REACTIVOS DE EVALUACIÓN DE QUÍMICA GENERAL … Didactico/REACTIVOS... · ACTIVIDAD 3: EJERCICIOS...

INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL UNIDAD PROFESIONAL

SCIPLINARIA DE BIOTECNINTERDI OLOGÍA

REACTIVOS DE EVALUACIÓN DE QUÍMICA

DE ACUERDO AL PROGRAMA DE QUÍMICA

ELABORADO POR: IBQ MARÍA ISABEL GARCÍA VENTURA

NOVIEMBRE 2009

GENERAL

GENERAL AGOSTO 2006

IBQ María Isabel García Ventura Reactivos de Evaluación Química General

PRESENTACIÓN

El material didáctico “Reactivos de evaluación de Química General ” se elaboró con el objetivo de apoyar el proceso de aprendizaje de la asignatura de Química General que cursan los alumnos de la carrera de Ingeniería Biotecnológica, dicha asignatura por su importancia se ubica en el primer semestre del plan de estudios de la carrera de Ingeniería Biotecnológica y su propósito es que el alumno al comprender los principios que rigen el comportamiento de la materia y la energía en el estudio de fenómenos físicos y químicos los podrá utilizar para resolver problemas relacionados con los fenómenos naturales y los procesos Biotecnológicos. Dicha asignatura tiene como objetivo general el resolver problemas relacionados con la química previa descripción de las propiedades de los elementos, los compuestos y sus reacciones. El presente trabajo se desarrolló en base a los contenidos del programa de Química General con vigencia de agosto del 2006 y cubre el 100% de dicho programa Cada unidad temática de éstos reactivos consta de tres actividades a realizar que son: Actividad 1: completar espacios en blanco con la respuesta correcta. Actividad 2: resolver problemas. Actividad 3: diversos ejercicios de aprendizaje. IBQ María Isabel García Ventura.

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UNIDAD I. ESTRUCTURA ATÓMICA

1.1 El átomo y partículas subatómicas 1.2 Los isótopos y la determinación de las masas atómicas 1.3 El número atómico 1.4 Peso atómico y la unidad de masa atómica 1.5 Naturaleza de la radiación electromagnética. Relación de la longitud de onda y la frecuencia con la energía. Espectro electromagnético 1.6 Los números cuánticos y los orbitales atómicos 1.7 Configuración electrónica de iones y átomos 1.8 El principio de Exclusión de Pauli 1.9 El principio de Construcción Progresiva (Aufbau) 1.10 Diamagnétismo y paramagnétismo en átomos Número de horas teóricas asignadas a está unidad: 4.5 ACTIVIDAD I: COMPLETAR LOS ESPACIOS EN BLANCO CON

LA RESPUESTA CORRECTA UNIDAD I. ESTRUCTURA ATÓMICA

1.- Científico que puso de manifiesto la existencia del núcleo atómico _____________. 2.- _______________ fue el científico que determinó la carga del electrón. 3.- La existencia del electrón se puso de manifiesto con la generación de los rayos ______________. 4.- La relación q/m del electrón la determinó______________. 5.- Los_____________ y los_____________ contribuyen en la determinación de la masa atómica. 6.- Partícula que no se toma en cuenta para la determinación de la masa atómica _______________. 7.- Los rayos catódicos son un flujo de ________________. 8.- Es el número de protones o cargas positivas en el núcleo de un átomo____________. 9.- Las unidades de masa atómica son _______________. 10.- Los _____________ son los átomos de un mismo elemento que difieren en su masa atómica 11.- Número cuántico que describe la forma de los orbitales atómicos______________. 12.- Número cuántico que indica el giro del electrón _____________. 13.- La energía no se presenta en forma continua, se manifiesta en porciones a las que se les llama ______________. 14.- Es la distancia entre dos puntos similares sobre dos ondas sucesivas _____________. 15.- Es la altura de un máximo o la profundidad de un mínimo________________.

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16.- En el vacío todas las ondas se desplazan a la velocidad de _______________. 17.- La ______________ es el número de ondas que pasan por un punto dado en un segundo. 18.- La teoría ___________ interpreta con éxito muchas de las propiedades de la radiación electromagnética. 19.- La expresión matemática para la teoría cuántica es ______________. 20.- El principio de ____________________dice “dos electrones no pueden tener iguales sus cuatro números cuánticos, y un orbital alberga como máximo dos electrones”. 21.- El principio de __________ dice “el electrón que diferencia a un elemento del inmediato anterior ocupa el orbital disponible de menor energía”.

RESPUESTAS DE LA ACTIVIDAD 1 UNIDADI. ESTRUCTURA ATÓMICA

1.- Rutherford 2.- Millikan 3.- catódicos 4.- Thomson 5.- protones y neutrones 6.- electrones 7.- electrones 8.- número atómico 9.- uma , g/mol 10.- isótopos 11.- l 12.- s 13.- cuantos 14.- longitud de onda 15.- amplitud 16.- la luz o 300,000 Km/s 17.- frecuencia 18.- cuántica 19.- E = hf 20.-Exclusión de Pauli 21.- Aufbau

ACTIVIDAD 2: RESOLVER LOS SIGUIENTES PROBLEMAS UNIDAD I

1.- Para el átomo de oxígeno completar la información que se pide en la siguiente tabla: No. de electrón

No. cuántico n No. cuántico l

No. cuántico m

No. cuántico s

1 3 6

3


2.- Para el anión F- completar la información que se pide en la siguiente tabla: No. de electrón

No. cuántico n No. cuántico l

No. cuántico m

No. cuántico s

1 4 8 10 3.- Para el átomo de cobre determinar: a) la configuración electrónica. b) el diagrama de energía. c) los cuatro números cuánticos para los electrones 3 6 y 26. d) Indicar si dicho elemento es paramagnético o diamagnético. 4.- El carbono natural tiene dos isótopos 12C (98.89%) y 13C (1.11%) calcular el peso atómico del carbono natural, considerando que la masa del isótopo 12C es de 12.00000 uma y la del 13C es de 13.00335 uma . 5.- El boro consta de dos isótopos naturales: 10B con una masa de 10.012 uma y el 11B con una masa de 11.009 uma. Si el peso atómico del boro es de 10.811 ¿Cual es la composición porcentual del boro natural? Isótopo Masa atómica

(uma) % Abundancia Isotópica

1 28.0 92.0 2 29.0 5.0 3 30.0 3.0 6.- La longitud de onda de la luz verde de un semáforo está alrededor de 522 nm ¿Cual es la frecuencia de esta radiación? 7.- Calcular la energía (en Joules) de: a) un fotón con una λ de 5.00X104nm y b) un fotón que tiene una λ de 5.00X10-2 nm determinar además a que región del espectro electromagnético pertenecen ambas longitudes de onda.

RESPUESTAS DE LOS PROBLEMAS DE LA ACTIVIDAD 2 UNIDAD I

4.- 12.01113 6.- f = 5.75X10-14 Hz 7.- a) región infrarroja b) rayos X E = 3.98X10-15 Joules.

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ACTIVIDAD 3: EJERCICIOS DE APRENDIZAJE UNIDAD 1

1.- ¿Qué es una onda? Explicar los siguientes términos relacionados con las ondas: longitud de onda, frecuencia y amplitud. 2.- Enumerar los tipos de radiación electromagnética, empezar con la radiación que tiene la longitud de onda más larga y terminar con la de longitud de onda más corta. 3.- Explicar brevemente la teoría cuántica de Planck y el concepto de cuanto. 4.- Explicar que es un orbital atómico. 5.- Describir la forma de los orbitales s. p y d. 6.- Describir los cuatro números cuánticos que definen a un electrón en un átomo. 7.- Explicar porque no se toma en cuanta la masa del electrón en la determinación de la masa atómica. 8.- Explicar que es el diamagnetismo y el paramagnetismo en átomos. BIBLIOGRAFIA Chang Raymond,College Williams, Química Mc Grawn-Hill 2005, Novena edición. págs. 302-310

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UNIDAD ll. TABLA PERIÓDICA Y PERIODICIDAD

2.1 Clasificación periódica de los elementos 2.2 Grupos y periodos 2.3 Metales, no metales y metaloides 2.4 Metales alcalinos, alcalinotérreos, de transición y de transición interna 2.5 Halógenos, calcógenos y gases inertes 2.6 Elementos del grupo principal o representativo 2.7 La carga nuclear efectiva y el tamaño átomos e iones 2.8 Variaciones periódicas de las propiedades físicas 2.9 Energía de ionización, afinidad electrónica y electronegatividad Número de horas teóricas asignadas a está unidad: 4.5 ACTIVIDAD 1: COMPLETAR LOS ESPACIOS EN BLANCO CON

LA RESPUESTA CORRECTA UNIDAD II. TABLA PERIÓDICA Y PERIODICIDAD

1.- Las propiedades de los elementos químicos son funciones periódicas de sus _______________. 2.- La ________________ indica que si se ordenan los elementos conforme aumenta su número atómico se encuentran en forma periódica elementos con propiedades físicas y químicas similares. 3.- Las columnas verticales de la tabla periódica se llaman ___________o _______. 4.- Las columnas horizontales de la tabla periódica se llaman _____________ 5.- Los ___________ tienen propiedades químicas y físicas similares y los ___________ tienen propiedades que cambian en forma progresiva a través de la tabla. 6.- Los elementos del grupo IA con excepción del H se conocen como metales ___________. 7.- Los elementos del grupo IIA se llaman ______________. 8.- La ubicación de los de los elementos de la tabla periódica de acuerdo con sus configuraciones electrónicas los coloca en _____________, _____________ y _____________. 9.- La facilidad con la que se comparten aceptan o ceden electrones se debe a las propiedades que les otorga la ________________. 10.- Los elementos representativos son los elementos del grupo_________ de la tabla periódica.

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RESPUESTAS DE LA ACTIVIDAD 1 UNIDAD II. TABLA PERIÓDICA Y PERIODICIDAD

1.- números atómicos 2.- Ley periódica 3.- grupos o familias 4.- periodos 5.- grupos y periodos 6.- alcalinos 7.- metales alcalinotérreos 8.- familias o grupos, periodos y bloques 9.- configuración electrónica 10.- A

ACTIVIDAD 2: RESOLVER LOS SIGUIENTES PROBLEMAS UNIDAD II. TABLA PERIÓDICA Y PERIODICIDAD

1.- Dibujar un esquema de tabla periódica e indicar como varía la energía de ionización, afinidad electrónica y electronegatividad en orden creciente tanto en grupos como en periodos para los elementos representativos. 2.- con base en la posición de la tabla periódica seleccionar el átomo de mayor radio atómico en cada uno de los siguientes pares: a) Na, Cs b) Be, Ba c) N, Bi d) F. Br e)Ne, Xe 3.- Agrupar las siguientes configuraciones electrónicas en parejas que representen átomos con propiedades químicas semejantes: a) 1s2 2s2 2p6 3s2 b) 1s2 2s2 2p3 c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 d) 1s2 2s2 e) 1s2 2s2 2p6 f) 1s2 2s2 2p63s2 3p3 4.- El H tiene un PI = 314 Kcal/mol ¿cuantas Kcal se necesitan para producir 20 iones de H+? 5.- El Cl tiene una energía de ionización de1251 KJ/mol ¿cuantos KJ se necesitan para producir 100 iones Cl-1?

RESPUESTAS DE LOS PROBLEMAS DE LA ACTIVIDAD 2 UNIDAD II. TABLA PERIÓDICA Y PERIODICIDAD

2.- a) Cs, b) Ba c) Bi d) Br e) Xe 3.- b) y f) c) y e) a) y d) 4.- 1.0426X10-20 Kcal

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5.- 2.077x10-19KJ

ACTIVIDAD 3: EJERCICIOS DE APRENDIZAJE

UNIDAD II. TABLA PERIÓDICA Y PERIODICIDAD

1.- Definir el concepto de radio atómico, energía de ionización, afinidad electrónica, electronegatividad y radio iónico. 2.- Explicar en base a la configuración electrónica de los elementos el porqué la división por bloques de la tabla periódica. 3.- Explicar porqué los valores de la afinidad electrónica para los gases nobles son negativos. 4.- Definir el concepto de carga nuclear efectiva y explicar la relación de esta con el tamaño de los átomos. 5.- Elaborar una lista de los elementos del tercer periodo de de la tabla periódica por carácter metálico decreciente, elaborar otra lista de esos elementos por carácter no metálico creciente, explicar las semejanzas de las tendencias. BIBLIOGRAFIA Chang Raymond, College Williams, Química Mc Grawn-Hill 2005, Novena edición. págs. 348-354. James N. Spencer, George M.Bodner,Lyman H. Rickard, Química CECSA primera edición págs 236-249.

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UNIDAD III. ENLACE QUÍMICO

3.1 Tipos de enlaces químicos 3.1.1 Enlace iónico 3.1.2 Enlace covalente puro 3.1.3 Enlace covalente polar 3.1.4 Enlace covalente coordinado 3.1.5 Comparación entre las propiedades físicas de los compuestos con diferentes tipos de enlace 3.2 Escritura de las estructuras de Lewis 3.2.1 Regla del octeto 3.3 Teoría de la repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia y la geometría de las moléculas 3.3.1 Moléculas en las que el átomo central no tiene pares libres Número de horas teóricas asignadas a está unidad: 10.5 ACTIVIDAD 1: COMPLETAR LOS ESPACIOS EN BLANCO CON LA RESPUESTA CORRECTA

UNIDAD III. ENLACE QUÍMICO 1.- Fuerza de atracción que mantienen juntos a los átomos en los compuestos ________________. 2.- Enlace químico que resulta de la reacción de un metal de bajo potencial de ionización con un no metal (del grupo VI o VII) ______________. 3.- Cuando los átomos de los no metales interaccionan se forman moléculas que se mantienen juntas por enlaces_________________. 4.- Los enlaces covalentes en cuanto a polaridad se refiere pueden ser ______________ y no_______________. 5.- La idea del enlace covalente fue de ____________________. 6.- Las fórmulas de Lewis se basan en el hecho de que los elementos representativos alcanzan la configuración de gas raro en la mayoría de sus compuestos esta regla se llama__________________. 7.- Los enlaces covalentes ________________ se consideran intermedios entre los enlaces covalentes puros y los enlaces iónicos.

RESPUESTAS DE LA ACTIVIDAD 1 UNIDAD III. ENLACE QUÍMICO

1.- Enlace químico. 2.- Enlace iónico. 3.- covalentes. 4.- covalente polar y covalente no polar. 5.- Lewis. 6.- Regla del octeto. 7.- covalentes polares.

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ACTIVIDAD 2: RESOLVER LOS SIGUIENTES PROBLEMAS UNIDAD III. ENLACE QUÍMICO

1.- Con fundamento en la “Teoría del Enlace Valencia” para las moléculas: a) BeCl2 b) BF3 c) CH4 d) H2O .e) NH3 f) H2C = CH2 g) HC ≡ CH determinar: a) Estructura de Lewis. b) Número de electrones de: enlace, no enlace y electrones totales (de valencia). c) Carga formal. d) Magnetismo de la especie química (teórico). e) Tipos de enlace (sigma o pi) f) Polaridad de enlace.(s) g) Polaridad de la molécula. h) Configuración electrónica de cada átomo en su estado basal con diagrama de energía. i) Hibridación del átomo central. j) Geometría molecular. k) Ángulos de enlace.

RESPUESTAS DE LOS PROBLEMAS DE LA ACTIVIDAD 2 UNIDAD III. ENLACE QUÍMICO

a) Al desarrollar la estructura de Lewis, se observa que se necesita una hibridación de tipo sp para el átomo central, esta hibridación proporciona dos orbitales híbridos sp donde se coloca en cada uno de ellos un electrón del Be y un electrón de valencia del Cl, ésta hibridación lleva a una geometría lineal, al no haber pares solitarios la polaridad es de cero. b) el B es el átomo central, se hibrida en sp2 lo que permite tener tres orbitales híbridos sp2 cada uno de éstos orbitales se traslapa con un orbital p puro del F, la molécula adquiere una geometría trigonal planar. c) El átomo central es el C, se hibrida en sp3 lo que le proporciona cuatro orbitales híbridos sp3 para traslaparse cada uno con un orbital s de cada hidrógeno el resultado es una molécula con geometría tetraédrica no polar. d) Ejemplo típico de molécula con pares libres en el átomo central, al desarrollar estructura de Lewis se observa que el O se tiene que hibridar en sp3 para tener cuatro orbitales híbridos y así se traslaparían dos de ellos con los dos orbitales s de los hidrógenos y en los otros dos orbitales híbridos tendrían que colocarse los dos pares de electrones libres del O, la molécula es angular., la diferencia de electronegatividad es de 1.4 y por ello los enlaces son muy polares. e) El átomo central es el N éste átomo tiene un par de electrones libres, se hibrida en sp3 y uno de los lóbulos sp3 se coloca el par de electrones libres, los tres lóbulos restantes se traslapan cada uno con orbitales s provenientes de los hidrógenos, la molécula tiene una geometría piramidal.

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f) Eteno, compuesto que presenta un doble enlace entre carbono-carbono, el C se encuentra en el centro de un plano triangular, cada átomo de C se hibrida en sp2

obteniéndose tres lóbulos híbridos para cada átomo de C, uno de ellos se usa para la formación del enlace sigma C-C y los restantes se traslapan con orbitales 1s provenientes de los hidrógenos, cada átomo de C dispone de un orbital pz puro para traslaparse entre ellos y formar así el enlace pi, la molécula es no polar. g) El etino (acetileno) es un compuesto con un enlace triple, cada átomo de C con enlace triple tiene una hibridación sp lo que proporciona dos lóbulos sp para cada carbono uno de ellos servirá para formar el enlace sigma entre C-C, además está hibridación permite a cada átomo de C disponer de dos orbitales puros py y pz que se traslapan entre si en forma paralela para formar los dos enlaces pi, molécula no polar con geometría lineal.

ACTIVIDAD 3: EJERCICIOS DE APRENDIZAJE UNIDAD III. ENLACE QUÍMICO

1.- Elaborar un mapa conceptual de los diferentes tipos de enlace químico. 2.- Explicar que son y que utilidad tienen las fórmulas de puntos de Lewis 3.- Escribir las estructuras de puntos de Lewis de los siguientes iones y moléculas: a) H2O b) H2S c) H2 d) NH3 e) NH4

+ f) PH4+ g) H2SO4 h) HNO3

i) NO31- j) H3PO4 k) CO3

2-

4.-Explicar que es la resonancia. 5.- Dibujar las estructuras resonantes de : a) HCO3

1- b) CO32- c) SO2 d) SO3

6.- Explicar que es el momento dipolar y que relación tiene con las propiedades físicas de las moléculas. Elaborar un mapa conceptual de las fuerzas intermoleculares. BIBLIOGRAFIA Chang Raymond, College Williams, Química Mc Grawn-Hill 2005, Novena edición. págs. W. Whitten Kennet, D. Gailey Kennet Química General Mc Graw Hill, Madrid 1998 p.p 125-161

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UNIDAD IV. NOMENCLATURA Y REACCIONES QUÍMICAS INORGÁNICAS

4.1 Definición e importancia de la nomenclatura química 4.1.1 Nomenclatura sistemática (IUPAC) y nomenclatura común 4.1.2 Número de oxidación y reglas para su determinación 4.1.3 Funciones químicas inorgánicas. 4.2 Tipos de reacciones químicas inorgánicas. 4.2.1 Reacciones de combinación 4.2.2 Reacciones de descomposición 4.2.3 Reacciones de desplazamiento simple. 4.2.4 Reacciones de desplazamiento doble. 4.2.5 Reacciones de óxido-reducción 4.3 Definición, clasificación, preparación y nomenclatura: 4.3.1 Ácidos 4.3.2 Bases 4.3.3 Sales 4.3.4 Óxidos 4.3.5 Hidruros Número de horas teóricas asignadas a está unidad: 4.5 ACTIVIDAD 1: COMPLETAR LOS ESPACIOS EN BLANCO CON LA RESPUESTA CORRECTA UNIDAD IV NOMENCLATURA Y

REACCIONES QUÍMICAS INORGÁNICAS 1.- El número de oxidación de un elemento no combinado es __________. 2.- Los cationes tienen carga __________. 3.- Los aniones tienen carga ___________. 4.- Los óxidos no metálicos también reciben el nombre de __________ o ___________ y resultan de la combinación de un _____________ con el _____________ y producen ______________ al combinarse con el agua. 5.- Los hidruros resultan de la combinación del ____________con cualquier __________. 6.- Las bases también reciben el nombre de ___________ y resultan de la reacción entre un ____________ con el _____________. 7.- Los hidrácidos resultan de la combinación de un _______________ con el ______________. 8.- Los oxiácidos resultan de la combinación del _______________ con los ______________. 9.- Las sales binarias son sales que provienen de los _______________ 10.- Las sales son el producto de la reacción entre ___________ y ______________. 11.- Una reacción química es la _______________ y ______________de enlaces.químicos. 12.- Tipo de reacción química en la que dos o más especies químicas se unen para formar un solo producto.

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13.- Reacción química en la que una sola especie se descompone en dos o más productos _______________. 14.- Reacción en la que los átomos de un elemento desplazan en un compuesto a los átomos de otro elemento _____________________. 15.- Reacción química que generalmente sucede en solución acuosa donde hay iones presentes, y se produce un intercambio entre ellos ____________________. 16.- Reacciones donde existe transferencia de electrones _______________.

RESPUESTAS DE LA ACTIVIDAD 1 UNIDAD IV. NOMENCLATURA Y REACCIONES QUÍMICAS

INORGÁNICAS 1.- Cero 2.- Positiva 3.- Negativa 4.- Óxidos ácidos, anhídridos, no metálicos, oxígeno y ácidos 5.- Hidrógeno y metal. 6.- Hidróxidos, óxido metálico y agua. 7.- No metal e hidrógeno. 8.- Agua y anhídridos. 9.- Hidrácidos 10.- ácidos y bases. 11.- Ruptura y formación. 12.- Reacción de síntesis. 13.- Reacción de análisis o descomposición. 14.- Simple substitución. 15.- Doble substitución. 16.- Reacciones de óxido reducción.

ACTIVIDAD 2: RESOLVER LOS SIGUIENTES PROBLEMAS UNIDAD IV. NOMENCLATURA Y REACCIONES QUÍMICAS

INORGÁNICAS

1.- Determinar el número de oxidación para cada uno de los átomos de las siguientes especies químicas: a) CaCO3 b) NaNO3 c) H2SO4 d) H3PO4 e) Al2O3 f) CaCl2 g) PbI2 h) i) Al j) S k) (NO3)1- l) (SO4)2- m) CuO 2.- Escribe el nombre de las siguientes especies químicas: a) FeCl2, b) FeCl3, c) FeSO4, d) Fe2(SO4)33.- Escribe la fórmula de los siguientes anhídridos (óxidos ácidos) a) Monóxido de carbono. b) Dióxido de carbono. c) Dióxido de nitrógeno. d) Pentóxido de dinitrógeno. e) trióxido de azufre.

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f) heptóxido de dicloro. 4.- Escribe la fórmula de los siguientes anhídridos: a) Anhídrido hipocloroso b) Anhídrido cloroso c) anhídrido clórico d)Anhídrido perclórico e) Anhídrido brómico f) Anhídrido iodoso g) Anhídrido nítrico h) anhídrido hiponitroso.

RESPUESTAS DE LOS PROBLEMAS DE LA ACTIVIDAD 2 UNIDAD IV. NOMENCLATURA Y REACCIONES QUÍMICAS

INORGÁNICAS

1.- En el CaCO3 los números de oxidación son: Ca +2, C+4, O-2 En el NaNO3 los números de oxidación son: Na +1, N +5, O -2 En el H2SO4 los números de oxidación son: H +1, S +6, O -2 En el H3PO4 los números de oxidación son: H+1, P +5, O -2 En el Al2O3 los números de oxidación son: Al +3, O-2 En el CaCl2 los números de oxidación son: Ca +2, Cl -1 En el PbI2 los números de oxidación son: Pb +2, I-1 Para el Al y el S el número de oxidación es 0 En el (NO3)1- los números de oxidación son: N +5, O -2 En el (SO4)2- los números de oxidación son: S +6, O-2 En el CuO los números de oxidación son: Cu +2, O-2 2.- a) Cloruro de hierro (II) o Cloruro ferroso b) Cloruro de hierro (III) o Cloruro férrico c) Sulfato de hierro (II) o Sulfato ferroso d) Sulfato de hierro (III) o Sulfato férrico 3.- a) CO b) CO2 c) NO2 d) N2O5 e) SO3 f) Cl2O7 4.- a) Cl2O b) Cl2O3 c)Cl2O5 d) Cl2O7 e) Br2O5 f) I2O3 g) I2O3 h) N2O5 i) N2O

ACTIVIDAD 3: EJERCICIOS DE APRENDIZAJE UNIDAD IV

1.- Explicar en que consisten las reglas para asignar números de oxidación. 2.- Elaborar un mapa conceptual de los diferentes tipos de reacciones químicas. 3.- Elaborar un mapa conceptual de la definición, clasificación, preparación y nomenclatura de ácidos, bases, óxidos e hidruros.

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4.- Elaborar un mapa conceptual de las reacciones del hidrógeno con metales y no metales, reacciones del oxígeno con metales y no metales, reacciones que dan origen a hidróxidos (metal + agua y óxido metálico + agua), reacciones que dan origen a los ácidos del tipo oxiácido (óxido no metálico + agua) y reacciones que dan origen a sales (metal + no metal,ácido + hidróxido y metal + ácido) BIBLIOGRAFIA G.A. Ocampo, F. Fabila G., J.M. Juárez C.,R. Monsalvo V., V.M. Ramírez R.Fundamentos de Química Grupo Patria Cultural págs. 103-119.

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UNIDAD V. DISOLUCIONES

5.1 Definiciones 5.1.1 Concepto de disolución 5.1.2 Disolventes polares y no polares 5.1.3 Procesos de disolución 5.1.4 Equilibrio químico en disoluciones 5.1.5 Concentración de disoluciones en base a su composición Disoluciones porcentuales 5.1.5.1 Problemas y cálculos Disoluciones normales 5.1.5.2 Problemas y cálculos Disoluciones molares 5.1.5.3 Problemas y cálculos Disoluciones formales 5.1.5.4 Problemas y cálculos Disoluciones molales 5.1.5.5 Problemas y cálculos Disoluciones ppm y ppb 5.1.5.6 Problemas y cálculos Concepto y aplicación de fracción mol 5.1.5.7 Problemas y cálculos Número de horas teóricas asignadas a está unidad: 7.5 ACTIVIDAD 1: COMPLETAR LOS ESPACIOS EN BLANCO CON

LA RESPUESTA CORRECTA UNIDAD V. DISOLUCIONES

1.- Una disolución es una mezcla _________________ de dos o más sustancias, el ________________ es la sustancia presente en menor cantidad, y el _______________es la sustancia que está en mayor cantidad. 2.- La _____________ es la máxima cantidad de soluto que se disolverá en una cantidad dada de solvente a una ______________ específica 3.- la ______________ de una disolución es la cantidad de soluto en una cantidad dada de disolvente. 4.- La ____________ es el número de moles de soluto en un litro de disolución. 5.- La _____________ es el procedimiento que se sigue para preparar una disolución menos concentrada a partir de una más concentrada. 6.- La _______________ se define como la parte fraccionaria del número total de moles de una solución con la que contribuye el componente x de la misma. 7.- La ________________ se define como el número de equivalentes-gramo de soluto por litro de solución. 8.- La ______________ es el número de moles de soluto por 1000g de disolvente. 9.- Los ______________ son disoluciones que conducen la corriente eléctrica.

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10- Capacidad de una solución para conducir la corriente eléctrica _______________ 11.- Una _______________ significa una parte de soluto por cada 106 partes de disolución. 12.- Una ________________ significa una parte por 1000 millones de partes.

RESPUESTAS DE LA ACTIVIDAD 1 UNIDAD V. DISOLUCIONES

1.- Homogénea, soluto y disolvente. 2.- Solubilidad y temperatura. 3.- Concentración. 4.- Molaridad, 5.- Dilución 6.- Fracción molar 7.- Normalidad 8.- Molalidad 9.- Electrolitos 10.- conductividad eléctrica 11.- 1 ppm 12.- 1 ppb.

ACTIVIDAD 2: RESOLVER LOS SIGUIENTES PROBLEMAS UNIDADV. DISOLUCIONES

1.- Calcular el número de miligramos que hay en 3.50 miliequivalentes de : a) iones Cl-1 b) iones PO4

-3

2.- Una solución acuosa contiene 8% de azúcar y tiene la densidad de 1.03 g por ml ¿Cuántos gramos de azúcar habrá en 400 mL de la solución? 3.- El HCl concentrado que tiene una densidad de 1.20 g por mL, contiene 35% en peso de HCl ¿Cuál es la composición en fracción molar de dicho ácido? 4.- Cuántos gramos de NaCl hay en 250 ml de una solución 2.5 M? 5.- ¿Qué volumen de solución 0.75 M se puede preparar a partir de 500 g de Na2SO4? 6.- ¿Cuál es la molaridad de una solución que contiene 250g de CaCl2 en 1500 mL de solución? 7.- Se diluye a 20 litros un litro de solución 12 M de HCl ¿Cuál es la molaridad de la solución diluida? 8.- Una solución contiene 17 gramos de nitrato de sodio en 100 mL de una solución, cuya densidad es de 1.10 g por mL calcular: a) El porcentaje en peso del nitrato de sodio. b) La molaridad de la solución.

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RESPUESTAS DE LOS PROBLEMAS DE LA ACTIVIDAD 2 UNIDAD V. DISOLUCIONES

1.- a) 124 mg b) 111 mg 2.- 33.0 gramos. 3.- NHCl = 0.210 4.- 36.53 g 5.- 4.70 L 6.- 1.5 M 7.- 0.6 M 8.- a) 15.5% b) 2.0 M

ACTIVIDAD 3: EJERCICIOS DE APRENDIZAJE UNIDAD V. DISOLUCIONES

1.- Escribir la ecuación para calcular la Molaridad y explicar por qué es está una unidad de concentración conveniente en química. 2.- Describir los pasos implicados en la preparación de una disolución de concentración molar conocida utilizando un matraz volumétrico. 3.- Describir los pasos básicos implicados en la dilución de una disolución de concentración conocida. 4.- Escribir la ecuación que permite calcular la concentración de una disolución diluida, asignar unidades a todos los términos. 5.- Elaborar un mapa conceptual de disoluciones. 6.- Describir que es un solvente polar y un solvente no polar. BIBLIOGRAFIA Paul R. Frey, Problemas de química y como resolverlos editorial CECSA décima novena reimpresión págs. 213-227. Chang Raymond, College Williams, Química Mc Grawn-Hillente edición. págs.

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UNIDAD VI. ESTEQUIOMETRÍA 6.1 Definición e importancia de la estequiometría. 6.2 Pesos atómicos, pesos moleculares, el mol y el número de Avogadro. 6.3 Interconversión entre masa, moles y número de moléculas. Composición porcentual de los elementos de un compuesto 6.4 Determinación de fórmulas empíricas 6.5 Balanceo de ecuaciones químicas 6.5.1 Método por tanteo 6.5.2 Método matemático 6.5.3 Método redox 6.6 Cálculos a partir de reacciones químicas 6.6.1 Concepto de pureza 6.6.2 Reactivo limitante 6.6.3 Cantidades de reactivos y productos 6.6.4 Rendimiento de una reacción química Número de horas teóricas asignadas a está unidad: 6.0 horas ACTIVIDAD 1: COMPLETAR LOS ESPACIOS EN BLANCO CON

LA RESPUESTA CORRECTA UNIDAD VI. ESTEQUIOMETRÍA

1.- La ________________ describe las relaciones cuantitativas entre elementos en compuestos. 2.- La _________________ de una sustancia muestra su composición química y representa tanto a los elementos presentes como la proporción en la que se encuentran los átomos de dichos elementos. 3.-______________ es el peso promedio de las masas de los isótopos componentes de un elemento. 4.- _El _____________ de una molécula se obtiene sumando los pesos atómicos de los átomos que la constituyen. 5.- Una _______________ es la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos moléculas u otras partículas) como el número de átomos contenidos exactamente en 12 gramos del carbono-12.

RESPUESTAS DE LA ACTIVIDAD 1 UNIDAD VI. ESTEQUIOMETRÍA

1.- Estequiometría 2.- Fórmula química 3.- Peso atómico 4.- Peso molecular 5.- Mol

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ACTIVIDAD 2: RESOLVER LOS SIGUIENTES PROBLEMAS

UNIDAD VI. ESTEQUIOMETRÍA 1.- Calcular la masa en gramos que equivale a 0.35 moles de Al. 2.- Calcular el número de moles que hay en un litro de agua. 3.- ¿Cuántas moles hay en un cubo de Al de 10 cm de lado? 4.- ¿Cuántas moles hay en un kilo de hierro? 5.- Calcular el número de milimoles que hay en 1.0 gramo de agua. 6.- Calcular el número de átomos de hidrógeno y de oxígeno que hay en 25 gramos de agua. 7.- ¿Cuántas veces es más pesado un átomo de oxígeno que un átomo de hidrógeno? 8.- Se determinó que un compuesto contiene 40.01% de carbono, 6.67% de hidrógeno y 53.32% de oxígeno la masa molecular es de 178 g/mol, determinar la fórmula del compuesto. 9.- Se encontró que un compuesto 88.80% de cobre y 11.20% de oxígeno Determinar la fórmula del compuesto. 10.- Una muestra de un compuesto orgánico de 1.224 gramos que contiene carbono, hidrógeno y oxígeno se quemaron en una atmósfera de oxígeno produciendo CO2 y H2O. Se formaron 1.794 g de CO2 y 0.729 g de agua ¿Cuál es la fórmula empírica del compuesto orgánico formado? 11.- Calcular la fórmula de un compuesto que contiene 31.80% de potasio, 29% de cloro y 39.20% de oxígeno . 12.- ¿Cuántos átomos hay en 136.9 gramos de hierro metálico? 13.- ¿Cuántos átomos hay en 2.451 moles de hierro? 14.- Balancea por tanteo las siguientes ecuaciones químicas: a) P4 + Cl2 ------------------► PCl3 b) RbOH + SO2 ------------------► Rb2SO3 + H2O c) P4O10 + CaOH2 ------------------► Ca3(PO4)2 + H2O 15.- La reacción química de la combustión del metano con exceso de oxígeno está representada por la siguiente ecuación química: CH4 + 2O2 ------------------► CO2 + 2H2O a) ¿Cuántas moléculas de oxígeno reaccionarán con 47 moléculas de metano? b) ¿Cuántas moles de agua pueden producirse si reaccionan 3.5 moles de metano con oxígeno en exceso. 16.- El fósforo P4 arde en presencia de un exceso de O2 para dar P4O10, en está reacción ¿qué masa de P4 reacciona con 1.5 moles de O2? 17.- Calcular la masa máxima de NiOH2 que puede prepararse al mezclar dos disoluciones que contienen 25.9 g de NiCl2 y 10 g de NaOH respectivamente NiCl2 + NaOH ------------------► NiOH2 + 2 NaCl 18.- Una muestra de 15.6 g de C6H6 se mezcló con un exceso de HNO3 y se obtuvieron 18.0 g de C6H5NO2, calcular el rendimiento porcentual de nitrobenceno en esta reacción. C6H5 + HNO3 ------------------► C6H5NO2 + H2O

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19.- Especificar cual de las siguientes reacciones son de óxido reducción, identificar el agente oxidante, el agente reductor, la sustancia que se oxida y la sustancia que se reduce. a) Cu(s) + 2Ag+

(ac) ------------------► 2Ag(s) + Cu+2(ac)

b) HCl(g) + NH3(g) ------------------► NH4(s) + c) SiCl4(l) + 2H2O (l) ------------------► 4HCl(ac) + SiO2(s)20.- Balancear por el método óxido reducción la ecuación química siguiente: K2Cr2O7 + KI + HCl ------------------► KCl + CrCl3 + I2 + H2O

RESPUESTAS DE LOS PROBLEMAS DE LA ACTIVIDAD 2 UNIDAD VI. ESTEQUIOMETRÍA

1- 9.5 gramos de Al2- 55.5 moleS. 3- 100 4- 17.9 5.- 55.5 6.- 16.744 X 1023 átomos de hidrógeno 8.372 X 10 23 átomos de oxígeno. 7- 15.9 veces. 8- C6H12O69- Cu2O 10- CH2O 11- KClO3 12.- 2.451 mol átomos de Fe 13.- 1.476 X 1024 átomos de Fe 14.-a) P4 + 6Cl2 ------------------► 4PCl3 b) 2RbOH + SO2 ------------------► Rb2SO3 + H2O …...c) P4O10 + 6CaOH2 ------------------► 2Ca3(PO4)2 + H2O 15.- a) 94 moléculas de oxígeno b) 7.0 moles de agua 16.- 37.2 g de P417.- 11.6 g de NiOH2. 18.- 73.2 % 19.- ¿Es redox? Agente

oxidante Agente reductor

Sustancia oxidada

Sustancia reducida

a) Sí Ag+ Cu Cu Ag+

b) No ----- ----- ----- ----- c) No ----- ----- ----- ----- d) Sí SiCl4 Mg Mg SiCl4e) No ----- ----- ----- -----

20.- K2Cr2O7 + 6KI + 14HCl ------------------► 8KCl + 2CrCl3 + 3I2 + 7H2O

ACTIVIDAD 3: EJERCICIOS DE APRENDIZAJE UNIDAD VI. ESTEQUIOMETRÍA

1.- Definir el concepto de estequiometría. 2.- Elaborar un mapa conceptual con los siguientes términos:

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Peso atómico, pesos molecular,el mol y el número de Avogadro. 3.- Definir los siguientes conceptos: reactivo limitante, reactivo en exceso, rendimiento de una reacción y pureza. 4.- Escribe el procedimiento general balancear reacciones por el método redox. 5.- definir los siguientes conceptos: Agente oxidante, agente reductor, oxidación, reducción, semireacción de oxidación y semireacción de reducción.l BIBLIOGRAFIA Kenneth W. Whitten, Raymond E. Davis, M Larry Peck , George G. Stanley Química octava edición Cengage learnig Págs. 84-115 Paul R. Frey, Problemas de química y como resolverlos editorial CECSA décima novena reimpresión págs. 94-153, 380- 397. Zumdahal Steven S. Zumdahal Susan A. Química primera edición 2007 grupo editorial Patria págs 160-177 Gustavo Valencia del Toro, María Eugenia Marín Aguilar Modelos Fisicoquímicos Solución de Problemas UNAM Facultad de Estudios Superiores de Iztacala 2007. Págs. 14-20.

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UNIDAD VII. EQUILIBRIO QUÍMICO

7.1 Estado de equilibrio 7.1.1 Ley de acción de masas 7.1.2 Expresiones de la constante de equilibrio 7.1.3 Principio de Le Chatelier 7.1.4 Factores que influyen sobre el equilibrio químico 7.2 Tipos de constantes de equilibrio 7.2.1 Constantes de equilibrio expresadas en términos de presión. 7.2.2 Constante de equilibrio de formación de complejos. 7.2.3 Constante de equilibrio para ácidos y bases. 7.2.4 Constante de equilibrio para formación de precipitados Número de horas teóricas asignadas a está unidad: 6.0 ACTIVIDAD 1: COMPLETAR LOS ESPACIOS EN BLANCO CON

LA RESPUESTA CORRECTA UNIDAD VII. ESTEQUIOMETRÍA

1.- Las reacciones químicas que ocurren en cualquier dirección reciben el nombre de reacciones ________________. 2.- Existe _____________________ cuando dos reacciones opuestas ocurren de manera simultánea a la misma velocidad. 3.- Principio que establece que un sistema en equilibrio reacciona para contrarrestar el efecto que lo modifico y restablecer un nuevo estado de equilibrio _________________ 4.- Algunos de los factores que afectan el equilibrio químico son ___________ __________ y ___________. 5.- La ________________ de una reacción química es el número de moléculas de reactante por unidad de volumen que se transforman con respecto a la unidad de tiempo. 6.- Cuando una reacción química sucede hacia la formación de productos se considera que se efectúa en sentido _________________. 7.- Cuando una reacción química se lleva a cabo hacia la formación de reactantes se considera que se efectúa en sentido _________________. 8.- A una temperatura dada el valor de la _______________ es constante.

RESPUESTAS DE LA ACTIVIDAD 1 UNIDAD VII. ESTEQUIOMETRÍA

1.- Reversibles. 2.- Equilibrio químico. 3.- Principio de Le Chatelier. 4.- Temperatura, presión y concentración. 5.- Velocidad de reacción. 6.- Directo.

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7.- Inversa. 8.- Constante de equilibrio.

ACTIVIDAD 2: RESOLVER LOS SIGUIENTES PROBLEMAS UNIDAD VII. ESTEQUIOMETRÍA

1.- Escribir las expresiones para la constante de equilibrio en términos de concentraciones en los siguientes casos: a) N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g)b) H2CO3(ac) + H2O(l) ↔ HCO3

-(ac) + H3O+

(ac)2.- En un recipiente vacío de 5.0 L, se coloca cierta cantidad de hidrógeno y nitrógeno a 5000C cuando se estableció el equilibrio, estaban presentes 3.01 moles de N2, 2.10 moles de H2 y 0.565 moles de NH3, calcular la Kc de la reacción a 5000C. N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g)3.- En un recipiente de 2 L, se colocan 10 moles de N2O a cierta temperatura, donde se descompone de acuerdo a la siguiente reacción: 2N2O(g) ↔ 2N2(g) +O2(g) En el equilibrio quedan 2.20 moles de N2O.Calcular el valor de Kc de esta reacción. 4.- Se calienta una solución acuosa de etanol y ácido acético, ambos a concentración de 0.810 M Hasta 1000C en el equilibrio, la concentración de ácido acético es 0.748 M calcular K a 1000C para la reacción: C2H5OH(l) + CH3COOH(l) ↔ CH3CO2C2H5(ac) + H2O(l)5.- Suponga que un tanque contiene inicialmente H2S a presión de 10 atm a 8000K , cuando la reacción : 2H2S(g) ↔ 2H2(g) + S2(g)alcanza el equilibrio la presión parcial del vapor de S2 es 0.020 atm, calcular Kp

RESPUESTAS DE LOS PROBLEMAS DE LA ACTIVIDAD 2 UNIDAD VII. ESTEQUIOMETRÍA

1- a) K = [NH3]2/ [N2][H2]3 b) K = [HCO3

-][H3O+]/ [H2CO3] 2.- Kc = 2.86 3.- 24.5 4.- K = 0.11 5.- 3.2 X10-7

ACTIVIDAD 3: EJERCICIOS DE APRENDIZAJE

UNIDAD VII. ESTEQUIOMETRÍA 1.- Explicar el significado de la constante de equilibrio Kc 2.- Considerando la reacción hipotética sencilla A + B ↔ C + D desarrolla la expresión de la constante de equilibrio. 3.- Explicar que es la ley de acción de masas. 4.- Enunciar el principio de Le Chatelier. 5.- Definir e ilustrar los siguientes términos: a) Reacción reversible b) Equilibrio estático c) constante de equilibrio. 6.- Explicar el significado de:

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a) Un valor muy grande de K b) Un valor muy pequeño de K c) un valor de K aproximadamente igual a 1. BIBLIOGRAFIA Kenneth W. Whitten, Raymond E. Davis, M Larry Peck , George G. Stanley Química octava edición Cengage learninig Págs.659-701 Kotz John C., Treichel, Weaver Gabriela C. Química sexta edición editorial Thompson págs. 654-679

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UNIDAD VIII. ÁCIDOS Y BASES

8.1 Introducción a los conceptos de ácidos y bases. 8.1.1 Teorías de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis. 8.1.2 Ácidos y bases fuertes. 8.1.3 Ácidos y bases débiles. 8.1.4 pH. Escala de pH. 8.1.5 Cálculo del pH de ácidos y bases fuertes y de ácidos y bases débiles. Número de horas teóricas asignadas a está unidad: 3.0 ACTIVIDAD 1: COMPLETAR LOS ESPACIOS EN BLANCO CON

LA RESPUESTA CORRECTA UNIDAD VIII. ÁCIDOS Y BASES

1.- Sustancia que en solución acuosa genera iones H+ _______________ 2.- Sustancia que en solución acuosa genera iones OH-_______________ 3.- Un ácido de ___________________ es un donador de protones. 4.- Especie química aceptora de protones ______________________ 5.- Un protón hidratado recibe el nombre de ____________________ 6.- Especie química que dona pares de electrones para formar enlaces covalentes_________________ 7.- Especie química que acepta pares de electrones libres para formar enlaces covalentes. 8.- La fuerza de un ácido está definida por la posición del _______________ de su reacción de disociación. 9.- Un ácido fuerte produce una base conjugada _________________. 10.- Un ácido _______________ es aquel que se disocia más del 90% en solución acuosa. 11.- Entre más débil sea un ácido más _________________ es su base conjugada. 12.- Una sustancia es _______________ cuando puede comportarse como ácido o como base.

RESPUESTAS DE LA ACTIVIDAD 1 UNIDAD VIII

1.- Ácido de Arrhenius 2.- Base de Arrhenius 3.- BrØnsted 4.- Base de BrØnsted 5.- Ion hidronio 6.- Base de Lewis 7.- Ácido de Lewis. 8.- Equilibrio 9.- Débil. 10.- fuerte

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11.- fuerte 12.- anfótera

ACTIVIDAD 2: RESOLVER LOS SIGUIENTES PROBLEMAS UNIDAD VIII. ÁCIDOS Y BASES

1.- Calcular [H+] o [OH-] según se requiera para cada una de las siguientes disoluciones a 25oC e indica si la disolución es neutra, ácida o básica. a) 1X10-5 M OH- b) 1X10-7M OH- c) 10 M H+

2.- Calcular el pH y el pOH para cada una de las siguientes disoluciones a 250C . a) OH- 1X10-3 M b) OH- 1M 3.- Se obtuvo el pH de una muestra de sangre humana como 7.41 a 250C Calcular pOH, [H+] y [OH-] para la muestra. 4.- Calcular el pH de una disolución acuosa de 0.100 M de ácido hipocloroso, el cual tiene una ka = 3.5 X 10-8. 5.- Calcular el pH de una disolución que contiene HCN 1.0 M (Ka = 6.2 X 10-10) y HNO2 5.00 M (4X10-4), calcular la concentración del ión CN- en está disolución en equilibrio. 6.- Calcular el pH de una disolución 5X10-2 M de NaOH. 7.- Calcular el pH de una disolució 15.0 M de NH3 (Kb= 1.8 X 10 -5) 8.- Calcular el pH de una disolución 1.0 M de metil amina (Kb = 4.38 X 10-4) 9.- Calcular la disociación porcentual de ácido acético (Ka = 1.8 X 10-5) en cada una de las siguientes disoluciones: a) 1.0 M b) 0.100 M Calcula la disociación porcentual de ácido en cada una de las siguientes disoluciones: a) Ácido acético 0.50 M b) Ácido acético 0.050 M c) Ácido acético 0.0050 M

RESPUESTAS DE LOS PROBLEMAS DE LA ACTIVIDAD 2 UNIDAD VIII. ÁCIDOS Y BASES

1.- a) 1X10-9M, la disolución es básica b) 1X10-7M, la disolución es neutra c) 1X10-15M, la disolución es ácida 2.- a) pOH = 3 b) pOH = 14 3.- pOH = 6.59 [H+] = 3.9X10-8 [OH-] = 2.6X10-7

4.- [H+] = 5.9X-5M pH = 4.23 5.- [CN-] = 1.4X10-8

6.- pH = 12.70 7.- pH = 12.20 8.- pH 12.32 9.- a) 0.42 % b) 1.3 % 10.- a) 0.60% b) 1.9% d) 5.8%

ACTIVIDAD 3: EJERCICIOS DE APRENDIZAJE UNIDAD VIII. ÁCIDOS Y BASES

1.- Elabora un mapa conceptual de las teorías ácido base de Lewis, Arrhenius y Bronsted y Lowry

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2.- Describir la diferencia entre los términos fuerza y concentración al aplicarlos a los ácidos y las bases. ¿En qué caso el HCl es fuerte? ¿en qué caso es débil? ¿En que caso es concentrado? ¿En que caso es diluido? Responder a las mismas preguntas para el NH3. 3.- ¿Porqué el pH del agua a 250C es 7?. 4.- Dibujar la escala de pH e indicar cada una de las partes que la componen. 5.- Definir el significado de los siguientes términos: Ka de una reacción, Kb de una reacción,Constante de equilibrio Ka, Constante de equilibrio Kb y Par conjugado ácido- base. 6.- Explica porqué las sales pueden ser ácidas. Básicas o neutras. 7.- Definir el significado de los siguientes términos: a) Ka de una reacción b) Constante de equilibrio Ka c) Kb de una reacción d) Constante de equilibrio Kb e) Par conjugado ácido-base f) Anfótero g) Kw de una reacción h) Constante de equilibrio Kw i) pH j) pOH k) pKw BIBLIOGRAFIA Zumdahal Steven S. Zumdahal Susan A. Química primera edición 2007 grupo editorial Patria págs 623-679. Kotz John C., Treichel, Weaver Gabriela C. Química sexta edición editorial Thompson págs. 51-77

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REACTIVOS DE EVALUACIÓN DE QUÍMICA GENERAL … Didactico/REACTIVOS... · ACTIVIDAD 3: EJERCICIOS...

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