramos de H2S hay en 0,400 moles de H2S?

b) ¿Cuántos gramos de H y de S?

c) ¿Cuántas moléculas de H2S y qué volumen ocupan en CNPT?

d) ¿Cuántos átomos de H y de S?

28. Calcular la masa en gramos de:

a) 1,65 moles de átomos de O,

b) 1 átomo de O,

c) el O contenido en 1,00 g de CO.

29. Decir JSR, cuáles de las siguientes afirmaciones son ciertas y cuáles falsas:

a) Masas iguales de dos elementos A y B contienen igual número de átomos.

b) 39,09 g de K y 197,2 g de Au contienen el mismo número de átomos.

c) En 5 g de KCl hay igual número de átomos de Cl y de K.

d) Un gramo de S contiene igual número de átomos que 1 g de Ba.


QUIMICA

22

30. En qué masas de las siguientes sustancias hay 5,00 x 1023 átomos de hidrógeno.

a) H2SO4 Ar H=1; Ar C=12

b) HNO3 Ar S =32; Ar P=31

c) H3PO4 Ar N=1; Ar O=16

d) H2CO3

31. ¿Qué cantidad en g de las siguientes sustancias debe tomarse para que tengan 1,8 x

1024 átomos de oxígeno?

a) Al(OH)3

b) HNO2

32. Sabiendo que la fórmula molecular de la cafeína es C8H10N4O2, indicar la afirmación

incorrecta.

a) La masa en gramos de una molécula gramo es 194.

b) En un mol hay el doble de átomos de N que de O.

c) En un mol hay 8 moles de átomos de C.

d) En 485 g hay 1,2046 x 1025 átomos de H.

33. Contestar Falso o Verdadero, colocando F o V en el margen izquierdo de cada pregunta.

En 65 mg de hierro hay 7,01 x 1020 átomos de ese metal (Ar Fe 55,8).

En un mol de dióxido de carbono hay un 26% de C y 74% de O.

La fórmula de H2SO3 corresponde al ácido sulfúrico

El hexano, líquido orgánico incoloro, contiene 83,6% de C y 16,4% de H, lo que nos

permite deducir que su fórmula mínima es C3H7.

Un compuesto siempre contiene los mismos elementos en las mismas proporciones.

34. Indicar la opción correcta:

En 18 g de agua (H2O) y 34 g de amoníaco (NH3), existen respectivamente:


QUIMICA

23

a) 18 volúmenes de agua y 34 volúmenes de amoníaco

b) 6,02 x 1023 moléculas de agua y 6,02 x 1023 moléculas de amoníaco

c) 22,4 l de agua y 22,4 l de amoníaco

d) 6,02 x 1023 moléculas de agua y 12,04 x 1023 moléculas de amoníaco.

35. Un determinado hidrocarburo tiene igual número de átomos de carbono y de hidrógeno.

Si 0,5 moles del compuesto pesan 39 g la fórmula molecular es:

a) C2H

2 b) C

10H

10 c) C

8H

8 d) C

4H

4 e) C

6H

6

36. Determinar la composición porcentual de:

a) cromato de plata b) pirofosfato de calcio

37. El ácido fosfórico se usa en detergentes, fertilizantes, dentífricos y bebidas gaseosas.

Calcúlese la composición porcentual en masa de H, P y O en este compuesto.

38. Todas las sustancias que se enumeran a continuación son fertilizantes que aportan

nitrógeno al suelo. ¿Cuál de ellos es la fuente más rica en nitrógeno basándose en su

composición porcentual de masa?

a) Urea (NH2)2CO

b) Nitrato de amonio NH4NO3

c) Guanidina HNC(NH2)2

d) Amoníaco NH3

39. El estaño existe en la corteza terrestre como SnO2. Calcular la composición porcentual

en masa de Sn y O en SnO2.

40. La cafeína, principal estimulante del café, se puede analizar quemando éste en una

corriente de oxígeno, juntando y pesando los óxidos formados. El análisis mediante

dicho método muestra que la cafeína consta de 49,48% en masa de C; 5,19% de H;

28,85% de N y 16,48% de O. ¿Cuál es la fórmula mínima si su Mr = 194?

41. La composición centesimal de un compuesto es: C: 27,27% y O: 72,72%. Calcular la

fórmula mínima y molecular si el Mr del compuesto es 44.


QUIMICA

24

42. Por reducción de 8,465 g de un óxido de cobre se obtienen 6,762 g de metal. Hallar la

fórmula empírica del óxido.

43. Un hidrocarburo contiene 85,63 % de carbono y 14,37 % de hidrógeno. La densidad del

gas en condiciones normales es 1,258 g/litro. Hallar la fórmula empírica, la fórmula

molecular y la masa molecular exacta de este compuesto.

44. La alicina es el compuesto responsable del olor característico del ajo. Un análisis del

compuesto da la siguiente composición porcentual en masa: C (44,4 %), H (6,21%), S

(39,5%), O (9,86%). Calcular su fórmula empírica sabiendo que su masa molar es

aproximadamente 162 g. ¿Cuál es su fórmula molecular?

45. En los compuestos naturales el cloro se encuentra en forma de dos isótopos 35Cl

(75,5% en masa) y 37Cl (24,5 % en masa). Calcular la masa atómica media del cloro

natural.

46. El galio natural consta de los isótopos 71Ga y 69Ga. En qué relación cuantitativa

porcentual se hallan entre sí los átomos de estos isótopos si la masa atómica media del

galio es igual a 69,72?

47. Con el objeto de interpretar el significado estequiométrico de la ecuación:

2 ZnS + 3 O2 2 ZnO + 2 SO2

Completar el siguiente recuadro:

Magnitud Reactivos Productos

Cantidad de

sustancias (Moles)

Masa (g)

Volumen (dm3) en

CNPT


QUIMICA

25

Tema 4: Estequiometría. Cálculo de masas, número de mole s o volúmenes de una

reacción. Reactivo limitante y en exceso.

1. Si reaccionan 1,8 g de agua con la cantidad necesaria de óxido de calcio. ¿Cuál es la

masa de hidróxido de calcio obtenida?

2. ¿Qué peso de óxido de hierro (III) se producirá al oxidar completamente 100 g de hierro?

La ecuación de obtención sin igualar es la siguiente:

Fe + O2 Fe

2O

3

a) 96 g b) 224 g c) 410,25 g d) 142,85 g e) 320 g

3. Para el enunciado del problema anterior. ¿Cuántas moléculas de oxígeno reaccionaron?

4. Para preparar caramelo, una persona calienta 100 g de azúcar; por distracción, lo deja

sobre el fuego y el caramelo “se quema totalmente” y queda un sólido negro (el azúcar

se transformó en carbón y vapor de agua). Teniendo en cuenta que la ecuación que

representa esta transformación es:

C12H22O11 12 C + 11 H2O

Calcular:

a) la masa del carbono y el número de átomos de carbono que quedó en el recipiente

b) el número de moles de moléculas de agua que se formó.

5. El nitruro de hidrógeno (amoníaco) se obtiene industrialmente con la siguiente ecuación

no balanceada:

N2 + H

2 NH

3

Si se quieren obtener 68 g de NH3 ¿Qué volumen de H

2 en CNPT se necesitan? (J. S. R.)

a) 22,4 l b) 44,8 l c) 134,4 l d) 11,2 l e) 67,2 l

6. Para obtener 1 Kg de sulfato cuproso ¿Cuántos gramos del oxácido correspondiente

deben reaccionar?


QUIMICA

26

7. Según la reacción siguiente:

Clorato (V) de potasio Cloruro de potasio + oxígeno (gaseoso)

a) ¿Cuantos moles de clorato (V) de potasio son necesarios para producir 10 dm3 de

oxígeno gaseoso en CNPT?

b) ¿Qué masa de cloruro de potasio acompaña a la formación de ese volumen de

oxígeno?

8. Calcular los moles de sulfato (IV) de hidrógeno que reaccionaron con el correspondiente

hidróxido para la obtención de 500 g de sulfato (IV) de sodio.

9. Dada la siguiente reacción:

CaCO3 CaO + CO

2

a) Coloque los nombres a cada compuesto

b) ¿Cuántos moles de CaO se obtienen de 0,03 Kg de CaCO3?

c) ¿De cuántos gramos de CaCO3 deberá partir para obtener 18 g de CaO?

d) Si se obtuvieron 2,5 litros de CO2 en CNPT.¿ Qué masa de CaCO

3 debió haber

reaccionado?

10. La hidracina (N2H

4) y el peróxido de hidrógeno (H

2O

2) se han utilizado como

combustibles para cohetes. La reacción química que tiene lugar es:

7 H2O

2 + N

2H

4 2 HNO3 + 8 H

2O

a) ¿Cuántos moles de HNO3 se forman a partir de 0,025 moles de N

2H

4?

b) ¿Cuántos moles de agua se forman si se producen 1,87 moles de ácido nítrico?

c) ¿Cuántos moles de H2O

2 se requieren para reaccionar con 22 g de hidracina?

d) ¿Cuántos moles de peróxido de hidrógeno se requieren para producir 1,35 moles de

agua?

e) ¿Cuántos gramos de peróxido de hidrógeno se necesitan para producir 45,8 g de ácido

nítrico?


QUIMICA

27

11. El freón 12 [CCl2F2], un gas que se utiliza como refrigerante, se prepara mediante la

reacción:

3 CCl4 + 2 SbF

3 3 CCl

2F

2 + 2 SbCl

3

Si 150 g de CCl4 se mezclan con 100 g de SbF

3:

a) ¿Cuántos gramos de CCl2F

2 se forman?

b) ¿Cuántos gramos de cada uno de los reactivos quedan sin reaccionar?

12. Se mezclan 100 g de KOH con 100 g de ácido sulfúrico puro para que reaccionen de

acuerdo a la siguiente reacción:

Hidróxido de potasio + ácido sulfúrico sulfato de potasio + agua

Calcule:

a) ¿Qué reactivo en moles y en gramos quedó sin reaccionar?

b) ¿Cuántos gramos de sulfato de potasio se obtienen?

c) ¿Cuántas moléculas de agua se obtienen?

13. Se necesita obtener 100 g de NaCl. Determine:

a) La ecuación de obtención

b) La masa de HCl necesaria

c) La masa de Na(OH) necesario

d) El número de moles de agua formados

14. En un crisol refractario se tiene una mezcla de 7,45 g de óxido de hierro (II) y 0,11

moles de Al metálico. La mezcla se coloca en una mufla, donde tiene lugar la reacción:

3 FeO (s) + 2 Al (s) 3 Fe (l) + Al2O3 (s)

a) ¿Cuál es el reactivo limitante?

b) Determinar la máxima cantidad de moles de Fe que puede obtenerse, si el

rendimiento de la reacción es del 90%.

c) Calcular la masa del reactante que queda en exceso en el crisol.


QUIMICA

28

15. El carburo de silicio (SiC) se conoce comúnmente como carborundun. Esta sustancia

dura, la cual se utiliza comercialmente como abrasivo, se fabrica calentando SiO2 y C a

temperaturas elevadas:

SiO2 (g) + 3 C SiC (s) + 2 CO (g)

a) ¿Cuántos gramos de SiC se forman por la reacción completa de 5 g de SiO2?

b) ¿Cuántos gramos de C se requieren para reaccionar con 5 g de SiO2?

c) ¿Cuántos gramos de SiC se pueden formar cuando 2,50 gramos de SiO2 y 2,50 g de

C se dejan reaccionar?

d) En el punto c), ¿Cuál de los reactivos es el limitante y cuál es el que está en exceso?

e) En el punto c), ¿Cuánto reactivo en exceso sobró después que el limitante se

consumió por completo?

16. Suponiendo que el rendimiento de la reacción siguiente fuera del 60% y se formaran 3

moles de cada producto,

CaCO3 CaO + CO

2

a) ¿Cuántos gramos de CaCO3 reaccionaron?

b) ¿Cuántos gramos iniciales de CaCO3 se colocaron?

17. El sulfuro de aluminio reacciona con agua de acuerdo a la siguiente ecuación química:

Al2S

3 + 6 H

2O 2 Al(OH)

3 + 3 H

2S

Cuando se mezclan 200 g de sulfuro de aluminio con 6 moles de agua:

a) Indique si hay exceso de sulfuro de aluminio

b) ¿Cuántos moles de hidróxido de aluminio se forman?

c) ¿Cuántos moles de H2O reaccionan?

18. Se hacen reaccionar 219 g de HCl con cantidad suficiente de Fe, según la siguiente

ecuación:

2 HCl + Fe FeCl2 + H

2


QUIMICA

29

a) ¿Cuántos moles de Fe se requieren?

b) ¿Cuántas moléculas de hidrógeno (gas) se desprenden?

c) ¿Cuántos gramos de sal se forman?

19. Calcular el volumen de hidrógeno en CNPT que podrá obtenerse al hacer reaccionar 500

g de cinc con ácido sulfúrico diluido. La ecuación correspondiente a este proceso es:

Zn + H2SO

4 ZnSO

4 + H

2

20. Al calentarse el óxido de mercurio (II) se formaron 0,5 moles de mercurio, según la

siguiente ecuación:

2 óxido de mercurio (II) 2 Hg + O2

a) Indica la fórmula del óxido de mercurio (II)

b) Cuántos litros se forman de O2 en CNPT?

c) Si se colocan inicialmente 3 moles de óxido de mercurio (II) y se obtienen 1,5 moles de

mercurio ¿Cuántos moles de óxido de mercurio (II) no reaccionan?

21. Al calentar mercurio con exceso de azufre se produce sulfuro de mercurio (II). Como el

mercurio es volátil siempre se escapa algo durante el calentamiento. Se hacen

reaccionar 25 g de Hg que producen 27,8 g de HgS. ¿Cuál es su rendimiento?

La ecuación de obtención es la siguiente:

Hg + S HgS

22. El óxido de aluminio se transforma en Al metálico por acción de la corriente eléctrica. El

rendimiento del proceso es de 96,5%. ¿Cuánto Al se obtendrá si se parte de 380 g de

óxido de aluminio?

2 Al2O

3 4 Al + 3 O

2

23. Dada la siguiente reacción

4 FeS + 7 O2 2 Fe

2O

3 + 4 SO2


QUIMICA

30

Se quiere obtener 20 g de óxido de hierro (III)

a) ¿Qué cantidad de oxígeno se necesita?

b) ¿Qué cantidad de FeS se necesita, si la reacción posee un rendimiento del 83%?

c) ¿Qué cantidad de SO2 se obtiene?

24. Se ponen a reaccionar 2,5 moles de SO3 (gas) con hidróxido de calcio en CNPT. La

reacción tiene un rendimiento del 80% y la ecuación es:

SO3 + Ca(OH)

2 CaSO

4 + H2O

a) ¿Cuántos gramos de hidróxido de calcio reaccionan?

b) ¿Cuántas moléculas de agua se forman?

c) ¿Qué cantidad de sulfato de calcio se obtiene?

25. En la síntesis del agua calcular:

a) El volumen de hidrógeno, medido en CNPT necesario para obtener 90 g de agua.

b) El volumen de vapor de agua, obtenido en CNPT, con un gramo de hidrógeno y

suficiente oxígeno.

c) El exceso o defecto de algún reactivo cuando se hace reaccionar medio mol de

hidrógeno con 22.4 litros de oxígeno en CNPT.

26. Hallar la cantidad de sulfato cúprico hidratado (SO4Cu.5H2O) que puede obtenerse a

partir de 25 g de un óxido cuproso de 71,9 % de riqueza en Cu2O.

27. Calcular la cantidad de ácido clorhídrico de un 32,5% en HCl que podrá obtenerse a

partir de 500 kg de una sal común de una riqueza del 93,8% en NaCl.

28. Calcular la cantidad de anhídrido sulfúrico que debe agregarse a 1 kg de ácido sulfúrico

de 97,35 % de pureza para obtener ácido sulfúrico puro.

29. La cal viva (óxido de calcio de fórmula molecular: CaO), se elabora calcinando piedra

caliza (carbonato de calcio de fórmula molecular: CaCO3). Si se utiliza una tonelada de

piedra caliza con 95% de pureza:

a) ¿qué masa de cal se obtiene?


QUIMICA

31

b) ¿cuál es su pureza?

(Todas las impurezas de piedra caliza aparecen en la cal viva, sin experimentar variación

de peso)

CaCO3 CaO (s) + CO2 (g)

30. Al efectuar la siguiente reacción :

Hierro + Acido Sulfúrico Sulfato Ferroso + Hidrógeno gaseoso,

Se obtienen 150 litros de H2 medidos a 70ºC y 0,8 atm de presión.

Calcular:

a. masa necesaria de Fe, si su pureza es de 60%.

b. masa de sal obtenida

c. masa de ácido necesario para realizar la reacción.

GLOSARIO

Porcentaje de pureza = tanto por ciento de un compuesto o elemento en una

muestra impura.

Reactivo limitante = sustancia que limita estequiométricamente la cantidad de

productos que pueden formarse.

Rendimiento = fracción de reactivo que se convierte en producto.

Fórmula empírica = Fórmula mínima.


QUIMICA

32

Tema 5: Estructura atómica, número másico, número atómico . Configuración

electrónica, números cuánticos, casillas cuánticas.

1. ¿Cuál es el número másico de un elemento cuyo núcleo atómico contiene 15 protones y

16 neutrones? ¿Cuál es el número atómico?

12

2. ¿Cuántos neutrones y electrones hay en el átomo C?

6

3. Completar el siguiente cuadro:

Símbolo Z A Número de

protones

Número de

electrones

Número de

neutrones

Na 11 12

6 3

Ag 47 61

P 15 16

127 134

4. El I y el I ¿Son isótopos? ¿Por qué?

53 53

5. Diga los neutrones y electrones que hay en cada uno de los siguientes sistemas:

17 23 37

a) átomo neutro N b) ión positivo (Na)+ c) ión negativo (Cl)-

7 11 17

6. El elemento F (Z = 9) posee isótopos cuyos pesos atómicos son:

a) 17,0021 ; b) 18,0009 ; c) 18,9984; d) 20,00005

Indicar la correspondencia correcta con cada una de las siguientes composiciones

nucleares:

I) p = 9 II) p = 9 III) p = 9 IV) p = 9

n = 10 n = 11 n = 8 n = 9


QUIMICA

33

7. Si el número cuántico principal (n) es igual a 3, ¿cuál es el número máximo de electrones

que puede ocupar ese nivel?

8. Escribir la configuración electrónica por subniveles del elemento Bario (z = 56). Según la

misma, a qué grupo y período pertenece?

9. Conociendo la estructura atómica de un elemento que tiene en su primer nivel 2

electrones, en el segundo tiene 8 y en el tercer nivel tiene 7 electrones. Indique de que

tipo de elemento se trata:

a) es del grupo IIA c) es del grupo VIII e) es del grupo VIIA

b) es del período 2 d) es del período 4 f) es del período 7

Rta: e

10. Representar la configuración electrónica del elemento Z= 35. Indicar a que grupo y

período pertenece y el número de orbitales desapareados. Dibujar las casillas de Pauli

del último nivel.

11. Dados los siguientes elementos Z= 18; Z= 26; Z= 33; Z= 15; Z=20; Z= 7.

a) Representar su configuración electrónica

b) Representar a través de las casillas de Pauli, la distribución electrónica

c) Sin consultar la tabla periódica deduzca el grupo y período de cada uno de ellos.

12. Un átomo que tiene 2 electrones en su último nivel puede tener en el núcleo:

a) 8 protones b) 6 protones c) 10 protones d) 4 protones

13. ¿Cuál de las siguientes secuencias representa orden creciente de energía?

a- 3p 3d 4s 4p b- 3p 4p 3d 4s

c- 3p 3d 4p 4s d- 3p 4s 3d 4p

e- ninguna es correcta

14. Un ión trivalente positivo de estructura X3+ tiene 10 electrones. Cual es la configuración

electrónica del elemento:

a) 1s2 2s2 2p6 b) 1s2 2s

2 2p

3 c) 1s2 2s

2 2p

6 3s

2 d) 1s2 2s

2 2p

6 3s

1 e) 1s

2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

1


QUIMICA

34

15. La configuración 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 corresponde a:

a) Ca b) Ca++ c) Cl- d) K++ e) b y c son correctas

Datos: ZCl = 17, ZK = 19, ZCa =20

16. El oxígeno presenta tres isótopos:

16 17 18

I- O II- O III- O

8 8 8

a) ¿Cuál tiene mayor masa?

b) ¿Cuál es el más abundante si la masa atómica relativa es 15,99?

17. Un átomo del elemento R tiene 4 electrones en n=4 (número cuántico principal) y 41

neutrones en su núcleo. Indiquen:

a) su estructura electrónica b) su número atómico

c) su número másico

18. Escribir la configuración electrónica de X-2, sabiendo que 32X tiene 16 neutrones en su

núcleo.

19. Deducir que elemento forma un ión con carga +1 y configuración electrónica

1s2 2s2 2p6

20. Dada las siguientes afirmaciones:

I- Para los orbitales “p” existe un único valor posible del número cuántico “m”

II- Los electrones de mayor energía del átomo de P (Z=15) están ubicados en

orbitales distintos

III- Según el principio de exclusión de Pauli, en un átomo dos electrones ubicados

en un orbital deben estar necesariamente apareados.

IV- Los isótopos de un elemento poseen el mismo número de nucleones

V- En el átomo de Ca ( Z=20) hay 4 electrones que poseen el valor de m=+1


QUIMICA

35

VI- El valor de la relación q/m del electrón depende del átomo utilizado en las

medidas experimentales.

VII- Un orbital “s” tiene siempre número cuántico magnético igual a cero

VIII- Las especies Na+ (Z=11) y Ar (Z=18) son isoelectrónicas porque ambas tienen

configuración de nivel completo.

La combinación correcta es:

a- I-F III-V V-V VI-F

b- II-V IV-F V-V VII-V

c- III-F IV-F V-V VII-V

d- IV-F V-V VI-V VII-F

e- I-V VI-F VII-F VIII-V

21. Elegir el conjunto de números cuánticos que representan al electrón de menor energía:

a) n=3, l=2, m=0, s=-1/2 b) n=4, l=0, m=0, s=+1/2

c) n=4, l=1, m=0, s=-1/2 d) n=5, l=0, m=0, s=+1/2

22. Indique un valor posible para el número o números cuánticos que faltan en cada uno de

los siguientes conjuntos

a- n= 3 l= 1 m= ¿

b- n = 4 l = ¿ m= -1

c- n= ¿ l= 1 m= +1

23. ¿Cuál o cuáles de los siguientes conjuntos de números cuánticos no están permitidos?

¿Por qué?

a) n = 3 , l = 2 , m = -1

b) n = 2 , l = 3 , m= -1

c) n = 3 , l = 0 , m = +1

d) n = 6 , l = 2 , m = - 1

e) n = 4 , l = 4 , m = + 4

f) n = 4 , l = 3 , m = - 1


QUIMICA

36

Tema 6: Tabla Periódica, propiedades periódicas. Uniones químicas, tipos de enlace.

1. Indicar F o V en el comienzo de cada afirmación si la misma es falsa o verdadera

respectivamente.

a) ..... El Litio tiene mayor radio atómico que el Francio. G IA.

b) ..... El carácter metálico aumenta en un período de derecha a izquierda.

c) ..... El potencial de ionización aumenta con el radio atómico.

d) ...... Cuando un átomo cede su electrón a otro en un enlace químico, el enlace es

electrovalente.

e) ...... El enlace del puente hidrógeno es una unión interatómica

f) ...... En la unión covalente cada átomo que interviene se convierte en ión

2. Si un elemento produce iones positivos bivalentes de configuración electrónica

1s22s22p63s23p6, indicar la afirmación correcta:

a- el elemento es un gas noble

b- el elemento es un no metal

c- el elemento está en el grupo VIII de la tabla periódica

d- el elemento tiene Z=20

e- el elemento tiene 6 electrones en el último nivel

3. De acuerdo a su ubicación en la tabla periódica:

I- cuál de los siguientes elementos tendrá mayor carácter metálico:

a) ZLi= 3 b) ZB= 5 c) ZMg= 12 d) ZK= 19 e) ZCu= 29

II- Señalar el átomo de mayor tamaño, en cada uno de los siguientes pares:

a) Na – K b) Na – S c) Br – F d) Ba - I

4. Un elemento del grupo VA y período 3, cuantos protones tiene:

a) 5 b) 14 c) 15 d) 16 e) 17

5. En la tabla Periódica, los elementos con mayor afinidad electrónica se encuentran:

a) en el centro

b) en la parte superior izquierda


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c) en la parte inferior izquierda

d) en la parte superior derecha.

6. Marque la respuesta correcta y defina la propiedad elegida: La energía necesaria para

arrancar un electrón de un átomo se denomina:

a) Afinidad electrónica

b) Electronegatividad

c) Potencial de ionización

d) Ionización

7. Se tiene dos elementos A y B. El elemento A tiene Z= 37 y el elemento B tiene Z=30.

Sobre la base de estos datos responder:

a) A y B están en el mismo período

b) A tiene valencia 2

c) B tiene mayor radio atómico

d) A es representativo y B de transición

e) A y B son representativos

8. Dados los elementos Na y S; revise las siguientes características planteadas en forma

comparativa y señale la que considere INCORRECTA:

a) tamaño atómico Na > S

b) energía de ionización Na < S

c) Afinidad electrónica Na > S

d) Electronegatividad Na < S

9. Señale si son correctas o no las siguientes afirmaciones (justificar):

a) el elemento de Z= 33 tiene mayor radio atómico que el de Z= 51.

b) el elemento de Z= 51 tiene mayor radio atómico que el de Z= 38.

c) el elemento de Z= 86 tiene mayor radio atómico que el de Z= 85.

10. Utilizando la escala de Pauli, ordene los siguientes elementos en orden creciente de

electronegatividad: F, O, Li, N, Fr, C, H.


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11. En la unión covalente los átomos:

a) transfieren electrones c) ganan electrones

b) comparten electrones d) ceden electrones

12. La electronegatividad es la capacidad que posee un átomo para:

a) repeler electrones c) atraer electrones

b) compartir electrones d) transferir electrones

13. Cuando el par de electrones compartidos es aportado por uno sólo de los átomos la

unión es:

a) iónica c) covalente no polar

b) covalente polar d) covalente coordinada

14. En relación con los átomos que poseen las siguientes configuraciones electrónicas:

a) 1s2 2s2 2p3

b) 1s2 2s2 2p5

c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

Podemos afirmar que (marcar lo que No corresponda):

I- b y c pueden combinarse mediante enlace iónico.

II- a y b forman combinaciones mediante enlace covalente.

III- Al formar un enlace iónico, la configuración c adquiere la estructura del gas del

idéntico número cuántico principal

IV- La configuración a presenta la posibilidad de tres enlaces covalentes simples.

15. Indicar si las siguientes opciones referidos al compuesto de fórmula Cl2O son

verdaderas (V) o falsas (F):

a) Presenta solo uniones covalentes simples.

b) Tiene uniones covalentes polares.

c) Es buen conductor de la electricidad.

d) Tiene puntos de fusión y ebullición muy elevados.


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16. Dados dos elementos de Z=9 y Z=20 respectivamente.

a) ¿Qué tipos de enlace formarán?

b) Represente la estructura de Lewis

17. El carbono tiene cuatro electrones de valencia y el azufre tiene seis. Cuando se

combinan entre sí se obtiene un compuesto de fórmula:

a) S2C

3 b) S2C

2 c) S3C

4 d) SC2 e) S

2C

18. ¿Cómo representaría los enlaces entre los átomos que forman el ácido clórico?

Coloque los nombres de cada enlace.

19. Para las siguientes especies químicas : a) NH3 , b) SH2 , c) H2O ;

a) Represéntelas mediante fórmulas de Lewis-

b) Analice cada enlace, determinando si es predominantemente iónico o covalente y

diga de cada molécula si es lineal, angular o espacial.

c) Diga teniendo en cuenta todas las uniones, en cada especie, si la molécula

resultante es polar o no y por qué.

20. Dadas las siguientes moléculas: CaCl2 ; Cl

2 ; CaO; KI ; SO

3

a) De que tipo son los enlaces entre los átomos.

b) Represente las estructuras de Lewis

21. Que uniones hay entre el O y el Ca en el CaCO3. Represente su estructura de Lewis.

22. Que tipo de uniones hay entre el O y el Na en el Na2SO

4

a) Covalentes simples

b) Covalentes dativas

c) Electrovalentes

d) Covalentes dobles

e) Covalentes simples y dativas


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23. Cuales de las siguientes relaciones son correctas:

a) Agua (g) --------------- puentes de hidrógeno

b) Azufre --------------- conductor

c) Sólido conductor --------------- Na

d) Sólido no conductor --------------- KCl

24. Determine cuales de las siguientes sustancias pueden considerarse iónicas y cuales,

covalentes:

a) Bromuro de Hidrógeno (HBr) b) Cloruro de Berilo ( BeCl2)

c) Dióxido de carbono (CO2) d) Fluoruro de estroncio (SrF2)

e) Fosfina ( PH3) f) Óxido de potasio ( K2O)

g) Oxígeno (O2)

25. Escribir las estructuras de Lewis de los siguientes compuestos, determinado primero si

son iónicos o covalentes:

a) Cloruro de cesio b) Fluoruro de calcio

c) Óxido de sodio d) Nitruro de calcio

26. Escribir las estructuras de Lewis de las siguientes especies, señalando en cada caso las

uniones covalentes simples, dativas y las uniones iónicas:

a) NaNO3

b) K2SO4

c) Clorato de aluminio

d) Ácido nítrico

e) Oxígeno

27. Indique verdadero o falso y justifique:

a) Los metales ganan electrones fácilmente

b) En la unión covalente se comparten electrones

c) Los gases nobles forman uniones covalentes con otros no metales

d) El hidrógeno trata de completar 8 electrones en su última órbita.


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28. Completar el siguiente cuadro marcando con (X) la opción más correcta para cada

molécula

Molécula Unión

iónica

Iónica y

covalente

pura

Unión iónica y

covalente pura

y dativa

Covalente

pura

Covalente

pura y

dativa

Bromo

Zn (OH)2

SO3

Cloruro de

potasio

CaSO4


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Tema 7: GASES. Ecuación General de Estado o de los gases ideales. Mezcla de gases.

Cálculos, ejercicios y problemas.

1. Cierta cantidad de gas ocupa un volumen de 76,8 cm3 a la presión de 772 mmHg. ¿Cuál

será su volumen a la presión de 760 mmHg y a la misma temperatura?

2. Una masa dada de gas ocupa un volumen de 240 litros a una presión de 1,25 atm a una

dada temperatura:

a) ¿Cuál será el cambio de volumen si la presión se eleva a 1,75 atm a la misma

temperatura? Represente la transformación en un gráfico P-V y en uno V-T.

b) ¿Qué volumen ocuparía el doble de la masa de gas en esta última presión?

3. ¿Qué volumen ocupará una masa de 25 g de O2 a 20ºC y una presión de 0,88 atm?

4. Calcular el número de moles que hay en una muestra de un gas ideal cuyo volumen es

de 0,452 l a 87°C y 0,602 atm de presión

5. Dado el siguiente gráfico:

6. Un mol de gas ideal se encuentra en el estado 1 con V1= 8,2 l y T1= 100 ºK

a) Calcule P1

b) Calcule P2 si V2 = 4,1 l

c) Calcule T3 si V3 = V2 y P3 es = a 3 P2

d) Represente las transformaciones en un diagrama P-V.

7. Un mol de oxígeno esta contenido en un recipiente de 5 litros a una temperatura de

100°C:

• Diga que tipo de transformación es a -- b , b - c y c - a

• Represente las transformaciones

en un diagrama P-T y P-V


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a) ¿Que presión deberá ejercerse para comprimirlo a la mitad, manteniendo constante la

temperatura?

b) ¿Cual será la temperatura Celsius máxima permitida, si esta cantidad de oxígeno se

mantiene en 5 l a una presión no superior a 3 atm?

c) ¿Que capacidad se requerirá para mantener esta misma cantidad, si las condiciones

se fijasen en 100°C y 3 atm?

Represente las transformaciones en un gráfico V-P.

8. Una masa de gas ocupa un volumen de 0,6 litros a 25 ºC. Si la presión se mantiene

constante, ¿cuál será el volumen de dicha masa de gas a -5 ºC? Represente la

transformación en un gráfico V-T y en uno P-V.

9. Un mol de gas ideal inicialmente a 27ºC y 1 atm de presión, ocupa un volumen de 30 l.

a) Si a T constante aumenta P al doble. Calcular el V.

b) Si a V constante (en el estado a) disminuye la T a la mitad. Calcular P.

c) Si a P constante (en el estado b) aumenta el volumen al doble. Calcular T.

Represente las transformaciones en gráficos P-V, V-T, P-T

10. Un mol de gas ideal que ocupa originalmente un volumen de 20 litros a la presión de

1,12 atm y 273 ºK experimenta las siguientes transformaciones:

a) Aumenta su volumen hasta duplicar el inicial a P constante.

b) Disminuye su volumen a T constante hasta duplicar su presión.

Represente dichas transformaciones en gráficos P-V, V-T y P-T

11. Suponiendo al dióxido de azufre un gas ideal, calcule la densidad del mismo en CNPT y

compárela con la obtenida a 25°C y 300 mm de Hg.

12. Un estudiante recoge gas natural en un recipiente de 250 ml a 25 °C, hasta que la

presión del gas es de 0,72 atm. Luego la muestra es pesada determinándose que la

masa fue de 0,118 g. A partir de estos datos, calcule la masa molecular del gas.

13. Si se tiene 10 g de nitrógeno cuyo Mr es de 28g/mol, a una presión de 1 atm y a una

temperatura de 27°C. Determinar la densidad del gas , suponiendo comportamiento ideal.


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14. Calcular la densidad en g/l de gas O2 a 30 ºC y 750 mmHg de presión suponiendo

comportamiento ideal. ¿Cuántas moléculas habrá en un volumen de 22,4 l de dicho gas

en las condiciones anteriores, y cuántas en CNPT en el mismo volumen?

15. Una muestra de cloroformo de 0,5280 g de masa se recoge en forma de gas en un

matraz de 127 ml de volumen. A 75 °C la presión en el matraz es de 754 mmHg.

Calcular el Mr del cloroformo.

16. 0,896 g de un compuesto gaseoso ideal que contiene solamente nitrógeno y oxígeno

ocupan 524 cm3 a una presión de 730 torr y una temperatura de 28°C . ¿cuáles son el Mr

y la fórmula molecular del gas? (760 mmHg = 760 Torr)

17. Calcular la densidad en g/l del gas O2 a 30 ºC y 750 mmHg de presión suponiendo

comportamiento ideal.

a) ¿Cuántas moléculas habrá en un volumen de 22,4 litros de dicho gas en las

condiciones anteriores?

b) ¿Cuántas en el mismo volumen pero en CNPT?

18. En un sistema cerrado, con tapa móvil, cuyo volumen es 0.452 dm3, hay un gas a un a

presión de 628.1 hPa y temperatura 87.0º C.

a) ¿cuál es el volumen a 1.00 atm y 0º C?

b) ¿Cuántos moles de gas hay en el sistema?

c) ¿Cuál es volumen molar del gas en ambas condiciones?

Datos: 1 atm = 1013,25 hPa

19. Se ensaya un tanque que resiste una presión máxima de 10 atm. Para ello se lo llena de

aire a 0º C y 6 atm. Calcular si el tanque resiste si una vez lleno se lo calienta hasta una

temperatura de 200 º C. (Deje registrado los cálculos).

20. El hielo seco es CO2 sólido. Una muestra de 0,050 kg de hielo seco se coloca en un

recipiente vacío, cuyo volumen es de 4,6 litros a 30º C. Calcule la presión dentro del

recipiente después de que todo el hielo seco se haya convertido en gas.


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21. Un gas ideal a 650 mmHg de presión ocupa una ampolla de volumen desconocido. Se

retiró cierta cantidad de gas, que se encontró que ocupaba 1,52 cm3 a la presión de 1

atm. La presión de gas restante en la ampolla fue 600 mmHg, suponiendo que todas las

medidas fueron hechas a la misma temperatura, calcule el volumen de la ampolla.

22. Un tanque de hierro contiene gas He a una presión de 136 atm y una temperatura de

25ºC. Suponiendo que dicho tanque se encuentra en un edificio que se incendia,

determine si explotara antes de fundirse. La presión máxima que puede soportar es de

500 atm y el punto de fusión del hierro es de 1535ºC. Justifique los cálculos.

23. Se abre la válvula que conecta un tanque de 5 l, en el que la presión del gas es de 9

atm, con un tanque de 10 l que contiene gas a 6 atm, y se deja establecer el equilibrio a

una temperatura constante. ¿cuál es la presión final en los dos tanques?

24. Una mezcla de 1 gramo de dióxido de carbono y 4 gramos de monóxido de carbono está

contenida en un recipiente a 17 ºC y a una presión de 0,1 atm. Calcular:

a) El volumen de dicha mezcla.

b) La de presión parcial cada gas DATOS: Ar C = 12 , Ar O = 16 Pp = Pt . Xp

25. Una mezcla de 2 g de CO2 y 4 g de CO está contenida en un recipiente de 17 ºC y una

presión de 700 mmHg. Calcule el volumen del recipiente y la presión parcial de cada

gas.

26. La composición en volumen del aire seco es: 78% de nitrógeno, 20,8% de oxígeno y

1,2% de otros gases. Calcule las presiones parciales en atm en un tanque de aire seco

comprimido a 10 atm.

27. Un termómetro de gas hidrógeno a 0 ºC tiene un volumen de 100.0 cm3 cuando se

sumerge en cloro líquido hirviente, el volumen del hidrógeno a la misma presión es de

87.2 cm3. Encuentre la temperatura del punto de ebullición del cloro en ºK y en ºC.

28. Una muestra de 370 cm3 de oxígeno se recogió sobre agua a 15ºC y una presión

barométrica de 0.992 atm. Que volumen ocuparía esta muestra seca en CNPT?


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29. En un recipiente de 10.dm3 hay 0.50 moles de moléculas de oxígeno (O2). La

temperatura es 1200 °K. Calcular en atm y en hPa (h ectopascal) la presión la que está

sometido el gas.


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Tema 8: Soluciones. Cálculos con distintas medidas de con centración: Molaridad,

Normalidad, Molalidad, %m/m, % m/v, % v/v. Pro piedades coligativas.

1. Calcular la masa de soluto necesaria para preparar las siguientes soluciones:

a) 2 litros de solución de Na(OH) 2 M

b) 4,2 litros de solución de H2SO4 3 %m/v

c) 250 ml de solución de AgNO3 0,35 N

d) 550 g de KCl al 25 %m/m

2. ¿Qué masa de soluto se necesita para preparar:

a) 2,5 l de solución de Na(OH) 1,20 M

b) 50 ml de solución de AgNO3 0,01 M

c) 400 ml de solución de Zn(OH)2 0,5 M

3. Calcular los equivalentes gramos de: a) Ca(OH)2; b) Al(OH)3; c) Na2SO4

4. Calcular las concentraciones molares y normales de las disoluciones que se obtienen

disolviendo:

a) 3 g de K(OH) en 100 ml de solución

b) 28 g de H3PO4 en 500 ml de disolución

c) 1,496 g de Na2CO3 en 900 ml de solución

5. Se quiere preparar una solución de NaCl al 12% m/m y se dispone de 63 g de sal (Mr:

58,5). ¿Qué cantidad (en gramos) de agua requiere?

6. Una solución está formada por 20 cm3 de etanol y 200 cm3 de metanol. Expresar su

concentración en %v/v.

7. Se requieren preparar 500 cm3 de solución acuosa de H2SO4 al 30% m/m. ¿Qué masa

de soluto se necesita si la densidad de la solución es 1,20 g/ml? (Mr H2SO4: 98).

8. Se disuelven 14 g de ácido en 1000 g de agua. La densidad de la solución es 1.06 g/cm3.

Expresa la concentración en gramos de ácido por litro de solución.


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9. A una cierta temperatura, la solubilidad de una sal es de 60% m/v. Calcular para esa

misma temperatura cuántos gramos de sal admiten 3 litros de esa solución.

10. Calcular la M y N de una solución de NaOH formada cuando se adicionan:

a) 40 g a 200 ml de solución

b) 100g a 100 ml de solución

c) 200 g a 500 ml de solución

d) 200 g a 1000 ml de solución

11. Una solución acuosa de HCl tiene 35 %m/m y una δ = 1,25 g/ml. ¿Cuáles son la m y M?

12. ¿Cuál será la fracción molar de cada componente en cada una de las siguientes

soluciones?

a) 30% m/m metanol (CH3OH); 25 % m/m etanol (C2H5OH) y 45 % m/m de H2O.

b) 10 g de ácido acético (CH3COOH) en 125 g de H2O.

13. Al mezclar 66,7 g de CaBr2 con 100 g de H2O se obtuvo una solución cuya densidad

resultó ser igual a δ = 1,42 g/ml. Calcular la concentración de la solución en las

siguientes unidades:

a) % m/m b) % m/v c) M

14. ¿Cuántos gramos de CaCl2 deberán añadirse a 300 ml de agua para preparar una

solución 2,46 molal? δ H2O= 1g/ml.

15. Calcular la concentración expresada en M, N, gramos por litro y %m/v de una solución

formada por: 26,5 g de Na2CO3 en 500 ml de solución.

16. A partir de una solución de ácido nítrico comercial (63% m/m) de densidad 1.4 g/ml se

desea preparar 4 litros de solución 1 normal. ¿Cuántos ml de ácido se necesitan?

17. Dadas las siguientes soluciones:

a- 600 g de solución acuosa de CaCl2 12% m/m.


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b- Se diluyen 500 cm3 de solución acuosa de CaCl2 1 m (d= 1.05 g/cm3) con 500 g de

H2O.

c- Se mezclan 180 g de solución acuosa CaCl2= 12.5 % m/v (d= 1.02 g/cm3).

Indicar si las siguientes proposiciones son verdaderas o falsas, justificando las

respuestas:

I. La solución c) es la menor concentración y es 1.17 m.

II. El número de átomos de cloro en la solución a) es 3.9 x 1023.

III. La solución b) también se podría preparar con 562 g de H2O y 463 g

de solución a)

IV. La densidad de la solución b) es 1.025 g/cm3.

18. Una solución de H2SO4 comercial tiene 92,77 % (m/m) y una d= 1,827 g/ml. Calcular :

a) la normalidad b) la molaridad c) la fracción molar del ácido concentrado

d) el volumen de ácido concentrado y el volumen de agua que se necesita para

preparar 10 litros de H2SO4 3 N.

19. Calcular el volumen de ácido para baterías (densidad 1.28 g/ml y 37.30% en masa de

H2SO4 puro) que se puede preparar a partir de 10 l de una solución concentrada acuosa

de sulfato (VI) de hidrógeno de densidad 1.83g/ml y 92.00% m/m.

Calcular la concentración molar de la solución obtenida.

20. El HNO3 se vende con una concentración del 69 % y con una d = 1,41 g/cm3 a 20 º C.

Calcular :

a) el volumen de HNO3 concentrado que se necesitan para preparar 500 cm3 de

ácido 6 M

b) el volumen de agua que se necesitan para completar los 500 cm3.

21. Si se mezclan 200 ml de una solución de hidróxido de sodio 4 M y 300 ml de una

solución 6M del mismo soluto, cuál será la molaridad resultante?

(Considerar volúmenes aditivos)

22. Se hacen reaccionar 4.95 g de H3PO3 (91% de pureza) con 500 cm3 de solución de

HNO3 0.63% m/v, según:


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4 H3PO3 + 2 HNO3 4 H3PO3 + N2O (g) + H2O

Calcular:

a) La masa que quedó sin reaccionar del reactivo que está en exceso considerando un

rendimiento del 100%.

b) La masa H3PO3 obtenida, suponiendo que el rendimiento es del 80%.

c) El número de átomos de nitrógeno contenidos en el N2O gaseoso, obtenido si el

rendimiento es del 80%.

d) La presión que ejercerá el N2O gaseoso, si se lo recoge en un recipiente de 2 dm3 a

27º C.

23. Observar las siguientes curvas de solubilidad que representan a las sales que

llamaremos a y b.

g. sal/ 100 g H2O

b

80 - a

60 -

40 -

20 - 0 ºC

20 40

Responder:

a- A 20º C ¿cuál de las 2 sales es más solubles?

b- Si se trata de disolver 90 g de la sal b a 40º C en 100 g de agua ¿el sistema

que resulta es homogéneo o heterogéneo? ¿Por qué?

c- ¿A qué temperatura las 2 sales presentan la misma solubilidad?

24. Calcular el punto de ebullición de 100 g de solución de urea CO(NH2)2 que contiene 18 g

de soluto. Datos: mol de urea= 60g/mol K H2O = 0,52 ºC Kg/mol.

25. La temperatura de congelación del benceno puro es 5,40 ºC. Cuando se disuelve 1,15 g

de naftaleno en 100 g de benceno, la solución resultante tiene un punto de congelación

de 4,95 ºC. La constante de descenso molal del punto de congelación del benceno es

5,12. ¿Cuál es el peso molecular del naftaleno?


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51

26. Una solución contiene 25 g de glucosa en 500 g de agua. Calcular el descenso de la

presión de vapor de la solución a 30 ºC.

Datos: Pv H2O a 30º C = 31,82 mmHg - (Ley de Raoult ∆P= Pºsv . Xst )

27. Se sabe que las diferencias de temperatura entre el día y la noche en los desiertos son

muy acentuadas. Si se desea atravesar en un auto, ¿por qué es conveniente agregar

glicerina al agua del radiador?

28. Una muestra de 5,50 g de un compuesto, cuya fórmula empírica es C3H3O, disuelta en

250 g de benceno produce una solución cuyo punto de congelación es 1,02 ºC inferior

del benceno puro. Determinar: (a). El Mr, (b)- la fórmula molecular de este compuesto.

29. Una solución que contiene 16,9 g de una sustancia no disociable en 250 g de agua, tiene

un punto de congelación de -0,744 ºC. La sustancia esta compuesta por 57,2 % de C,

4,7 % de H y 38,1 % de O. ¿Cual es la fórmula molecular del compuesto?

Datos: Kc H2O = 1.86 ºC kg/mol

30. ¿Cuántos gramos de glucosa, C6H12O6 (un soluto no disociable) se requieren para

aumentar la temperatura de 150 g de agua en 0,750 ºC? ¿Cuál será el punto de

ebullición de esta solución?

31. Una disolución supuesta ideal de glicerina, C3H8O3, en agua que contiene un 30% de

glicerina, está en equilibrio con el aire. Calcular la humedad relativa del aire.

32. Determinar el Mr de un compuesto, si disolviendo 7 g del mismo en 50 g de benceno, la

congelación se produce a 2.95º C. El benceno congela 5.5º C y la constante K para el

benceno vale 5.1

33. Al disolver 4.5 g de un compuesto en 500 g. de agua se observó un descenso

crioscópico de 0.186 ºC. ¿Cuál es el Mr del compuesto?

Datos: Kc H2O = 1,86 ºC kg/mol

34. Al disolver 16 g de alcohol metílico en 1 litro de agua, la solución hierve a 100.26 ºC.

Hallar el Mr de alcohol Metílico. Datos: Ke H2O = 0,52


QUIMICA

52

35. Se ha preparado una solución de 2.4 g de un soluto en 120 g de benceno. El ascenso

ebulloscópico observado fue de 1.34 ºC ¿Cuál es el Mr del soluto? (K: 2.67)

36. Al disolver 13,03 g de un no electrolito en 400 g de éter dietílico (C2H5)2O, la

temperatura de ebullición se eleva en 0,453 k. Determinar la masa molecular del soluto.


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53

Tema 9: Equilibrio químico - Equilibrio iónico - Entalpía - Termodinámica química.

1. Dadas las siguientes reacciones químicas:

a) 4 HCl (g) + O2 (g) 2 H2O (g) + 2 Cl2 (g)

b) 2 HCl (g) + ½ O2 (g) H2O (g) + Cl2 (g)

c) CO (g) + 2 H2 (g) CH3OH (g)

d) Zn (s) + CO2 (g) ZnO (s) + CO (g)

e) ZnO (s) + CO (g) Zn (s) + CO2 (g)

f) C (s) + H2O (g) H2 (g) + CO (g)

g) C (s) + H2O (g) + H2 (g) CH3OH (g)

1.1- Plantee las constantes de equilibrio para cada una de ellas.

1.2- Indique las relaciones existentes entre: K(a) y K(b) y entre d y e.

1.3- Exprese K(g) en función de K(f) y K(c)

1.4- Prediga el efecto que tendrán sobre el valor de la constante de equilibrio y sobre la

composición del sistema de equilibrio, un aumento de la temperatura (Busque en tablas

los datos que necesite).

2. El NO2 (gas pardo rojizo) se combina consigo mismo para formar N2O4 (gas incoloro).

Una mezcla que está en equilibrio a 0 ºC es casi incolora, mientras que a 100 ºC toma

color pardo rojizo. Para la siguiente reacción en sentido directo:

2NO2 N2O4

Indicar si es exotérmica o endotérmica, justificando su respuesta.

3. La reacción para producir amoníaco a partir de N2 e H2 es exotérmica.

N2 (g) + 3 H2 2 NH3 (g)

Se tiene una mezcla de gases en equilibrio. Indica cuál será el efecto sobre la formación

de NH3 si:


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a) Se agrega N2

b) Disminuye la temperatura

4. A temperatura constante se estudia la reacción:

4NH3 (gas) + 3 O2 (gas) 2N2 (gas) + 6H2O (gas)

Indica qué sucederá al sistema si:

a) se agrega O2 (gas)

b) se agrega N2 (gas)

c) se elimina H2O (gas)

d) se elimina NH3 (gas)

5. Para el siguiente sistema de equilibrio:

SO2 (g) + Cl2 (g) SO2Cl2 (g)

Prediga como cambiaran la posición del equilibrio si a temperatura constante:

a) se agrega Cl2 del sistema

b) se retira SO2Cl2

c) se elimina SO2 del sistema

6. Al calentar bicarbonato de sodio en un recipiente cerrado se establece el siguiente

equilibrio:

2NaHCO3 (s) Na2CO3 (s) + H2O (g) + CO2 (g)

¿Qué sucedería a la posición de equilibrio si a temperatura constante:

a) se retira del sistema algo del CO2?

b) Se retira algo del Na2CO3 sólido del sistema?

c) Se retira algo del NaHCO3 sólido del sistema?

7. En un recipiente cerrado de 18 l a 750 ºC, se encuentran en equilibrio: 1.1024 moléculas

de sulfuro de hidrógeno; 2,74 g de hidrógeno y 2,88.10-5 moles de azufre biatómico.

Establecer Kc para el equilibrio representado por:


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SH2 (g) H2 (g) + ½ S2 (v)

8. En un recipiente de 10 litros, se mezclan un mol de C y un mol de CO2 a 1.000 ºC para

que reaccionen según:

C (s) + CO2 (g) 2 CO (g)

Una vez alcanzado el equilibrio, quedan 0,2 moles de C sin reaccionar.

a) Calcule Kc a 1.000 ºC.

b) Calcule la concentración de CO en equilibrio con 12 g de C y 0,05 mol/litro de CO2 a

1.000 ºC.

9. Una solución 0,07 M de un ácido monoprótico débil, contiene 2.10-4

mol/l de cationes

hidrógeno. Calcular:

a) constante de ionización para el ácido

b) porcentaje de ionización (disociación).

10. Indicar si la reacción química representada más abajo es una reacción exotérmica o

endotérmica calculando la variación de entalpía o calor de reacción:

C2H4 (g) + 3O2 (g) 2 CO2 (g) + 2 H2O

Hf = C2H4: 12 Kcal/mol

O2: 0

CO2 (g): -94,30 Kcal/mol

H2O (l) : -68,27 Kcal/mol

11. Calcular la cantidad de calor que se obtiene por la combustión de 2,4 Kg de carbón.

C (s) + O2 (g) CO2 (g) ∆H c = -94,30 Kcal/mol

12. El ∆H combustión del etanol (l) es de -327 Kcal/mol. Calcular su Hf conociendo los Hf de

las sustancias que intervienen en la ecuación de combustión.

C2H5OH (l) + 3O2 (g) 3 H2O (l) + 2 CO2 (g)


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13. Calcular el ∆Hf del propano a partir de su calor de combustión que es ∆Hc: -530,605

Kcal/mol.

C3H8 (g) + 5 O2 (g) 4 H2O (l) + 3 CO2 (g)

14. La hidrazina (N2H4) se utiliza como combustible para cohetes. La ecuación termoquímica

para la combustión es:

N2H4 (l) + O2 (g) N2 (g) + 2 H2O (l) ∆Hc:-622 KJ/mol

¿Qué cantidad de calor es liberada en la combustión de 1 Kg de hidrazina?

15. El calor de combustión del acetileno (C2H2) es - 1.256 KJ/mol. ¿Qué cantidad de calor

se libera cuando se consume 1 Kg de acetileno en un soplete?

16. Calcular el calor que se intercambia en la siguiente reacción, aplicando la ley de Hess.

CO (g) + H2O (g) CO2 (g) + H2 (g)

Disponiendo de los siguientes datos:

2 CO (g) + O2 (g) 2 CO2 (g) ∆H = -135,272 Kcal/mol

H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (g) ∆H = - 57,598 Kcal/mol

17. Calcule, mediante los datos que se dan a continuación, el calor de formación de n-

butano (C4H10) (g).

C(s) + H2O (g) CO (g) + H2 (g) ∆H = 31,38 Kcal/mol

C4H10 (g) + 4 H2O (g) 9 H2 (g) + 4 CO (g) ∆H = 155,34 Kcal/mol

18. Calcular la entalpía de formación del Ca(OH)2 (s) a partir de los siguientes datos:

H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (l) ∆H = - 68,3 kcal

CaO (s) + H2O (l) Ca (OH)2 (g) ∆H = -15,3 kcal


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Ca (s) + ½ O2 CaO (s) ∆H = - 151,8 kcal

19. Sabiendo que el calor de combustión del metano es – 212,8 kcal/mol. Calcular:

a) El calor liberado cuando 5 litros de metano a 25 ºC y 1 atm de presión, se

quema en el aire.

b) Los moles de oxígeno necesarios para que la combustión de esos 5 litros de

CH4 (g), sea completa.

20. Utilizando la ley de Hess, calcule el valor de ∆H para la reacción:

3 Fe (s) + 4 H2O (g) Fe2O3(s) + 4 H2 (g)

Datos:

FeO (s) + H2 (g) Fe(s) + H2O (g) ∆H: 24,7 KJ/mol

3 FeO (s) + ½ O2 (g) Fe3O4 (s) ∆H= -317 KJ/mol

H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (g) ∆H =-241 KJ/mol

21. Establecer la relación entre Kc y Kp para equilibrios en sistemas homogéneos gaseosos.

22. La solución 0,1 M de ácido cloroso contiene 2,8.10-2

mol/l de hidrogeniones. Calcular Ka

25ºC.

23. Calcular pH y pOH de las siguientes soluciones:

a) concentración molar de hidrogeniones = 10-2

mol/l

b) Concentración de hidrogeniones = 4 . 10-2

g % ml solución

c) Solución 10-1

M de ácido clorhídrico (100%)

d) Solución de ácido cianhídrico de concentración 5,4.10-3

g % ml sc. y K = 4.10-10 mol/l

(HCN)

e) Concentración molar de oxhidriliones = 10-4 mol/l

f) Concentración % de oxhidriliones = 1,7.10-3 g % ml sc.

24. Calcular las concentraciones molares de hidrogeniones y oxhidriliones en una solución

de pH=9


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25. En una disolución de NaOH, la concentración de OH- es de 1,9 x 10-4. Calcule el pH de

la disolución.

26. ¿Cuántos gramos de hidróxido de potasio se deben disolver en 200 ml de solución para

que el pH sea igual a 10?

27. Un ácido monoprótico débil de concentración 10-2 molar tiene pH= 5. Calcular:

a) porcentaje de disociación

b) constante de ionización

c) pK

28. La disociación del dióxido de nitrógeno, en óxido nítrico y oxígeno, tiene lugar en un

recipiente cerrado a 327 ºC. Las concentraciones molares de los tres gases en equilibrio

son: [NO2] = 0,0146; [NO] = 0,00382 y [O2] = 0,00191, en moles por litro.

Hallar las constantes Kc y Kp para la disociación del dióxido de nitrógeno a 327ºC.

La ecuación correspondiente a este proceso es 2 NO2 = 2 NO + O2

29. Un matraz se llena con metano a 0ºC y presión de 1,00 atm. Al calentar a 1.000 ºC la

presión se eleva rápidamente a 4,66 atm (Ley de Charles-Gay Lussac) pero incrementa

después hasta llegar a 6,34 atm debido a la disociación parcial del metano en carbono

(sólido) e hidrógeno.

Calcular las constantes de equilibrio Kc y Kp para el proceso:

CH4(g) = C(s) + 2 H2(g) a 1.000 º C.

30. En un matraz de 1,000 litro se colocan 0,0200 moles de pentacloruro de fósforo, Cl5P,

sólido (4,166 g), se cierra, se hace el vacío y se calienta a 200 ºC. El Cl5P se volatiliza y

se disocia en un 46,2% en tricloruro de fósforo, Cl3P, y Cloro, Cl2, Calcular el

desplazamiento del punto de equilibrio si se agrega al matraz, a la misma temperatura,

0,0100 moles de cloro (0,7091 g).

31. A 627 ºC la constante de equilibrio Kp, para la descomposición del etano en etileno e

hidrógeno según la ecuación C2H6 = C2H4 + H2, es 0,0501 atm. Calcular la fracción de

etano descompuesto, al hacerlo pasar a dicha temperatura y presión de 0,5 atm, sobre

un catalizador apropiado de deshidrogenación.


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32. Dada la ecuación

P Cl 5(g) PCl3 (g) + Cl2 (g)

Se calienta una cantidad determinada de PCl5 en una vasija de 12 litros a 250 ºC. En el

equilibrio la vasija contiene 0,21 moles de PCl5, 0,32 moles de Cl2 y 0,32 moles de PCl3.

Calcular la constante de equilibrio K, para la disociación de PCl5 a 250 ºC, si se expresa

la concentración en moles por litro.

33. El iodo y el cloro se combinan para formar monocloruro de iodo, cuya reacción deberá

plantear. La constante de equilibrio es a 464ºC de 640.

Si se inicia con un mol de yodo y un mol de cloro en un recipiente de un litro a 464 ºC,

¿qué fracción del yodo se convierte en cloruro de yodo?


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Tema 10: Reacciones de oxido-reducción (Redox). Número de oxidación. Método del

ión electrón.

1. Calcule el número de oxidación de cada uno de los átomos, en las siguientes especies:

H2O , CuSO4 , Fe(NO3)3 , KMnO4 , NH4+ , BO3

-3 , Cr(OH)3 , Cr2O7-2 , BrO3

- , S2O32- ,

Na2SO3 , I2 , ClNa

2. Indicar en cada una de las siguientes reacciones:

a) el elemento que se oxida

b) el elemento que se reduce

c) la sustancia que actúa como oxidante

d) la sustancia que actúa como reductora

I) 2 FeCl2 + Cl2 2 FeCl3

II) SnO2 + 2 CO Sn + 2 CO2

III) CdS + I2 + HCl CdCl2 + HI + S

IV) 2 Al + Fe2O3 Al2O3 + 2 Fe

V) 3 CO + Fe2O3 3 CO2 + 2 Fe

VI) SnO2 + 2 H2 Sn + 2 H2O

VII) 2 Cu + O2 2 CuO

VIII) 2 Mo + 5 Cl2 2 MoCl5

IX) 4 NH3 + 5 O2 4 NO + 6 H2O

X) 2 HCl + 2 HNO3 2 NO2 + Cl2 + 2 H2O

3. Balancear por el método del ión-electrón, indicando cada paso del procedimiento y el

elemento que se oxida y el que se reduce:

AgCl + Na2CO3 Ag + NaCl + CO2 + O2

4. Complete e iguale por el método del ión electrón las siguientes reacciones químicas:

I) En medio ácido

a) Cl2 + HBr HCl + Br2

b) Br2 + HI HBr + I2


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c) Zn + HCl ZnCl2 + H2

d) HNO3 + Cu Cu(NO3)2 + H2O + NO2

e) KMnO4 + HCl MnCl2 + Cl2 + H2O + KCl

f) MnO2 + HCl MnCl2 + Cl2 + H2O

g) H2S + FeCl3 FeCl2 + HCl + S

h) HNO3 + Zn Zn(NO3)2 + NH4NO3 + H2O

i) KMnO4 + H2O2 + H2SO4 MnSO4 + O2 + K2SO4 + H2O

j) H2O2 + KI + H2SO4 K2SO4 + I2 + H2O

k) KIO3 + KI + H2SO4 K2SO4 + I2 + H2O

II) En medio básico

a) KClO + KCrO2 + KOH KCl + K2CrO4 + H2O

b) H2O + P4 + KOH PH3 + KH2PO3

c) KMnO4 + Fe(OH)2 + H2O MnO2 + Fe(OH)3 + KOH

d) K2CrO4 + K3AsO3 + H2O Cr(OH)3 + AsO4K3 + KOH


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TABLA CON VALENCIAS

METALES NOMBRE SIMBOLO VALENCIAS

Litio Li 1 Sodio Na 1 Potasio K 1 Plata Ag 1 Magnesio Mg 2 Calcio Ca 2 Bario Ba 2 Zinc Zn 2 Aluminio Al 3 Cobre Cu 1 y 2 Mercurio Hg 1 y 2 Oro Au 1 y 3 Cobalto Co 2 y 3 Hierro Fe 2 y 3 Níquel Ni 2 y 3 Cromo Cr 2 y 3 ( 6) Estaño Sn 2 y 4 Plomo Pb 2 y 4 Manganeso Mn 2 ,3 y 4 ( 6 y 7) Platino Pt 2 y 4 Antimonio Sb 3 y 5 Bismuto Bi 3 y 5 NO METALES

NOMBRE SIMBOLO VALENCIAS Cloro Cl 1 , 3 , 5 y 7 Bromo Br 1 , 3 , 5 y 7 Yodo I 1 , 3 , 5 y 7 Flúor F 1 Oxígeno O 2 Azufre S 2 , 4 y 6 Boro B 3 Carbono C 4 Silicio Si 4 Nitrógeno N 3 y 5 Fósforo P 3 y 5 Hidrógeno H 1


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ACTIVIDADES DE LABORATORIO El laboratorio no es más peligroso que otra aula, cuando se trabaja con precaución y se tiene un completo dominio de las técnicas a utilizar. Algunas de las precauciones son las siguientes: • En el laboratorio no se permite comer, beber y fumar. • Considere todo reactivo como peligroso, salvo que posea la instrucción necesaria para

utilizarlo. • Utilice los reactivos de acuerdo a las instrucciones dadas por el Jefe de Trabajos

Prácticos (JTP). • No toque directamente ninguna sustancia, no aspire ningún vapor o gas directamente;

en lugar de eso, puede hacer llegar el vapor o gas a su nariz con pequeños movimientos de su mano sobre la fuente de gas o vapor.

• No realice ningún experimento no autorizado. • En un ensayo químico en el cual se calienta el tubo de ensayo, evite orientar la boca del

tubo hacia su cuerpo o de su compañero, ya que el tubo puede producir salpicaduras. • Siempre coloque ácido sobre el agua , nunca agua sobre el ácido, ya que éste produce

calor, que hace hervir el agua y el ácido puede salpicar.( Reacción exotérmica) • Evite frotar sus ojos sin antes asegurarse de tener sus manos bien limpias. Instrucciones Básicas para realizar un Trabajo de L aboratorio 1. Lea la guía de prácticos antes de ir al laboratorio. 2. Trabaje en su grupo, salvo que le indiquen hacerlo de otra forma. 3. Trabaje conscientemente para evitar accidentes. 4. Elimine el exceso de reactivo, como se lo indique el JTP, nunca retorne el sobrante al

recipiente del cual lo obtuvo. 5. Para pipetear sostenga el recipiente de reactivo con la mano, su JTP le enseñará a

pipetear. Use la misma pipeta para tomar un mismo reactivo, nunca la misma pipeta para diferentes reactivos.

6. Use la cantidad de reactivo indicada. Evite usar reactivo en exceso. 7. Siempre que se indique usar agua en un experimento, use agua destilada, salvo que le

indiquen lo contrario. 8. Cuando deba pesar, no colocar directamente el reactivo sobre la balanza. 9. No pesar objetos calientes, los objetos para ser pesado deben estar a temperatura

ambiente. (Salvo que se indique lo contrario) 10. No colocar objetos calientes sobre la mesada, coloque estos sobre una tela de amianto o

sobre una almohadilla resistente al calor


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TRABAJO PRACTICO DE LABORATORIO Nº 1 MANEJO DE MATERIAL DE LABORATORIO Objetivos La finalidad del presente práctico es aprender el cuidado y empleo correcto del material de laboratorio más comúnmente usado, como así también algunas técnicas manuales de rutina como son PIPETEAR, DISOLVER, TRASVASAR Y ENRASAR . Limpieza del material: El material debe estar perfectamente limpio, para lo cual se debe proceder a un cuidadoso lavado con solución detergente, ayudándose con cepillos adecuados. Debe enjuagarse repetidamente con agua de la canilla, y por último con agua destilada. Si el material está bien limpio, no deben formarse gotas sobre las paredes interiores. Materiales Necesarios: A ) Material de vidrio calibrado o volumétrico: pipetas graduadas, matraces aforados, probetas, buretas. En ningún caso debe calentarse el material volumétrico. B ) Material de vidrio no calibrado: vaso de precipitación o beacker, erlenmeyer, tubos de ensayos, embudos, varilla de vidrio, ampolla de decantación, etc. C ) Material para sostén y calentamiento: soporte de Bunsen, aros metálicos, pinzas, gradillas, telas metálicas de amianto, trípodes, mecheros de Bunsen, Cápsulas de porcelana. D ) Sustancias: Drogas sólidas. Soluciones ácidas y alcalinas, agua destilada, fenolftaleína. Experiencia Nº 1 : MANEJO DE PIPETAS. ENRASE Procedimiento a) Llenar con agua una probeta de 100 ml. y proceder a pipetear usando alternativamente

pipetas graduadas, de 10, 5, 2 y 1 ml. hasta conseguir un escurrimiento lento y uniforme. Repetir la operación usando solución de KMnO4 Registrar en una hoja la secuencia de pipetas utilizadas para llegar a los 100 ml, expresando el volumen incorporado en cada caso.

b) Tomar una alícuota de 10 ml. de la solución de KMnO4 y colocarla en un matraz de 100 ml enrasando con agua destilada para obtener un dilución 1/10. Repetir hasta lograr un enrase correcto. Registrar las dificultades encontrada en cada oportunidad.

Experiencia N º 2 : DILUCION DE DROGAS SÓLIDAS. ENRASE Procedimiento a) Poner en un papel de filtro o vidrio de reloj una pequeña porción (aproximadamente

cuarta cucharadita) de cloruro de sodio. Trasvasar directamente la droga a un matraz de 250 ml usando para ello un embudo y una varilla de vidrio. Lavar escrupulosamente el embudo y la varilla con agua destilada y terminar de enrasar cuidadosamente. Esta técnica se usará con pequeñas cantidades de drogas fácilmente solubles.


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b) Colocar en papel de filtro o vidrio de reloj aproximadamente una cucharadita de droga sólida, se trasvasa cuantitativamente a un vaso de precipitación de 250 ml, disolver con una varilla de vidrio, trasvasar a un matraz de 250 ml y enrasar correctamente. Esta técnica se reservará para cantidades mayores de soluto o drogas de dilución más dificultosa.

En ambos casos registrar todos los datos Experiencia Nº 3 : MANEJO DE PIPETAS Y TUBOS DE E NSAYO. USO DE INDICADORES

Las sustancias denominadas Indicadores, son de gran importancia en química y constituyen la base para la realización de la neutralización.

Una solución de indicador es usada para determinar el punto cuando un ácido ha sido neutralizado por la base o viceversa. Un indicador adecuado cambia de color cuando concentraciones equivalentes de ácidos y base están presentes.

V. Procedimiento

1. En una gradilla, colocar cuatro tubos de ensayo y numerarlos. 2. Colocar en los tubos Nº 1 y Nº 2, con la ayuda de una pipeta de 2 ml, 1 ml de solución de

fenolftaleína. 3. Con una nueva pipeta, añadir 3 ml de solución de ácido clorhídrico, en el primer tubo. 4. En el segundo tubo, agregar 3 ml de solución de hidróxido de sodio con una nueva

pipeta. 5. Sacar del primer tubo 1 ml y agregarlo en el tubo Nº 3; luego añadir gota a gota 2 ml de la

solución del tubo 2. Observe los cambios que se producen. 6. Sacar del segundo tubo 1 ml y agregarlo en el tubo Nº 4, añadir gota a gota 2 ml de la

solución del primer tubo. Observar los cambios que se producen. 7. Agite en cada caso los tubos de ensayo para favorecer el contacto entre los líquidos. INFORME En la hoja de registro agregar la siguiente información: • Conceptos de pipetear, disolver, trasvasar y enrasar. • Dibuje los materiales de laboratorio observados. • Comente sobre las 3 experiencias realizadas.


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TRABAJO PRACTICO DE LABORATORIO Nº 2 SISTEMAS MATERIALES CONTENIDOS TEMATICOS METODOS DE SEPARACION (Sistemas heterogéneos) ♦ DISOLUCION ♦ FILTRACION ♦ CALCINACION ♦ DECANTACION METODOS DE FRACCIONAMIENTO (Sistemas homogéneos) ♦ DESTILACION ♦ RECRISTALIZACION Experiencia N º1 Objetivos • Separar las fases del sistema sulfato cúprico-arena mediante una DISOLUCION: este

método de separación permite separar las fases de un sistema material utilizando las diferentes solubilidades de las mismas en un disolvente adecuado (agua en este caso).

• Obtención de los componentes puros del sistema material heterogéneo anterior, utilizando las técnicas de FILTRACION, CALCINACION Y CRISTALIZACION (o evaporación o recristalización).

Materiales Necesarios - Arena - Soporte - Sulfato cúprico - Aro - Agua destilada - Mechero Bunsen - Dos vasos de precipitados - Trípode - Embudo - Tela metálica - Varilla de vidrio - Cucharita - Papel de filtro - Cápsula - Piseta

Procedimiento

1) Arme el aparato de filtración como indica el gráfico.


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Papel de Filtro: líneas de doblado 2) Prepare en el vaso de precipitados tres cucharitas de cristales de sulfato cúprico y cuatro

cucharaditas de arena, mezclando con la cucharita (tal vez previamente deba pulverizar los cristales de sulfato cúprico en un mortero).

3) Vierta aproximadamente 200 cm3 de agua y agite con la cucharita hasta que la sal se disuelva. Si es necesario encienda el mechero, coloque sobre el mismo la tela metálica y caliente la mezcla contenida en el vaso de precipitado, ayudándose con la varilla hasta la disolución total de la sal. Se retira del mechero y se deja sedimentar el sólido insoluble.

4) Con la ayuda de la varilla vierta, con cuidado y como indica el gráfico, pequeñas porciones del sistema material en el embudo, procurando que el nivel del líquido esté medio centímetro por debajo del borde del papel de filtro.

5) Agite el sistema material antes de filtrar una nueva porción, hasta terminar. 6) Agregue en el vaso de precipitado más agua destilada y revuelva con la varilla. Filtre. A

esto se lo llama “lavado del filtrado”. ¿Hasta cuándo hay que seguir lavando? 7) Una vez filtrado el sistema material observe y describa la fase recogida en el vaso de

precipitados. Saque con cuidado el papel de filtro del embudo, ábralo, observe y describa la fase obtenida.

8) ¿Quedó una sustancia pura en el papel de filtro? De no ser así ¿Cómo haría para purificarla? (Describir la técnica).

9) ¿Cuántas fases posee el sistema material que se halla en el vaso de precipitado? ¿Y cuántos componentes? ¿Cuál sería el método de fraccionamiento que nos permitiría recuperar la sal pura?

Experiencia Nº 2

Objetivo

Separar las fases del sistema aceite y agua mediante DECANTACION.

Materiales Necesarios

- Agua - Soporte - Aceite - Aro metálico con nuez - Dos vasos de precipitados - Varilla de vidrio - Ampolla de decantación


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Procedimiento

1) Coloque en un vaso de precipitado una porción de cada uno de los líquidos. (100 cm3 de c/u aproximadamente).

2) Observe y describa las fases. Clasifique el sistema. 3) Arme el aparato de decantación según el gráfico. Asegúrese de que el robinete de la

ampolla esté cerrado (posición horizontal). 4) Agite el sistema material. 5) Vierta el sistema material en la ampolla y deje sedimentar. 6) Destape la ampolla. 7) Abra el robinete de la ampolla, con cuidado, hasta que una de las fases haya pasado

al vaso de precipitado (limpio) ciérrelo rápidamente, así le quedan separadas las fases.

Esta operación recibe el nombre de DECANTACIÓN.

8) La fase orgánica que queda en la ampolla, ¿está pura?, ¿porqué?.

Experiencia Nº 3 Objetivo Separar los componentes de una solución por DESTILACION SIMPLE . Materiales Necesarios - Solución acuosa de K2Cr2O7 (dos puntas de espátula de esta sal en 100 cm3 de agua). - Dos tubos de ensayo en una gradilla. - Dos soportes universales. - Un trípode con tela metálica y mechero. - Termómetro - Dos agarraderas. - Balón de destilación de 250 ml. - Refrigerante de Liebig con dos tubos de goma (mangueras). - Probeta graduada de 100 ml. - Pipeta de 10 ml y embudo.


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Procedimiento

1- Arme un aparato de destilación como muestra la figura, utilizando un balón de destilación, provisto de un tapón con una perforación para el termómetro, cuyo bulbo se debe ubicar unos milímetros por debajo de la salida lateral. Conecte el refrigerante y coloque la probeta según el esquema:

2- Conecte el tubo de goma de entrada de agua a la canilla, y al tubo de goma de la salida del agua, ubíquelo en la pileta de desagüe.

3- Coloque en el balón 90 cm3 de la solución de dicromato de potasio. Guarde aproximadamente 10 cm3 de la solución en un tubo de ensayo, como muestra testigo.

4- Haga circular agua por el refrigerante a contracorriente de los vapores, durante todo el experimento.

5- Caliente el balón suavemente tratando de recoger en la probeta una gota por segundo. Para ello regule el mechero.

6- Registre la temperatura del termómetro al caer la primera gota y luego cada 5 cm3

hasta recoger 30 cm3.

7- Observe y compare las propiedades del líquido recogido con la muestra testigo y con el residuo que quedó en el balón.

8- ¿Utilizaría este método para separar dos líquidos de puntos de ebullición diferentes, pero cercanos? ¿Porqué? Describa el método que utilizaría. Justifique.


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TRABAJO PRACTICO DE LABORATORIO Nº 3 DISTINTAS REACCIONES QUIMICAS

Objetivo Adquirir destreza para realizar observaciones en el laboratorio a través de reconocer y diferenciar distintas reacciones químicas. Materiales Necesarios

− Gradilla - Pipetas graduadas de 10, 5 y 2 ml − Tubos de ensayo - Erlenmeyer − Agua destilada − K2CrO4 - KMnO4 − NaOH - AgNO3 − HCl - ClNa − Granallas de Zn - Fenolftaleína

Experiencia Nº1: FORMACIÓN DE PRECIPITADO

Procedimiento

1) En una gradilla, colocar 4 tubos de ensayo y numerarlos

2) En el tubo Nº 1, colocar gotas de solución de K2CrO4 y de solución de AgNO3 y mezclar. VI.

VII. K2CrO4 + AgNO3 ...........

VIII.

3) En el tubo Nº 2 , colocar gotas de solución de ClNa y de solución de AgNO3 y mezclar. IX.

X. ClNa + AgNO3 ............

4) En el tubo Nº 3, colocar 4 ml de HCl diluido y agregar una granalla de Zn. 5) En el tubo Nº 4, colocar unos mililitros de NaOH y agregar 2 gotas de fenolftaleína. 6) En todos los casos observar los cambios que se producen y tomar nota.


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XI. Experiencia Nº 3: NEUTRALIZACIÓN

Procedimiento

XII.

1) Armar un equipo como el que muestra la figura.

XIII.

2) Colocar en el erlenmeyer, 10 ml de solución de NaOH y agregar 2 gotas de fenolftaleína.

3) Colocar en la bureta ácido clorhídrico de concentración conocida, enrasando correctamente el volumen indicado por el JTP.

4) Desde la bureta dejar caer gota a gota la solución ácida hasta decoloración de la solución contenida en el erlenmeyer.

Enrasado


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XIV. INFORME

Explicar cuál es la diferencia entre las distintas reacciones. Completar las reacciones que

se producen. Describir que cambios se observan en los tubos y explique porque. Dibujar lo realizado y observado. Realizar cálculos cuando corresponda, informando la concentración que tiene la

solución de NaOH en la experiencia 3.


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TRABAJO PRACTICO DE LABORATORIO Nº 4 GASES Objetivo Aplicar la ecuación de estado de los gases ideales a la determinación de la densidad del aire.

Materiales Necesarios

- 1 erlenmeyer - 1 vaso de precipitación - 1 tubo de vidrio - 1 soporte - 1 tubo de goma - 2 agarraderas - 1 pinza de cierre - 1 tela metálica c/amianto - 1 probeta - 1 mechero

Procedimiento

Pesar la masa de aire contenida en el mismo volumen a temperatura ambiente y a temperatura de ebullición del agua. Para ello: 1. Pesar a Temp. ambiente el erlenmeyer, cerrada la goma mediante la pinza (pesada a

T1). 2. Colocar el erlenmeyer, retirándole la pinza de cierre, en un baño de agua hirviente (T2),

durante 10 min. Esto permitirá que el aire salga hasta alcanzar el equilibrio con la nueva temperatura. Observe el dibujo.

3. Colocar la pinza de cierre, retirar el erlenmeyer del baño. Secarlo con papel absorbente y pesar sin enfriar (pesada 2).

4. Llenar el sistema con agua hasta la pinza de cierre y colocar el agua en una probeta para determinar su volumen.

INFORME 1. Observar la diferencia en la masa de aire contenido en un mismo volumen a dos

temperaturas distintas. Anote.


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2. Calcular la densidad del aire, sabiendo que : δ = masa/ volumen (medido en la experiencia)

P.V = n .R. T = masa/M .R.T1

masa1.T1 = P1.V1

R

masa2. T2 = P2.V2 R

(masa 2 =masa 1-X)

X = masa de aire que deja el recipiente al aumentar la Temp.

masa 1.T1 = masa 2. T2

δ = masa1 = X.T2

V (T2-T1) V NOTA: El valor normal o aceptado para la densidad del aire, es 12,05 .10-4 g. cm-3

El error aceptado para la experiencia es del orden del 5%


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TRABAJO PRACTICO DE LABORATORIO Nº 5 PREPARACIÓN DE SOLUCIONES Objetivo • Preparar soluciones, practicando el uso correcto de materiales de laboratorio. • Comprender la importancia de preparar correctamente una solución, incorporando a

través del procedimiento la utilidad de las unidades de concentración. Materiales Necesarios - Matraces aforados - Pipetas graduadas de 10, 5, 2 y 1 ml - Drogas varias Experiencia N° 1: PREPARACIÓN DE SOLUCIONES DE CONC ENTRACIÓN CONOCIDA XV.

XVI. Procedimiento

1. Pesar exactamente la cantidad de droga indicada por el JTP. 2. Trasvasar la droga pulverizada a un matraz de 50 ml o 100 ml , evitando perder

sustancia. 3. Enjuagar las paredes del matraz. 4. Agregar agua destilada hasta aproximadamente la mitad del volumen del matraz, y agitar

por rotación para que se disuelva completamente la droga. 5. Añadir más agua destilada hasta unos centímetros por debajo de la marca de enrase;

dejar unos minutos para que la solución alcance la temperatura ambiente y el cuello del matraz esté lo más seco posible.

6. Agregar, finalmente, agua gota a gota con una pipeta, hasta lograr el enrase adecuado. 7. Tapar el matraz adecuadamente e invertir varias veces para homogenizar, es decir lograr

que la concentración sea uniforme en toda la solución. 8. Determine la concentración de la solución en: %m/v, M y N. 9. Registre todos los datos en el informe. 10. Completar el siguiente cuadro con los datos generados en cada grupo y calcule las

Concentraciones.

Soluto Masa de soluto (g)

Volumen de solución (l)

% P/V

M

N


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XVII. INFORME EXPERIENCIA Nº1

XVIII. Preparación de Soluciones

XIX.

XX. Soluto ..................

XXI. Solvente .................

XXII. Masa molar del soluto .............. g

XXIII. Peso del Matraz ............ g

XXIV. Peso droga ............. g

XXV. Volumen matraz ............. ml

XXVI. Concentración solución (cálculos) .............. % P/V

XXVII. Concentración solución (cálculos) ................ M

XXVIII. Concentración solución (cálculos) .................. N

Experiencia N° 2 : PREPARACIÓN DE DILUCIONES CONSEC UTIVAS En algunas ocasiones no es necesario preparar soluciones a partir de la droga pura, sino que directamente se pueden preparar a partir de otra solución de la misma droga pero de concentración superior, mediante un proceso denominado DILUCIÓN. Procedimiento 1. Disponer de 2 recipientes perfectamente limpios y numerarlos. 2. Tomar un volumen conocido de la solución preparada en la experiencia anterior, verter

en el recipiente Nº 1, completar a volumen y enrasar adecuadamente. 3. Tomar un volumen conocido del recipiente Nº 1 y verter en el recipiente Nº 2, completar

a volumen y enrasar adecuadamente. 4. Determinar la concentración en M de cada una de las soluciones preparadas. 5. Establecer los factores de dilución. (número adimensional que indica la cantidad de

veces que se diluye, o cuanto más pequeña es la concentración de la solución diluida respecto de la solución madre)

6. Registre los datos en el informe. DATOS

XXIX. Fd= Vol. Final / Vol. Inicial

XXX.

XXXI. Fd= Conc. Inicial / Conc. Final

INFORME EXPERIENCIA Nº 2


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XXXII. Preparación de Diluciones

XXXIII. Volumen solución Madre ............ ml

XXXIV. Concentración solución madre ............ M

XXXV. Volumen 1 ............ml

XXXVI. Concentración dilución Nº 1 .............. M

XXXVII. Factor de dilución Nº 1 (cálculos) ..............

XXXVIII.

XXXIX. Volumen dilución Nº 1 ............ ml

XL. Volumen 2 ............ml

XLI. Concentración dilución Nº 2 ............ M

XLII. Factor de dilución Nº 2 (cálculos) ..............

XLIII.

XLIV. Relación entre la concentración solución madre y

XLV. La dilución Nº 2 (cálculos) ..............

XLVI.

XLVII.


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TRABAJO PRACTICO DE LABORATORIO Nº 6 REACCIONES DE ÓXIDO-REDUCCIÓN Objetivo Realizar experiencias que involucran reacciones redox sencillas, comparando la tendencia relativa de un par de elementos. Materiales Necesarios

− Solución de H2SO4 1M − Solución de CuSO4 1M − Solución de sulfocianuro de potasio KSCN 0,001 M − Agua oxigenada de 10 volúmenes − Alambres de Fe y Cu − Granallas de Zn − Tubos de ensayo − Gradilla − Pipetas

Procedimiento En las reacciones redox se intercambian electrones entre diferentes elementos: uno los cede y otro los toma. Así, el primero se oxida mientras que el segundo se reduce. 1. En una gradilla, colocar cuatro tubos de ensayo y numerarlos. 2. Colocar en el tubo Nº 1 una granalla cinc y agregar con una pipeta 1 ml de H2SO4 1M.

Observar y registrar los cambios que se producen.

3. En el segundo tubo, agregar 5ml de solución de CuSO4 1M con una nueva pipeta y sumergir un alambre de hierro que no se encuentre oxidado. Después de esperar unos minutos, agregar unas gotas de agua oxigenada y de KSCN para reconocer la presencia de Fe+2. Si el alambre está oxidado, sumergirlo brevemente en solución H2SO4 1M, enjuagarlo y secarlo. Observar y registrar los cambios.

4. En el tubo Nº 3 agregar con una pipeta 5 ml de solución H2SO4 1M y posteriormente introducir un trozo de alambre de cobre. Observar y registrar los cambios.

INFORME XLVIII.

Comentar sobre los cambios producidos en cada tubo. Completar el siguiente cuadro con los datos generados en cada grupo

Plantear, para cada caso, las ecuaciones correspondientes a los cambios registrados. Señalar los elementos que se oxidan o se reducen.


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TRABAJO PRACTICO DE LABORATORIO Nº 7

ELECTROQUIMICA Objetivo:

-Identificar sustancias conductoras y no conductoras de la corriente eléctrica.

-Comprender el fenómeno de la electrólisis.

Introducción:

Cuando fluye corriente eléctrica a través de la materia, pueden ocurrir ciertos cambios químicos. ¿Se imagina cuáles pueden ser? ¿Se anima a comprobarlos?

Si se sumergen dos conductores químicamente inertes en una solución de un electrolito, en cada conductor se producirán reacciones alimentadas por la presencia de ciertas partículas de la solución, siempre y cuando se apliquen un potencial eléctrico entre los electrodos. Este proceso, cómo se denomina?.

Los materiales según su comportamiento frente a la corriente eléctrica se clasifican en:

(A) CONDUCTORES (B) NO CONDUCTORES (C) SEMICONDUCTORES

(A) Materiales CONDUCTORES : Según el mecanismo mediante el cual se conduce la corriente eléctrica, pueden ser:

a) de 1º clase o especie, electrónicos o metálicos: los transportadores de carga son los electrones libres, la conducción es electrónica. Es desplazamiento de los electrones ocurre sobre una red fija de los cationes del metal.

b) De 2º clase o especie, electrolitos: la circulación de la corriente se debe al desplazamiento de iones (+ ó -). Son electrolitos aquellas sustancias que tienen enlaces iónicos o electrovalentes como las sales, e hidróxidos fundidos o en solución y los ácidos en solución acuosa.

c) Mixtos: son los que conducen en parte por vía electrónica y el resto por vía iónica. Ej. Ag2S conduce el 80 % por vía iónica y el 20 % por vía electrónica.

(B) Materiales NO CONDUCTORES: También llamados dieléctricos o aisladores, poseen enlaces covalentes y son los plásticos, solventes orgánicos, etc.

(C) Materiales SEMICONDUCTORES : es una clase intermedia a los anteriores. Son ejemplos bien conocidos el Si y el Ge. En estos casos la conductividad eléctrica puede aumentarse agregando cantidades muy pequeñas de As o de B al Si.

Un caso especial es el de la conductividad del H2O. Esta es prácticamente no conductora por tener una conductividad eléctrica de 5,5 . 10-8 / Ω.cm, esto se debe a sus enlaces de tipo covalente y además se encuentra escasamente disociada, por eso se dice que es un electrolito demasiado débil, sin embargo el H2O de la canilla es buena conductora de la electricidad por tener sales (electrolitos) disueltas.


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Materiales

• Vasos de precipitación con:

- Soluciones de: NaCl en agua, HCl diluido, NaOH en agua, azúcar en agua, CuSO4 en agua, NaCl seco

- NaOH lentejas - Tolueno - Agua destilada - Alcohol etílico

• Electrodos, foquito, cables, batería. • Vasos de precipitación – Tubo en U • Fenolftaleína- almidón - KI 0,5 M.

Procedimiento

Experiencia N° 1: DETERMINACIÓN CUALITATIVA DE LA CONDUCTIVIDAD DE DISTINTOS SISTEMAS

1. Armar un dispositivo según el siguiente esquema:

2. Colocar en vasos de precipitación los sistemas señalados en la lista de materiales. 3. Introducir los electrodos en el primer vaso y cerrar el circuito con la llave. 4. Observar la lámpara. 5. Registrar los resultados. 6. Repetir los ensayos con los otros sistemas. Siempre luego de cada ensayo abrir el

circuito, limpiar los electrodos con agua destilada y secarlos.

Experiencia N° 2: REALIZACIÓN DE LA ELECTRÓLISIS DE UNA SOLUCIÓN ACUOSA DE KI.

1. Armar un dispositivo como el indicado en el esquema:


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6v

+ -

2. Llenar el tubo en U con una solución de KI 0,5 M. 3. Colocar los electrodos en cada rama del tubo. 4. Hacer pasar corriente eléctrica durante unos minutos. 5. Desconectar la fuente de corriente continua. 6. En la rama del tubo donde estaba sumergido el cátodo reconocer el producto

formado con el agregado de fenolftaleína y donde estaba sumergido el ánodo agregar una punta de espátula de almidón.

7. Observar y registrar los resultados obtenidos.

INFORME

• Contestar lo interrogado en la introducción. • Comentar sobre los cambios producidos en cada experiencia. Clasificar los materiales

según su comportamiento frente la corriente eléctrica. • Plantear, para cada caso, las ecuaciones correspondientes a los cambios registrados.


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TRABAJO PRACTICO DE LABORATORIO Nº 8 QUÍMICA ORGANICA PRIMERA EXPERIENCIA Objetivo : Formar un polímero de condensación entre el formaldehído y el fenol (bakelita)

Introducción:

Se producen estos polímeros cuando reaccionan monómeros, obteniendo además sustancias de bajo peso molecular (agua, alcohol, dióxido de carbono, etc.).

Cuando los polímeros están formados por dos monómeros distintos, se denominan también copolímeros.

Materiales

• Tubos de ensayo. • Hidróxido de amonio concentrado. • Formaldehído. • Cloroformo. • Tetracloruro de carbono • Acetona. • Benceno.

Procedimiento

1- En un tubo de ensayo, pese 1 g de fenol.

2- Agregue hidróxido de amonio concentrado (aproximadamente 6 gotas) y 4 cm3 de solución de formaldehído comercial.

3- Agite, con lo que se obtiene una disolución completa, y se deja en baño de agua hirviendo durante 90 minutos.

4- Finalizado el calentamiento, se enfría bajo agua de la canilla y se decanta el líquido sobrenadante, dejando el sólido.

5- Rompa el tubo de ensayo para separar el sólido.

6- Probar la solubilidad en los siguientes solventes: a) cloroformo, b) tetracloruro de carbono, c) acetona, d) benceno.

7- Observar las características del polímero.

INFORME

- Con una reacción química, explique la formación del polímero. Pida ayuda al profesor. - Comente las características observadas. - ¿Cómo fue la solubilidad en los distintos solventes?


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SEGUNDA EXPERIENCIA

Objetivo: Modificar un polímero natural: Acetato de celulosa

Materiales

- frasco cónico de 125 ml - vaso de precipitados de 400 cm3 - algodón - anhídrido acético - ácido sulfúrico

Procedimiento

1- Remojar 0,5 g de algodón, sumergiéndolo en unos 100 cm3 de agua durante unos minutos y eliminando luego el exceso de agua comprimiéndolo finalmente entre papeles de filtros.

2- Separar las fibras.

3- En un frasco cónico de 125 ml se colocan 10 cm3 de anhídrido acético, 15 cm3 de ácido acético y 5 gotas de ácido sulfúrico..

4- A esta solución se le agrega lentamente el algodón seco y desmenuzado, manteniéndolo sumergido en la solución con ayuda de una varilla de vidrio.

5- Al cabo de unos minutos la mezcla se pone viscosa. Deje 15 minutos a temperatura ambiente.

6- Deje a baño maría (70 ºC), durante 30 minutos, agitando de vez en cuando.

7 -Enfriar la solución, y vuelque lentamente y agitando sobre 400 cm3 de agua.

8- Ya precipitado el acetato de celulosa, se filtra y seca.

INFORME

- Comentar sobre los cambios producidos en la experiencia.


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TRABAJO PRACTICO DE LABORATORIO Nº 9 PROPIEDADES COLIGATIVAS Experiencia Nº 1: Temperatura de solidificación del agua A temperatura ambiente el agua se encuentra en estado líquido. ¿Qué tendrías que hacer para solidificarla? La técnica que te sugerimos es la siguiente: Objetivo : Observar cómo la temperatura del agua desciende desde la temperatura ambiente hasta cierta temperatura, donde permanece fija. Durante ese tiempo toda el agua se convierte en hielo, teniendo lugar una transformación, paso de fase líquida a sólida, y ya es sabido que mientras tiene lugar ésta, la temperatura permanece constante. A continuación la temperatura sigue bajando, porque la transformación ya ha tenido lugar. Comprobar también la propiedad que posee el agua de aumentar de volumen al solidificar, llegando a romper el tubo de ensayo que la contiene. Materiales: Termómetro de mercurio -10ºC a 110ºC Tubo de ensayo de 25 x 200 Tubo de ensayo de 16 x 160 Vasos de precipitado de 500 ml Hielo Sal común gruesa Hoja milimetrada Procedimiento: a) Llenar un vaso de precipitado hasta sus tres cuartas partes aproximadamente, con una mezcla frigorífica preparada con cuatro partes de hielo machacado y una parte de sal común. En un tubo de ensayo grande, con agua hasta su mitad, introducir un termómetro y el conjunto colocarlo en el interior del vaso, como se aprecia en la figura.


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Anota en la tabla correspondiente el primer registro de temperatura, y luego repite dicho procedimiento cada 30s anota la temperatura leída y también toda otra observación que te parezca importante. Observar como la temperatura desciende hasta un cierto punto, estacionándose unos minutos, hasta que toda el agua haya solidificado, y a continuación sigue disminuyendo.

Registro Nº Temperatura en ºC Observaciones

Representa los valores obtenidos en un sistema de ejes coordenados. Discute en tu grupo los resultados obtenidos ¿Qué parte del gráfico representa un solo estado de agregación? ¿Qué parte del gráfico representa coexistencia de dos estados? ¿Cuál es el punto de solidificación buscado? ¿Todos los grupos obtuvieron el mismo valor para el punto de solidificación? b) Volver a repetir el ensayo, pero introduciendo dentro de la mezcla frigorífica un tubo de ensayo pequeño lleno de agua y tapado (procurar no dejar en su interior aire). Al cabo de un rato se observará cómo o el tapón salta o el tubo de ensayo se rompe. ¿Por qué crees que ocurre esto? ¿Sucederá con otras sustancias? Experiencia Nº 2 : Temperatura de ebullición del agua Antes de comenzar a trabajar discutan en el grupo el significado de los términos evaporación y ebullición. ¿Aclararon las diferencias? ¿A qué conclusiones llegaron? Evaporación :............................................................................................................................. .................................................................................................................................................... Ebullición :.................................................................................................................................. .................................................................................................................................................... Ahora comiencen la experiencia


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Objetivo: Observar como al pasar el agua del estado líquido al estado de vapor, la temperatura se mantiene constante. Materiales: Aro soporte Base soporte Matraz de destilación de 250 ml Mechero Nuez doble Pinzas de bureta Rejilla de amianto Tapón horadado Termómetro de mercurio de -10ºC a 110ºC Varilla soporte roscada Alcohol Agua destilada Procedimiento: Efectuar un montaje como indica la figura. Quitar el tapón del matraz e introducir unos 100 ml de agua, volver a taparlo, procurando que el bulbo del termómetro quede sumergido en el líquido. Calentar el agua hasta que alcance la ebullición y observar el termómetro; se verá cómo la temperatura va subiendo hasta llegar a las proximidades de cierta temperatura, en la cual permanecerá estacionaria. Registra la primera temperatura antes de encender el mechero. Organicen en el grupo las tareas para completar la tabla siguiente, registrando los datos cada minuto.

Registro Nº Temperatura en ºC Observaciones

Vuelca los datos obtenidos en un sistema de ejes coordenados ¿Cuál es el punto de ebullición de la sustancia? ¿Qué conclusiones puedes consignar? Experiencia Nº 3 : realiza las experiencias anteriores pero agrega una determinada cantidad de cloruro de sodio o glicerina al sistema. ¿Qué ocurre con las temperaturas de ebullición y congelamiento? Aplicando los conceptos teóricos y compara los resultados obtenidos de la experiencia y los logrado en forma analítica

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