cuadernillo de nivelaciÓn en...

Universidad Nacional del Sur

CUADERNILLO DE NIVELACIÓN EN QUÍMICA

2009

Departamento de Química

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Cuadernillo de Nivelación en Química Departamento de Química

2

Para tener en cuenta

Este Cuadernillo de Problemas de Química sirve de apoyo al Curso de Nivelación en Química.

Su organización intenta responder a algunas dificultades tradicionales en el aprendizaje de la Química, como son:

P Ejercicios matemáticos P Lenguaje P Aplicaciones P Unidades La Química, como cualquier otra actividad tiene su vocabulario propio,

pero además es cuantitativa. Es precisamente esto, el lenguaje y los cálculos, que deberías haber aprendido, lo que repasaremos a lo largo de estas páginas.

Aprender a resolver problemas es uno de los objetivos de la

enseñanza de las ciencias en el nivel medio pero, más importante que obtener la respuesta correcta (obviamente con las unidades correspondientes), es conocer la manera de llegar a ella, de establecer la relación que hay o que debe haber entre los datos que se nos den, y de plantear el problema, es por eso que en este Cuadernillo no se presentan las respuestas de la ejercitación propuesta.

Se sugiere el uso del “análisis dimensional” (factores de conversión), en lugar de la regla de tres, para la resolución de los problemas que aquí se presentan.




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Programa

Módulo 1

La materia en la naturaleza: estados de agregación y propiedades. Módulo 2

Mediciones y magnitudes: Sistema Internacional de Medida, notación científica, factores de conversión, cantidad de materia, masa, peso y volumen. Módulo 3

Enlace y periodicidad: átomos y moléculas, características generales de las moléculas, organización de los elementos en la Tabla Periódica. Módulo 4

La materia reacciona: las reacciones químicas y sus relaciones cuantitativas. Nomenclatura de compuestos orgánicos e inorgánicos. Módulo 5

Soluciones acuosas: unidades de concentración, preparación de soluciones. Bibliografía:

• Alimenti y Prat, Conocimientos Básicos de Química. Ediuns 2009. • Candás, Fernández y Gordillo, Química: Estructura y

transformaciones de la materia. Ed. Estrada Polimodal, 2000. • Cerdeira, Orti, Rela y Sztrajman, Física Química. Ed. Aique Polimodal,

2000. • Chandías, Weitz, Química. Ed. Kapeluz, 2001. • Mautino, Química IV. Ed. Stella, 1992. • Mautino, Química Polimodal, Estructura de la materia y

transformaciones químicas. Ed. Stella, 2002. • Milone, Química IV, General e inorgánica. Ed. Estrada, 1980.



USO DE LOS FACTORES DE CONVERSIÓN PARA LA RESOLUCIÓN DE PROBLEMAS

Los problemas en química se resuelven con frecuencia por un método que implica conversiones de un tipo de unidades a otro. Esta estrategia se llama análisis dimensional. Consiste en multiplicar la cantidad conocida y sus unidades por uno o más factores de conversión, para obtener la respuesta en las unidades deseadas.

Un factor de conversión es una fracción en cuyo numerador y denominador existen diferentes unidades que expresan la misma cantidad, por ejemplo: Los dos primeros factores tienen unidades del mismo tipo en el numerador y el denominador. El tercer factor no tiene unidades del mismo tipo. Sin embargo, 1 g de agua y 1 cm3 de agua son físicamente lo mismo. La densidad también puede considerarse un factor de conversión. Supongamos que deseamos convertir 130 minutos en horas. Podemos expresar el problema de la siguiente forma: Información buscada = Información conocida Número de horas = 130 minutos

Información conocida y unidad x Factor de conversión = Información buscada (en la unidad deseada)

horas 2,17 minutos 60hora 1 x minutos 130 horas de número ==

Información buscada Factor de

conversión

Información conocida

hora 1minutos 60

m 1000km 1

agua de cm 1agua de g 1

3




5

Aplique el análisis dimensional a las siguientes situaciones: 1. Los hombres más veloces recorren 100 m en 10 s. ¿A qué velocidad van, en km/h? 2. Un año luz es la distancia que recorre la luz en un año. Si la luz viaja a 300.000 km/s, ¿cuántos kilómetros son un año luz? 3. Por cada gramo de aire, 0,233 g son de oxígeno. Calcule cuántos gramos de oxígeno hay en 300 L de aire.

Dato: δaire = 1,18 g/L 4. La sangre de una persona adulta contiene por término medio, cinco millones de glóbulos rojos (eritrocitos) por cada mm3. El volumen de una gota de sangre es aproximadamente la décima parte del cm3, ¿qué cantidad de eritrocitos se encuentran presentes en una gota de sangre? 5. El agua de mar contiene 35g de cloruro de sodio (NaCl) cada 100 g de agua de mar. ¿Qué cantidad de NaCl se puede obtener al evaporar 2,5 L de agua de mar?

Dato: δagua de mar = 1,03 g/cm3




Módulo 1 6

Módulo 1 La materia en la naturaleza:

Estados de agregación y propiedades. 1. “Los ciclos naturales mantienen o deberían mantener el equilibrio en la

naturaleza” En los ciclos naturales que se muestran indique:

a) Dónde encuentra solamente cambios físicos, b) Dónde encuentra solamente cambios químicos, c) Dónde encuentra cambios físicos y químicos. d) Qué se mantiene constante y qué cambia.




Módulo 1 7

Ciclo del agua

Ciclo del oxígeno

dióxido




Módulo 1 8

2. ¿Cómo clasificaría a cada uno de los siguientes materiales? Marque con una X según corresponda:

MATERIAL

Sustancia pura

Compuesto Elemento Mezcla homogénea

Mezcla heterogénea

Agua destilada

Acero Esmog Aspirina Moneda Hierro 3. De tres ejemplos de mezclas con que tienes contacto en tu vida, y

explique por qué considera que son mezclas. 4. ¿Cómo se diferencia una sustancia pura de una mezcla y de una solución? 5. A temperatura ambiente y presión atmosférica represente, utilizando un

modelo de partículas, una misma sustancia en sus tres estados de agregación.

6. Una persona está cocinando un alimento en un recipiente de 500 mL lleno

hasta la mitad con agua, colocado sobre una hornalla encendida. Transcurrido un tiempo, el agua comienza a hervir. ¿Se producirá alguna modificación en la temperatura del agua, en cada uno de los siguientes casos? Justifique las respuestas. a) Si se agrega más agua a temperatura de ebullición. b) Si aumenta el tamaño de la llama. c) Si se agregan varios cubitos de hielo.

Sólido Líquido Gaseoso




Módulo 1 9

7. Observe el siguiente gráfico y responda:

a) ¿Cuál es la variable dependiente y cuál la independiente, por qué? b) Explique desde el punto de vista físico, los cambios que se producen

en el agua en cada uno de los intervalos marcados en los gráficos y represéntalo en el mismo gráfico, mediante el modelo de partícula.




Módulo 1 10

Módulo 1

La materia en la naturaleza:

Estados de agregación y propiedades. Evalúo mis conocimientos 1. Rotule, dando razones, a cada uno de los siguientes procesos como cambios físicos o químicos:

a) Corrosión de hierro metálico

b) Fusión del hielo

c) Pulverización de una aspirina

d) Digestión de una golosina

e) Explosión de nitroglicerina 2. Indique si las siguientes afirmaciones son Verdaderas o Falsas y justifique:

a) El punto de fusión de una sustancia es una propiedad intensiva.

b) La masa de una sustancia es una propiedad intensiva.

c) El calor fluye espontáneamente de una sustancia que está a una temperatura más baja a otra de temperatura más alta.

d) Los líquidos conservan un volumen definido pero son capaces de fluir.

e) El arroz con leche es una mezcla.

3. Cuando el agua de una pava hierve, alrededor del pico se forma una nube. ¿De qué es? Indique cuál de las siguientes respuestas es la correcta y por qué cada una de las otras no lo es:

a) calor condensado. b) Gotitas de agua en el aire. c) Vapor de agua. d) Hidrógeno y oxígeno.




Módulo 2 11

Módulo 2

Mediciones y magnitudes: Sistema Internacional de Medida, notación científica,

factores de conversión, cantidad de materia, masa, peso y volumen.

Resuelva

1. Exprese las siguientes cantidades con prefijos del Sistema Internacional de tal manera que siempre resulte una cantidad con 1, 2, 3 o 4 dígitos antes del punto decimal, seguida de la unidad con prefijo:

i) 614400 m ii) 0,012 mol iii) 0,00137 g iv) 0,000001254 s 2. Elimine los prefijos del Sistema Internacional y escribe las cantidades correspondientes en notación científica en términos de las unidades básicas. 3. ¿Cuántas cifras significativas hay en las cantidades anteriores? Justifique. 4. Efectúe los cálculos siguientes y redondee la respuesta al número apropiado de cifras significativas:

i. 913,3 m x 1,65 cm x 1,247 mm (expresado en metros);

ii. 3,0278g + 0,1104 kg + 4934 cg (expresado en gramos). 5. El ancho de una hoja de papel de impresora (A4) tiene alrededor de:

i) 22 m; ii) 22dm; iii) 22cm; iv) 22mm.

6. El grosor del alambre de un clip para papeles es aproximadamente:

i) 1 mm; ii) 10 mm; iii) 1cm; iv) 10 cm. 7. Exprese cada uno de los siguientes valores en forma exponencial. Incluya las unidades en la respuesta :

i. La velocidad del sonido ( a nivel del mar) : 34.000 centímetros por segundo

ii. El diámetro medio de la célula humana: diez millonésima parte del metro.

iii. El radio ecuatorial de la Tierra: seis mil trescientos setenta y ocho kilómetros.




Módulo 2 12

8. Indique si cada uno de los siguientes valores es un número exacto, o una cantidad medida sujeta a incertidumbre:

i. El volumen de leche en una jarra de 400 cm3.

ii. La distancia entre la Tierra y el Sol.

iii. El número de páginas de este cuadernillo.

iv. El número de días de un mes de enero. 9. ¿Cuál de las dos masas es mayor: 3.257 mg o 0,00475 kg? Explíquelo.

PROBLEMA N° 1

El dibujo presentado a continuación es de un ángulo de hierro, hecho con acero (aleación de hierro – carbono) de densidad 7,78 g/cm3. ¿Cuál es la masa en kilogramos de este objeto?

PROBLEMA N° 2

Una tableta de aspirina contiene 0,33 g de aspirina. Un paciente artrítico de 70,2 kg de peso toma dos tabletas de aspirinas diarias.

a) ¿Qué cantidad de aspirina, expresada en miligramos, hay en las dos tabletas? b) ¿Cuál es la dosis de aspirina expresada en miligramos por kilo de peso? c) Con esta dosis diaria de tabletas de aspirina, ¿cuántos días tardaría en consumir 45,36 g de aspirina?

PROBLEMA N° 3

Un termómetro clínico revela un aumento de temperatura mediante el aumento del nivel del líquido que lo compone. En este proceso, ¿la masa del líquido aumenta? SI/NO ¿por qué?




Módulo 2 13

PROBLEMA N° 4

Un trozo irregular de metal pesa 109,2 g y se colocó en una probeta graduada que contenía 21,0 mL de agua. Cuando el trozo de metal se introdujo en el agua, el volumen leído fue de 33,2 mL. Teniendo en cuenta la tabla de densidades podrías decir de qué metal se trata.

PROBLEMA N° 5

Según un cuadro sinóptico publicado en la página de "EMARKETEER.NET", la deuda externa Argentina ha pasado de 3276000000 dólares, en el año 1966 a 147667000000 dólares en el año 2000.

a. ¿A cuántos moles de dólares asciende la deuda externa? b. Si el dólar se cotiza a $ 3,40 por unidad, ¿a cuántos moles de pesos

asciende la deuda externa? c. ¿Cómo resulta la magnitud de la deuda externa argentina con respecto

al número de Avogadro? PROBLEMA N° 6

Sabiendo que las 2/3 partes de la superficie del planeta Tierra están cubiertas de agua y la profundidad media de los océanos es 2,7 km:

a. Calcule el volumen del agua de los océanos expresado en m3.

b. Conociendo que el volumen de agua de una gota de agua es la vigésima parte de 1 mL, calcule cuántos moles de gotas de agua existen en los océanos terrestres.

c. Calcule la masa de agua contenida en los océanos.

Datos: Diámetro de la tierra: 12756 km, Densidad del agua de mar: 1,03 g/cm3. PROBLEMA N° 7

Tenemos una probeta graduada en mL. Indique hasta que división llega el nivel del líquido contenido en ella si vertemos 8,00g de:

a) Agua b) leche c) nafta

Datos:, δleche = 1,031 g/cm3, δnafta = 0,7100 g/cm3




Módulo 2 14

Módulo 2

Mediciones y magnitudes: Sistema Internacional de Medida, notación científica,

factores de conversión, cantidad de materia, masa, peso y volumen.

Evalúo mis conocimientos 1. Indique cuántas cifras significativas hay en cada uno de los siguientes números:

a) 0,00234 b) 120 c) 2,56 d) 10023 e) 12,05 2. Indique cuáles de las siguientes conversiones de unidades son correctas:

a) 2,5x10-3 L = 2,5 mL b) 25,5 mg = 2,55x10-3 g c) 1,0 µs = 1,0x10-12 s d) 120 pm = 1,20x10-10 cm e) 25 ºC = 298 K 3. Asocie por pares los valores de densidad con las sustancias correspondientes: Sustancia Densidad

a) aire a 25 °C b) aluminio c) ciclohexano (líquido usado como solvente) d) plomo e) agua pura

f) 1 g/mL g) 1,19 g/L h) 0,778 g/mL i) 2,70 g/cm3 j) 11,3 g/cm3




Módulo 2 15

4. Señale cuál de las dos cantidades es mayor: a) 1,3x10-2moles de átomos ó 0,013 moles de átomos

b) 4500 m ó 2 km c) 10 g ó 3500 mg d) 190 cm3 ó 1,9x102 cm3 e) 9 nm ó 3x10-9 cm 5. ¿Cuántos átomos hay en 2,00 cm3 de mercurio?

Dato: La densidad del mercurio es 13,55 g/mL 6. El metanol (alcohol etílico o alcohol de madera) puede usarse como combustible para automóviles, ya sea al estado puro o mezclado con nafta (alconafta).

Un automóvil modificado para utilizar una mezcla de 85,0 % de metanol y 15,0 % de nafta, recorre 25,5 millas por galón. Este combustible tiene una densidad de 0,775 g/mL. ¿Cuántos kg de metanol consume el automóvil en un recorrido de 808 km?

Datos: 1 milla = 1609 m 1 galón = 3,78 L

7. Rosa y Juan han hecho la misma experiencia. En los dibujos se reproducen sus explicaciones. ¿Con cuál de sus opiniones estás de acuerdo? Justifique su opción.

Mi explicación es:




Módulo 3 16

Módulo 3

Enlace y periodicidad: Átomos y moléculas, características generales de las moléculas, organización de los elementos en la Tabla

Periódica.

1. Para realizar esta actividad deberá utilizar la serie de tarjetas que encontrará en las páginas siguientes. a) Teniendo en cuenta la masa atómica de los elementos, ordene las

tarjetas de menor a mayor.

b) Reordene las tarjetas de modo tal que queden encolumnados elementos con el mismo número de electrones externos.

c) Prediga en qué estado de agregación se encontrará la sustancia simple de cada elemento.

d) Analice los puntos de fusión y ebullición de la sustancia simple de cada elemento, ¿cómo se relaciona esta observación con lo predicho en el inciso anterior?

e) Observe y analice los compuestos que forman los elementos que quedaron en la misma columna. Caracterícelos.

f) Las fórmulas de los compuestos químicos en las que los electrones se representan por puntos fue introducida por G. N. Lewis en 1916:

i. ¿Qué elementos de la Tabla periódica pueden cumplir, al combinarse, la Regla del Octeto?

ii. Represente utilizando la “notación-punto” de Lewis las sustancias simples correspondientes a los elementos Cl, O, N, H. ¿Por qué dichas sustancias simples, en la naturaleza, son diatómicas?

iii. Para los elementos Na, C y S, represente los compuestos que figuran en las tarjetas utilizando la “notación-punto” de Lewis. ¿Qué tipo de enlace se establece en cada caso?




Módulo 3 17

2.

a) Complete la siguiente tabla:

Grupo Notación de Lewis Ejemplo III A ( 13) VII A (17) IV A (14)

I A (1) V A (15)

• X • oxígeno

NOTA: X representa un elemento cualquiera del grupo. b) Ordene los elementos anteriores teniendo en cuenta el número de electrones de valencia.

3. Analice los valores experimentales de los siguientes radios:

Especie química Pb Pb2+ Pb4+ Radio / Å 1,54 1,32 0,84

¿Qué relación observa y por qué?

4. Señale si son correctas o no las siguientes afirmaciones, justificando las respuestas.

i. El ion O2- tiene menor radio que el átomo de O. ii. El ion Tl3+ tiene menor radio que el ion Tl+.

5. Si es necesario suministrar energía para ionizar un átomo, ¿por qué se

forman los iones? 6. Teniendo en cuenta las posiciones de los elementos en la tabla periódica

indique qué tipo de enlace se puede predecir para los siguientes compuestos:

a) Cl2(g) c)KCl(s)

b) NH3(g) d) CCl4(l)




Módulo 3 18

Mg Masa atómica: 24,3 *Densidad: 1,74 g/cm3 *Pto. de fusión: 650 °C *Pto. de Ebullición: 1163 °C 1s2, 2s2, 2p6, 3s2 Compuestos: MgO

* de la sustancia simple

H Masa atómica: 1,008 *Densidad: 0,089 g/L *Pto. de fusión: -259 °C *Pto. de Ebullición: -239 °C 1s1 Compuestos: H2O


Si Masa atómica: 28,08 Densidad: 2,3 g/cm3 *Pto. de fusión: 1410 °C *Pto. de Ebullición: 2620 °C 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p2 Compuestos: SiO2


C Masa atómica: 12 *Densidad: 2,2 g/cm3 (grafito) *Pto. de fusión: sublima *Pto. de Ebullición: ---- 1s2, 2s2, 2p2 Compuestos: CO2 * de la sustancia simple

B Masa atómica: 10,81 *Densidad: 2,3 g/cm3 *Pto. de fusión: 2075 °C *Pto. de Ebullición: 3860 °C 1s2, 2s2, 2p1 Compuestos: B2O3


Li Masa atómica: 6,94 *Densidad: 0,53 g/cm3 *Pto. de fusión: 180 °C *Pto. de Ebullición: 1350 °C 1s2, 2s1 Compuestos: Li2O, LiCl





Módulo 3 19

Be

Masa atómica: 9,01 *Densidad: 1,85 g/cm3 *Pto. de fusión: 1283 °C *Pto. de Ebullición: 2470 °C 1s2, 2s2 Compuestos: BeO *de la sustancia simple

F Masa atómica: 18,99 *Densidad: 1,69 g/L *Pto. de fusión: -220 °C *Pto. de Ebullición: -188 °C 1s2, 2s2, 2p5 Compuestos: NaF


K Masa atómica: 39.09 *Densidad: 0,86 g/cm3 *Pto. de fusión: 63 °C *Pto. de Ebullición: 776 °C 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1 Compuestos: KCl, K2O


N Masa atómica: 14 *Densidad: 1,27 g/L *Pto. de fusión: -210 °C *Pto. de Ebullición: -195 °C 1s2, 2s2, 2p3 Compuestos: NH3, N2O5


Al Masa atómica: 26,98 *Densidad: 2,7 g/cm3 *Pto. de fusión: 658 °C *Pto. de Ebullición: 1800 °C 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p1 Compuestos: Al2O3


He Masa atómica: 4,0026 *Densidad: 0,17 g/L *Pto. de fusión: - 272,2°C *Pto. de Ebullición: - 268,9 °C 1s2 Compuestos: -----





Módulo 3 20

Na Masa atómica: 22,9 *Densidad: 0,97 g/cm3 *Pto. de fusión: 98 °C *Pto. de Ebullición: 900 °C 1s2, 2s2, 2p6, 3s1 Compuestos: NaCl, Na2O


Cl Masa atómica: 35,45 *Densidad: 3,1 g/L *Pto. de fusión: -101 °C *Pto. de Ebullición: -34 °C 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5 Compuestos: NaCl


S Masa atómica: 32,06 *Densidad: 2,1 g/cm3 *Pto. de fusión: 119 °C *Pto. de Ebullición: 445 °C 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p4 Compuestos: H2S, Na2S


O Masa atómica: 15,99 *Densidad: 1,429 g/L *Pto. de fusión: --- *Pto. de Ebullición: -183 °C 1s2, 2s2, 2p4 Compuestos: H2O, Na2O


P Masa atómica: 30,97 *Densidad: 1,8 g/cm3 *Pto. de fusión: 44 °C *Pto. de Ebullición: 257 °C 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p3 Compuestos: P2O5


Ar Masa atómica: 39,948 *Densidad: 0,66 g/L *Pto. de fusión: - 189°C *Pto. de Ebullición: -186 °C 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6 Compuestos: ----





Módulo 3 21

7. Prediga el tipo de enlace en las siguientes situaciones: i. Un líquido X no conduce la corriente eléctrica, es inmiscible en agua

y su punto de ebullición es de 115°C.

ii. La cera que se utiliza para fabricar velas se funde a baja temperatura, no es conductora de la electricidad y es soluble en disolventes como la gasolina.

iii. El ácido de los acumuladores es una solución de ácido sulfúrico en agua y es buena conductora de la electricidad.

iv. HCl disuelto en agua y HCl(g).

8. Explique, por qué el bromuro de hidrógeno se disuelve fácilmente en agua, mientras que el bromo líquido es sólo ligeramente soluble en la misma.

9. Dibuje la estructura de puntos de Lewis para:

a) NH4+ c) NO3

-

b) NH3 d) CH3-OH

10. Considere los siguientes elementos hipotéticos:

a) ¿A qué grupo de la tabla periódica pertenece cada uno? b) Muestre la estructura de Lewis del compuesto que forma cada uno con el hidrógeno. c) Escribe, de ser posible, la fórmula de electrón-punto para los iones que se forman cuando reaccionan con sodio. d) Escribe, de ser posible, la fórmula de electrón-punto para los iones que se forman cuando reacciona con cloro.

11. Marque con una X la opción correcta y justifíquela:

a) La Ley Periódica establece que las propiedades de los elementos son

función periódica de…

� su masa atómica.

� su número atómico.

� su peso atómico.

� su volumen atómico.




Módulo 3 22

b) El compuesto que se forma cuando el elemento que tiene 11 protones se

une al elemento que posee 9 electrones…

� es buen conductor de la electricidad al estado sólido.

� tiene bajo punto de ebullición y alto punto de fusión.

� a temperatura ambiente es gaseoso y sus moléculas son entidades bien diferenciadas entre sí.

� es una red cristalina en la cual no se distinguen moléculas c) La estructura de Lewis más correcta para el anión nitrito es: 12. Teniendo en cuenta las propiedades periódicas de los elementos explica por qué el cloro al reaccionar con el sodio forma un compuesto iónico, mientras que si lo hace con el carbono forma un compuesto covalente. 13. Indique cuál o cuáles de las siguientes afirmaciones son correctas y justifique

P La mayor parte de los elementos están formados por una mezcla de isótopos que existen en la naturaleza en proporciones fijas y determinadas.

P Los isótopos de un mismo elemento tienen idénticas propiedades químicas.

P Los isótopos de un elemento tienen todos un número idéntico de neutrones en su núcleo.

P La masa y la carga positiva de un átomo se encuentran concentradas en el núcleo.

P Todos los átomos de un elemento en su estado natural tienen que poseer el mismo número de neutrones.




Módulo 3 23

Módulo 3

Enlace y periodicidad: Átomos y moléculas, características generales de las moléculas, organización de los elementos en la Tabla

Periódica. Evalúo mis conocimientos I) Señale cuál de las representaciones del modelo de partículas mostradas en la tabla, es la adecuada para las siguientes situaciones:

1. Un elemento cuya molécula esté formada por dos átomos. 2. Un elemento cuya molécula esté formada por tres átomos. 3. Un compuesto cuya molécula esté formada por dos elementos. 4. Un compuesto cuya molécula esté formada por dos átomos de un mismo elemento y uno de otro elemento. 5. Una mezcla integrada por dos elementos. 6. Una mezcla integrada por dos compuestos. 7. Una mezcla integrada por un elemento y un compuesto.

A)

B)

C)

D)

E)

F)

G)

II) ¿Podría dar un ejemplo de cada uno de los casos representados?




Módulo 3 24

III) Imagínese un diamante, un clavo de hierro y un trozo de cobre, teniendo en cuenta su ubicación en la Tabla Periódica:

a. ¿qué podría decir acerca de sus densidades, punto de ebullición y punto de fusión?

b. ¿Cómo se interpretan estas propiedades a nivel molecular?

IV) Explique, a nivel submicroscópico, por qué el azufre y el fósforo no conducen la corriente eléctrica, mientras que el aluminio y el oro son buenos conductores de la electricidad.

V) Dados los siguientes pares de elementos: Ar y K; Ni y Co; Te y I. Ordénelos según:

a) sus masas atómicas y b) sus números atómicos.

Discuta las diferencias encontradas en los ordenamientos.

VI) Se tiene un elemento X cuyo catión monopositivo tiene la siguiente configuración electrónica: [Ar] 3s2 3p6. Si el número másico del isótopo más estable de dicho elemento es 39 ¿Cuántos neutrones tiene el núcleo de ese isótopo del átomo X?

VII) Señale si son correctas o no las siguientes afirmaciones, justificando las respuestas.

a) El ión Cs+ tiene igual radio que el ión l-. b) El ión Ca2+ tiene mayor radio que el ión S2-.

VIII) Dados los siguientes átomos:

elemento Z Configuración electrónica Na Mg Al

a) Complete el cuadro usando la Tabla Periódica. b) Indique para cada elemento el ion que forma y su configuración

electrónica. c) ¿Por qué los iones formados se denominan isoelectrónicos? d) ¿Qué relación tendrán los radios iónicos de iones isoelectrónicos ?

IX) ¿La energía de ionización es una propiedad periódica? SI/NO ¿Por qué?




Módulo 3 25

X)

a) Una modista mide el ancho de una tela con su regla de madera que sólo tiene las divisiones correspondientes a los centímetros. Explique con sus palabras, si la modista puede afirmar que el ancho de la tela es igual a 2,543 m.

b) ¿Cuál será el volumen de un charco de agua a 0°C, que queda cuando

se funde un bloque de hielo de 20 cm de arista? Explique con cuántas cifras significativas debe expresar el resultado. Datos: δH2O(l) = 1,000 g.mL-1 a 0°C δH2O(s) = 0,917 g.cm-3 a 0°C




Módulo 4 26

Módulo 4

La materia reacciona: reacciones químicas y sus relaciones cuantitativas.

Nomenclatura de los compuestos inorgánicos.

¿CÓMO NOMBRAR Y FORMULAR COMPUESTOS INORGÁNICOS? Para formular:

Combinaciones binarias (combinaciones de dos elementos)

OXIDOS = Elemento - Oxígeno

X n O m

Metal + Oxígeno = Óxido metálico Fe2O3; Li2O; CaO; Ag2O; Al2O3

No metal + Oxígeno = Óxido no metálico CO2; SO3; N2 O5; CO; Cl2 O3; NO2

O : - 2 Metales: el suyo N° de oxidación No metales: +

FeO

Elemento a la izquierda

Oxígeno a la derecha

Intercambiar N° de oxidación (sin signo)

Óxido de hierro (II)




Módulo 4 27

Para nombrar:

Fe2O3

Óxido de hierro (III)

Estado de oxidación escrito en números romanos y entre paréntesis

Palabra óxido

Nombre del elemento

Trióxido de dihierro

Prefijo numeral que indica el número de oxígenos

Palabra óxido Nombre del elemento

Prefijo numeral que indica el número de átomos del elemento (si es distinto de uno)

PERÓXIDOS = Metal (generalmente alcalino o alcalino-térreo) – Grupo O2

- 2 (grupo peróxido)

X n O 2

BaO2 ; CaO2 ; Li 2O2 ;Ag2O2 ;Na2O2; Hg2O2

O : - 1 N° de oxidación

Metales: el suyo




Módulo 4 28

Para formular: Para nombrar

HIDRUROS = Metal - Hidrógeno

X H m

LiH; KH; CaH2

H : - 1 N° de oxidación Metales: el suyo

Na2O2

Elemento a la izquierda

Grupo peróxido O2-2 a la

derecha

Intercambiar N° de oxidación (sin signo). Peróxido de sodio

Peróxido de bario

Palabra peróxido Nombre del elemento

BaO2

H2O2 = Peróxido de hidrógeno a agua oxigenada




Módulo 4 29

Para formular: Para nombrar: Los hidruros no metálicos no se nombran como tales, todos ellos tienen nombres especiales, no sistemáticos:

CH4 : Metano

SiH4 : Silano

NH3 : Amoníaco

PH3 : Fosfina

AsH3 : Arsina

SbH3: Estibina

Las combinaciones binarias del hidrógeno con los no metales de los grupos 15, 16 y 17 no se consideran hidruros. En ellos se invierte el orden entre el H y el elemento y se nombran de la siguiente forma:

HF : Fluoruro de hidrógeno (en disolución: ácido fluorhídrico) HCl : Cloruro de hidrógeno (en disolución: ácido clorhídrico) HBr : Bromuro de hidrógeno (en disolución: ácido bromhídrico) HI : Ioduro de hidrógeno (en disolución: ácido iodhídrico) H2S : Sulfuro de hidrógeno (en disolución: ácido sulfhídrico)

Los cinco son gases y cuando se disuelven en agua se comportan como ácidos (de ahí el nombre: hidrácidos)

H : + 1 N° de oxidación Halógenos, elementos de los

grupos 15 y 16: negativo

CaH2 Hidruro de calcio

Palabra hidruro

Nombre del metal

KH

Metal a la izquierda Hidrógeno a

la derecha


Hidruro de potasio




Módulo 4 30

Para formular: Para nombrar:

Nombre del elemento más electronegativo (situado a la derecha) terminado en URO CCl4

Tetracloruro de carbono

Prefijo numeral que indica el número de átomos del elemento

Nombre del elemento menos electronegativo (situado a la izquierda)

El más electronegativo: - N° de oxidación El otro: +

No metal - No metal

YnX m

SF6; PCl3; CCl4

PCl3

Elemento menos electronegativo a la izquierda

Elemento más electronegativo a la derecha

Intercambiar N° de oxidación (sin signo) Tricloruro de fósforo




Módulo 4 31


Metal a la izquierda No metal a la derecha

FeCl3


Cloruro de hierro (III)

Sulfuro de plomo (IV)

No metal terminado en URO

Nombre del metal

Estado de oxidación escrito en números romanos y entre paréntesis

PbS2

Disulfuro de plomo

Prefijo numeral que indica el número de átomos del no metal

No metal terminado en URO

Nombre del metal

Metal - No metal (grupos: 15, 16 o 17) Sales

MnXm

KBr; Fe2S3; CaI2

No metal: - N° de oxidación Metal: el suyo




Módulo 4 32


Combinaciones ternarias (combinaciones de tres elementos)

Anión (OH): -1

N° de oxidación del metal: +

Hidróxidos = Metal - (OH)

X(OH)m

Ca(OH)2; NaOH ; Al(OH)3

Al(OH)3

Metal a la izquierda Grupo (OH) a la derecha

N° de oxidación del metal

Hidróxido de aluminio

Fe(OH)2

Hidróxido de hierro (II)

Palabra hidróxido

Nombre del metal

N° de oxidación del metal en números romanos y entre paréntesis




Módulo 4 33

Para formular:

OXOÁCIDOS = Hidrógeno - No metal - Oxígeno

HnXOm

HNO3; H2SO4; HClO; HClO3

O: - 2 Hidrógeno: + 1 N° de oxidación No metales: N°oxid. +

Ácido sulfúrico

H2SO4

Hidrógeno a la izquierda

Oxígeno a la derecha

No metal: elemento central

Para determinar el subíndice del oxígeno tener en cuenta que: Subíndice del hidrógeno x (+1) + N° de oxidación del no metal + subíndice

del oxígeno x (-2) = 0 Subíndice del hidrógeno.

1, si el no metal actúa con N° de oxidación impar 2 si el no metal actúa con N° de oxidación par

Para saber el Nº de oxidación del átomo central: Nombre terminado en ICO: Nº de oxidación mayor Nombre terminado en OSO: Nº de oxidación menor

Para los halógenos: HIPO...OSO + 1 OSO + 3 ICO + 5 PER... ICO + 7

Palabra hidróxido

Dihidróxido de hierro

Prefijo numeral que indica el número de grupos (OH)

Nombre del metal




Módulo 4 34

Para nombrar:

HNO3

Nº de oxidación. del H

Ácido nítrico

Palabra “ácido” Nombre del elemento central con la terminación

que indica su estado de oxidación

Para saber el N° de oxidación del elemento central: Recuerda que la suma algebraica de los números de oxidación de los elementos que integran el compuesto debe ser cero.

En este caso: 3x(-2) + 1 + n = 0 ; n = 5

Subíndice del O

Nº de oxidación del O Nº de oxidación. del

no metal

OXOSALES = Metal - No metal - Oxígeno

MnXOm

Ca(NO3 )2; Fe2(SO4 )3; KClO4

O: -2 Metales: el suyo N° de oxidación No metales: +

Las sales se puede considerar que derivan de los ácidos al sustituir sus hidrógenos por metales:

HNO3 KNO3

Ácido nítrico Nitrato de potasio




Módulo 4 35


1. Identifique el ácido del cual proviene la sal procediendo de la siguiente manera: P Sustituye la terminación del no metal según el siguiente código:

Sal Ácido ato " ico ito " oso

P Escribe el ácido correspondiente. 2. Quítele los hidrógenos al ácido, lo que queda es un anión. Enciérrelo entre paréntesis. Su

carga es negativa e igual al número de hidrógenos que ha quitado al ácido. 3. Escriba el metal a la izquierda y el anión a la derecha. Teniendo en cuenta el N° de

oxidación del metal, escribe los subíndices en el metal y el anión, de manera que se mantenga la electroneutralidad.

Sulfato de potasio

Deriva del ácido sulfúrico: H2SO4

Anión: (SO4)-2

K+1(SO4)-2

---" K2(SO4) (El paréntesis no sería necesario)

Nombre del metal

Cu2CO3

Carbonato de cobre (I)

Nombre del anión

Nombre del metal indicando su estado de oxidación entre paréntesis y con números

romanos (si es necesario)




Módulo 4 36

Existen otras sales que no tienen oxígeno. Éstas provienen de los ácidos hidrácidos por sustitución del hidrógeno por un metal:

Ácido Sal

HCl " Na Cl HBr " K Br H2S " Na2S

Estas sales son combinaciones binarias no metal – metal y, por tanto, se nombran y formulan como éstas:

NaCl : Cloruro de sodio KBr : Bromuro de potasio Na2S : Sulfuro de sodio

Las sales ácidas se obtienen cuando se produce la sustitución parcial de los hidrógenos en aquellos ácidos que tienen más de uno (ácidos polipróticos):

H2CO3 " HCO3- " NaHCO3

Sal ácida

Para nombrar: Igual que las oxosales, pero indicando el número de hidrógenos que quedan sin sustituir. En el caso de las sales ácidas que resultan de ácidos con sólo dos hidrógenos se les puede nombrar con el prefijo bi antepuesto al nombre de la sal:

NaHCO3: Hidrógeno Carbonato de sodio. Bicarbonato de sodio. KH2PO4: Dihidrógeno Fosfato de potasio.

Para formular: Proceder igual que en las oxosales, pero en vez de sustituir todos los hidrógenos dejar sin sustituir los que indique el nombre. Una vez obtenido el ion correspondiente, combinar con el metal: Hidrógeno carbonato de sodio. Bicarbonato de sodio

H2CO3 " HCO3 - Na+(HCO3)- NaHCO3

Hidrógeno sulfato de calcio

H2SO4 " HSO4- Ca+2(HSO4)-

Ca(HSO4)2

Dihidrógeno fosfato de sodio

H3PO4 " (H2PO4)- Na+(H2PO4)- NaH2PO4




Módulo 4 37

Módulo 4

La materia reacciona:

reacciones químicas y sus relaciones cuantitativas. Nomenclatura de los compuestos inorgánicos y orgánicos.

ESTEQUIOMETRÍA: CÁLCULOS EN LAS REACCIONES QUÍMICAS La palabra estequiometría deriva del griego stoicheion, que significa “elemento” y metría, que significa “medición”. Es el estudio de las relaciones numéricas según las cuales reaccionan químicamente las sustancias. Toda la industria química y todos los laboratorios químicos basan su producción en las proporciones resultantes de ecuaciones químicas. Si se desea obtener una determinada cantidad de producto mediante una reacción química, es necesario:

a) Encontrar una reacción adecuada para obtener el producto que se busca y la ecuación química que la representa.

b) Hallar factores estequiométricos para la ecuación química. Un factor

estequiométrico relaciona las cantidades de dos sustancias cualesquiera que intervienen en una reacción química. Se pueden encontrar factores estequiométricos que relacionen productos con reactivos, reactivos entre sí o productos entre sí.

Aplicación: Calcula, utilizando un factor estequiométrico, los moles de agua gaseosa que se producen cuando reaccionan 2,72 moles de H2(g) en un exceso de O2(g).

2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(g)

................. ........................................... x .................. ................. ==

Información buscada Factor

estequiométrico

Información conocida




Módulo 4 38

c) Tener en cuenta la pureza de los reactivos. Las materias primas (reactivos) con que se fabrican productos químicos en escala industrial, así como los reactivos de laboratorio, nunca son 100% puros. Esta condición debe tenerse en cuenta en el momento de los cálculos estequiométricos.

En una reacción química, cuando los reactivos no se encuentran en las proporciones que indica la ecuación química, el reactivo que está en defecto se denomina reactivo limitante, porque será el que “limite” la obtención de los productos.

En cualquier proceso químico, ya sea a escala industrial o de laboratorio, la cantidad de producto que se obtiene es siempre menor que la calculada teóricamente (por la proporción estequiométricamente). Esta diferencia se relaciona principalmente con factores técnicos, por ejemplo: el tiempo y la forma de calentamiento, la presión a la que se trabaja (para los gases), la eficiencia del catalizador empleado, la construcción del equipo utilizado, etc.

El rendimiento de una reacción química es muy importante en la industria, ya que determina la rentabilidad económica del proceso. Un bajo rendimiento obliga a investigar y probar nuevas técnicas y distintos procesos para mejorar la eficacia de la producción.

El rendimiento de una reacción es el porcentaje real obtenido, en relación con el valor teórico calculado.




Módulo 4 39

Módulo 4


Nomenclatura de los compuestos inorgánicos y orgánicos. Resuelva: 1. Analice la veracidad de la siguiente afirmación. “Una molécula de cloruro

de sodio contiene el número de Avogadro de átomos de cloro y el número de Avogadro de átomos de sodio”. Justifique.

2. ¿Cuántos moles de agua tiene el cuerpo humano, si su peso promedio es

de 56kg y las ¾ de su masa es agua?, ¿cuántas moléculas son? 3. En un día claro en el Puerto de Ingeniero White, por cada inhalación,

entran a los pulmones de una persona, en promedio, las siguientes sustancias contaminantes:

sustancias contaminantes Número de moléculas

Monóxido de carbono 175.000.000.000.000.000 Hidrocarburos 10.000.000.000.000.000

Peróxidos 5.000.000.000.000.000 Óxidos de nitrógeno 4.500.000.000.000.000

Ozono 3.000.000.000.000.000 Dióxido de azufre 2.500.000.000.000.000

a) Exprese los números de moléculas en notación científica. b) ¿Cuántos moles de moléculas contaminantes entran en cada inhalación?

4. En ciertas condiciones de presión y temperatura 80 g de flúor ocupan el mismo volumen que 150 g de un gas diatómico de la familia de los halógenos, ¿de qué gas se trata? 5. ¿Dónde hay más átomos de hierro, en 6,7 g, en 0,11 moles o en 7,83x1022 átomos de hierro?




Módulo 4 40

A

B

HCl6H33Cl 3. 22 →+222 2ClHCl6H35Cl 1. +→+

222 HHCl2H2Cl 2. +→+ HCl2HCl 4. 22 →+

6. Los siguientes esquemas representan la reacción de formación del cloruro de hidrógeno. Asigne a cada representación la ecuación química correspondiente. Justifique su respuesta. 7. Marque con una X la opción correcta y justifíquela mediante cálculos:

a) En 102,06 g de sulfato de calcio y 105,93 g de carbonato de sodio hay el mismo número de…

� moles. � moléculas. � átomos de oxígeno.

b) Si en el laboratorio se hace reaccionar una chapa de hierro de 125 g con 2,00 moles de oxígeno gaseoso se obtienen…

� 179 g de trióxido de dihierro.

� 209 g de trióxido de dihierro.

� 89,5 g de trióxido de dihierro




Módulo 4 41

PROBLEMA N° 1

Todos los metales alcalinos reaccionan de forma vigorosa con el agua, desprendiendo gran cantidad de calor y gas hidrógeno. Para un metal alcalino M calcula:

a) ¿cuántos moles de hidrógeno se formarán al reaccionar 5,10 moles de M con agua?

b) ¿cuántos L de hidrógeno en CNPT se formarán al reaccionar 27,42 g de M con agua?

c) Los valores obtenidos en los incisos a) y b), ¿serán iguales para cualquiera de los metales alcalinos? Si/No y por qué.

PROBLEMA N° 2

Para un óxido metálico de fórmula M2O y masa molar 29,62 g/mol: d) Calcule la masa atómica del metal y caracterízalo por el lugar que ocupa

en la Tabla Periódica (grupo, período, número de oxidación, etc.) e) De acuerdo a la ubicación del metal en la Tabla Periódica predice qué

tipo de enlace formarán M y O. Escriba la fórmula del óxido utilizando la “notación-punto” de Lewis.

f) ¿Cuántos átomos de M hay en medio mol de M2O? g) Indique cuál de los siguientes enunciados es V/F y justifique:

i. La proporción de átomos de M y O es siempre 2 a 1 (que también se escribe 2:1).

ii. Dos docenas de átomos del metal (M) se combinan con dos docenas de átomos de oxígeno para dar una docena de moléculas de M2O.

iii. 2x109 átomos de oxígeno se combinan con 4x109 átomos de metal (M) para dar 2x109 moléculas de óxido.

iv. 6,02x1023 átomos de oxígeno se combinan con 1,204x1024 átomos de metal (M) para dar 6,02x1023 moléculas de M2O.

h) ¿La masa de un mol de M2O, es igual a la masa de 1,464 moles de M2O? SI/NO ¿por qué ?

PROBLEMA N° 3

¿Qué volumen de oxígeno en CNPT se necesitará para quemar 1,00 kg de pentano, C5H12(g), que posee un 12% de sustancias que no participan en la combustión?




Módulo 4 42

PROBLEMA N° 4

1) Represente cada una de las siguientes afirmaciones mediante una ecuación química balanceada:

a) El monóxido de carbono reacciona completamente con el oxígeno gaseoso para formar dióxido de carbono gaseoso con liberación de calor.

b) El dióxido de carbono reacciona con agua para dar ácido carbónico.

c) El ácido carbónico reacciona con el carbonato de calcio en disolución acuosa y forma hidrógeno carbonato de calcio.

d) El carbonato de calcio sólido se obtiene cuando reaccionan, en disolución acuosa, hidrógeno carbonato de calcio e hidróxido de calcio.

e) Cuando el hidrógeno carbonato de calcio acuoso reacciona con una disolución acuosa de hidróxido de sodio se obtiene carbonato de calcio sólido y carbonato de sodio, soluble en agua.

f) La mezcla de disoluciones acuosas de carbonato ácido de sodio e hidróxido de sodio libera calor y ocurre reacción, pero no hay precipitado.

g) Al agregar carbonato de calcio sólido a una disolución de ácido clorhídrico se observan burbujas y se forma cloruro de calcio, que no precipita.

2) Indique el número de oxidación de los elementos que componen los compuestos de las reacciones anteriores.

3) Clasifique las reacciones de los incisos anteriores en: ácido-base, descomposición, síntesis o combinación, precipitación, combustión, óxido-reducción, exotérmica-endotérmica, polimerización.

NOTA: recuerde que puede haber más de una posibilidad. PROBLEMA N° 5

En una de las etapas del proceso industrial de obtención de titanio puro ocurre la siguiente reacción: el tetracloruro de titanio líquido se oxida dando dióxido de titanio sólido y gas cloro.

Determine la pureza del tetracloruro de titanio, si al hacer reaccionar 4,0 tn del mismo, en exceso de oxígeno, se obtuvieron 1,4 tn de dióxido de titanio.




Módulo 4 43

PROBLEMA N° 6

Algunas de las primeras reacciones químicas que se investigaron tenían lugar entre gases. En 1809 L. Gay – Lussac encontró que cuando las mediciones se hacían en las mismas condiciones de temperatura y presión las relaciones de los volúmenes de los reactivos y los productos estaba en concordancia con las relaciones molares entre reactivos y productos de la reacción. Verifique la hipótesis de Gay – Lussac en los siguientes ejemplos: 1)

a) ecuación química b) relación en volúmenes c) relación en moles




Módulo 4 44

2)

a) ecuación química b) relación en volúmenes c) relación en moles 3)

a) ecuación química b) relación en volúmenes c) relación en moles




Módulo 4 45

PROBLEMA N° 7

A) Un trozo de cinta de magnesio a la llama “arde” en presencia de oxígeno atmosférico produciendo un polvo blanco, el óxido de magnesio.

Teniendo en cuenta lo anterior responde: 1. Distinga la reacción química de la ecuación química. 2. Describa lo que significa a nivel molecular la ecuación química. 3. Indique qué debe estar “balanceado”en la ecuación química balanceada: ¿Los átomos, las moléculas, la masa, los moles? Explícalo.

B) Cuando se coloca una cinta de magnesio de 20,0 g en un vaso de precipitado con una disolución acuosa de ácido clorhídrico, una vigorosa reacción produjo hidrógeno gaseoso, cloruro de magnesio y suficiente calor para que el vaso se sintiera caliente al tacto. Teniendo en cuenta lo anterior responda:

1. Escriba una ecuación balanceada que represente la reacción. 2. ¿Cuántos moles de hidrógeno gaseoso se produjeron? 3. ¿Cuántos gramos de ácido clorhídrico se consumieron durante la reacción? 4. Los gramos totales de reactivos y los gramos totales de productos. Comente los resultados.

PROBLEMA N° 8

Un compuesto cristalino que posee un número definido de moléculas de agua se lo denomina hidrato, estos sólidos tienen una composición definida y no aparentan contener humedad; tal es el caso del sulfato de cobre (II) pentahidratado y el carbonato de sodio decahidratado. Para los compuestos anteriormente mencionados se desea conocer la cantidad de agua, expresada en gramos, que puede liberarse calentando, en forma moderada 8g de cada uno de estos compuestos. PROBLEMA N° 9

Analice la veracidad de las siguientes afirmaciones y justifique.

I) La fórmula química de la cafeína es C8H10N4O2. a) La masa molar de la cafeína es de 170 g/mol. b) Una molécula de cafeína posee 20 átomos totales. c) 0,125 moles de cafeína contienen 21,25 g/mol de cafeína. d) 50,0 g de cafeína corresponden a 50 moles de cafeína.




Módulo 4 46

II) 3,84 moles de carbonato de sodio en disolución acuosa contienen la misma cantidad de moles de iones sodio que de iones carbonato.

III) 1 mg de hidróxido de calcio disuelto en agua contiene 1,35x10-5 moles de iones oxhidrilos.

IV) dos cristales de sacarosa (azúcar común, C12H22O11) de 6mg de masa cada uno contienen 6,023x1023 moléculas de sacarosa.

PROBLEMA N° 10

Durante la combustión del metano, constituyente mayoritario del gas natural, se produce dióxido de carbono y agua gaseosa. Si se comparan ambos gases a la misma temperatura y presión ¿cuántos litros de agua se producen durante la formación de 12 L de dióxido de carbono?

Nota: indique los pasos a seguir para resolver el problema. PROBLEMA N° 11

Indique V/F y justifique: a) El volumen molar de las sustancias gaseosas es constante. b) El volumen normal molar de un gas es 22,4 L. c) El volumen normal molar de un gas es independiente de su composición

química. d) En una sustancia monoatómica el mol coincide con el mol de átomos. e) La masa de un mol de un gas se calcula multiplicando 22,4 L por la

densidad en CNPT. f) En 11,2 L de gas en CNPT hay 3x1023 moléculas. g) El mol es un número.

PROBLEMA 12

El ácido adípico (H2C6H8O4(l)) es un material empleado en la producción del nylon, se fabrica comercialmente por oxidación controlada del ciclohexano (C6H12(l)).

1. Calcule el rendimiento de ácido adípico si se parte de 22,0 g de ciclohexano.

2. Se obtienen 35 g de ácido adípico. ¿A qué porcentaje corresponde?

3. ¿El porcentaje de ácido adípico obtenido en el inciso 2) puede ser del 100%? Justifique.

NOTA: El ciclohexano controla la reacción. El subproducto de la reacción de formación de ácido adípico es el vapor de agua.




Módulo 4 47

Módulo 4


Nomenclatura de compuestos orgánicos e inorgánicos. Evalúo mis conocimientos PROBLEMA 1

La cal viva es utilizada en la preparación de la cal apagada, en la industria siderúrgica y en agricultura. La cal apagada se obtiene por hidratación de la cal viva en proporciones estequiométricas, se la utiliza como conglomerante en la construcción y se añade al cemento Portland para mejorar sus características.

a) Sabiendo que la cal viva es un óxido que se forma con el elemento (M) de configuración electrónica [Ar]4s2, halle la fórmula del compuesto, su masa molar y nómbrelo.

b) Escriba la ecuación química de formación del compuesto. c) Teniendo en cuenta la reacción anterior indique cuál de los siguientes

enunciados es FALSO. Justifique: i. La molécula de óxido está formada por dos átomos de (M) y un

átomo de oxígeno. ii. 3,0 mg de (M) reaccionan con 3mg de gas oxígeno para formar 6,0

mg de óxido. iii. 80,0 g de (M) reaccionan con 32,0 g de gas oxígeno para formar

58,0 g de óxido. iv. 1 mol de (M) reacciona con medio mol de gas oxígeno para formar 1

mol de óxido. v. 2 moles de (M) reacciona con 1 mol de gas oxígeno para formar 2

moles de óxido. vi. 6,02x1023 moléculas de (M) reaccionan con 6,02x1023moléculas de

gas oxígeno para formar 6,02x1023moléculas de óxido. d) El texto dice...”la cal apagada se obtiene por hidratación de la cal

viva”... Teniendo en cuenta lo anterior escriba la ecuación química de formación de la cal apagada.

e) En los compuestos anteriores, ¿cuál es la diferencia entre escribir su fórmula química y su notación por Lewis?

f) ¿Qué compuesto se forma cuando el elemento (M) se combina con gas hidrógeno? Escribe la ecuación de formación.




Módulo 4 48

g) ¿Cuál es el número de oxidación del hidrógeno en el compuesto formado anteriormente y por qué?

h) La cal viva se puede obtener a partir de la piedra caliza (un mineral que contiene un 91% de carbonato de calcio). ¿Cuántos kilogramos de óxido de calcio se pueden obtener cuando se descomponen por calentamiento 8,64 kilogramos de piedra caliza? ¿Cuántos dm3 de dióxido de carbono, medidos en CNPT, se desprenden?

i) Si en la obtención de la cal viva planteada en h) se producen 3,5 kg de óxido de calcio, ¿cuál es el rendimiento del proceso? ¿A qué puede deberse esta diferencia? Enumere las posibles causas.

PROBLEMA 2

a) Indique el número de oxidación del CLORO en los siguientes compuestos:

HClO(ac) HClO2(ac) HClO3(ac) HClO4(ac)

b) ¿Por qué el estado de agregación de todos los compuestos anteriores es acuoso?

c) Nómbrelos. RESPONDA

a) ¿El número de Avogadro tiene unidades? Justifique.

b) ¿Qué diferencias hay entre: i) MO y MO- . ii) HF y Hf, iii) CO y Co.

c) ¿Cuándo y por qué se usan paréntesis al escribir fórmulas químicas?

d) Indique cuál de los siguientes compuestos es un: i. ácido. ii. Compuesto covalente binario de un elemento no metálico. iii. Compuesto iónico binario de un elemento metálico. iv. Óxido. v. Hidróxido. vi. Hidrácido. vii. Hidruro.

a. HCl(g) b. HCl(ac) c. CaO(s) d. LiH(s)

e. H2CO3(ac) f. NaOH(ac) g. Ba(OH)2(s) h. N2O4(g)




Módulo 5 49

Módulo 5

Disoluciones acuosas: Unidades de concentración, preparación de disoluciones.

PROBLEMA 1

¿Cuáles de estos sistemas son sustancias puras y cuáles soluciones?

a) nafta d) orina g) agua potable de red b) azúcar e) vino h) sal c) agua lavandina f) té azucarado

PROBLEMA 2

El vinagre que se utiliza, entre otras cosas, para condimentar las ensaladas es una disolución de ácido acético al 5% (m/V).

a) ¿Cuántos mililitros de vinagre se necesitan para preparar 25 mL de una disolución acuosa al 0,5 % (m/V)?

b) ¿Cuál es la molaridad de la disolución obtenida en el inciso a)? PROBLEMA 3

a) ¿Cuántos mL de HCl 3,35 M hacen falta para disolver un trozo de 2,00 g mármol, que tiene un 75% de pureza?

Nota: el mármol es CaCO3(s). En la reacción química se producen

cloruro de calcio (ac), dióxido de carbono (g) y agua (l).

b) ¿Cómo prepararía 500 mL de la disolución de HCl 3,35 M si se dispone de una disolución de HCl al 28% (m/V) y δ = 1,14 g/mL

PROBLEMA 4

Se evapora agua de 500 mL de una disolución de K2SO4 0,188 M hasta que el volumen de la disolución es de 105 mL. ¿Cuál es la molaridad de la disolución resultante? PROBLEMA 5

Indique a qué volumen deben diluirse 50 cm3 de un jugo de naranjas concentrado al 50% (m/V) para obtener un jugo bebible al 10 % (m/V).




Módulo 5 50

PROBLEMA 6

Al analizar el agua de una pileta de natación, se halló que cada 100 cm3 de agua contenía 0,20 mg de sulfato de cobre pentahidratado. La cantidad máxima permitida para eliminar las algas es de 1,0 mg de sal anhidra por litro de agua. ¿La concentración de esa disolución está dentro del límite aceptable? SI/NO ¿Por qué? PROBLEMA 7

Un técnico de laboratorio preparó dos disoluciones: una de azúcar en agua y otra de sal en agua, en ambas pesó la misma cantidad de sustancia y las disolvió en la misma cantidad de agua. Ayúdelo a reconocer si tienen igual: a) Molaridad b) %(m/V) c) %(m/m) Justifique su respuesta. PROBLEMA 8

Indique a qué volumen deben diluirse 50 cm3 de un jugo de naranjas concentrado al 50% (m/V) para obtener un jugo bebible al 10 % (m/V). PROBLEMA 9

¿Qué volumen de disolución antiséptica al 70% habrá que emplear para preparar 350 mL de una disolución al 40%? ¿Cuánta agua se tiene que usar? PROBLEMA 10

Para preparar 200 mL de una disolución 1 M de KNO3 a partir de 200 mL de una disolución 0,8 M de KNO3, se puede: a) Añadir 0,20 moles de KNO3 b) Añadir 4,04 g de KNO3 sólido c) Evaporar 20,0 mL de agua d) Evaporar 20 moles de agua

PROBLEMA 11

La glucosa (C6H12O6) es muy abundante en la naturaleza. Se encuentra en las frutas maduras. La miel está compuesta por un 50% de glucosa y un 50% de fructosa. Normalmente la concentración de glucosa en la sangre oscila alrededor de 1 g/mL.




Módulo 5 51

1. Teniendo en cuenta la reacción de combustión completa de la glucosa. Calcule el volumen de dióxido de carbono medido en CNPT que se libera en la combustión de un mol de glucosa.

2. Halle, para el máximo rendimiento, la masa de agua necesaria para que se fotosintetice un gramo de glucosa y el volumen de oxígeno liberado simultáneamente en CNPT.

3. ¿Qué cantidad de energía aporta a la dieta alimenticia el comer 12 caramelos?

Datos: calor de combustión de la glucosa: 686 Kcal/mol. Un caramelo contiene 5 gramos de glucosa

PROBLEMA 12

La masa de prótidos que conserva el equilibrio del cuerpo es de aproximadamente 0,5 gramos de prótidos por kilogramo de peso y por día, dependiendo de la edad, el trabajo desempeñado y otros factores individuales. Además de la “cantidad” de prótidos interesa la “calidad”, es decir, que contengan los α-aminoácidos esenciales. ¿Qué cantidad de carne vacuna satisface el mínimo proteico diario de un adulto de 70 Kg de peso?

Dato: la carne vacuna posee 20%(m/m) de prótidos. PROBLEMA 13

Indique si las afirmaciones siguientes son verdaderas o falsas. Justifique: a) Un recipiente que contiene una disolución 2 M de glucosa siempre tiene

mayor masa de soluto que otro que contiene una disolución 1 M de glucosa.

b) Un recipiente que contiene un litro de disolución acuosa 0,50 M siempre tiene el doble de la masa de soluto que otro recipiente que contiene un litro de disolución acuosa 0,25 M.

c) Decir que una disolución tiene una densidad de 1,085 g.cm-3 significa que 1085 g de soluto ocupan un volumen de 1000 cm3.

d) Al evaporar parte del solvente en una disolución de soluto no volátil disminuye su concentración.

e) Si se tiene una disolución 1,00 M de NaCl, para obtener una disolución 0,50 M deben agregarse 500 cm3 de disolvente.




Módulo 5 52

PROBLEMA 14

El ácido nítrico es uno de los ácidos inorgánicos más importantes. Se utiliza en la producción de fertilizantes, colorantes, fármacos y explosivos. Este ácido se puede obtener a escala de laboratorio e industrialmente por el proceso Ostwald.

1. El proceso Ostwald implica la reacción del dióxido de nitrógeno gaseoso con agua líquida, obteniéndose como productos ácido nítrico acuoso y monóxido de nitrógeno gaseoso. Teniendo en cuenta el proceso anterior para 0,684 moles de dióxido de nitrógeno calcule:

a) La cantidad máxima en gramos de agua que se consume durante la reacción.

b) La cantidad máxima de ácido nítrico que puede formarse.

c) Los gramos totales de reactivos y los gramos totales de productos. Comente los resultados.

d) Los moles de ácido nítrico que pueden formarse a la par con 217,5 g de monóxido de nitrógeno.

e) Si se colocan 55,0 g de dióxido de nitrógeno gaseoso en el recipiente de reacción junto con 55,0 mL de agua líquida, determine cuál de las sustancias limita la reacción y los gramos de ácido nítrico que es posible producir mediante la reacción.

2. A escala de laboratorio se puede preparar el ácido nítrico calentando nitrato de sodio sólido con ácido sulfúrico 18 M.

Nota: se obtiene como producto secundario bisulfato de sodio acuoso.

Calcule:

a) El rendimiento estequiométrico de ácido nítrico que corresponde a la reacción de 30,0 g de nitrato de sodio y 22,0 mL de ácido sulfúrico 18 M.

b) Un estudiante obtuvo 17,0 g de ácido nítrico. ¿Cuál es el rendimiento porcentual?




Módulo 5 53

PROBLEMA 15

Indique V/F y justifique:

a) 100 mL de una disolución de 0,029 g de ácido sulfúrico es más concentrada que 250 cm3 de una disolución que contiene 0,16 g del mismo ácido.

b) Se pesaron 17,55 g cloruro de sodio para obtener 300 mL de una disolución 1 M del mismo compuesto

c) Un litro de una disolución 0,2 M de MgSO4 contiene 20 g de sal

disuelta PROBLEMA 16

En el laboratorio, cuando se agrega ácido clorhídrico diluido sobre virutas de magnesio se obtiene una sal y se desprende un gas.

a) Escriba la ecuación balanceada que represente dicha reacción. b) ¿Cuántos mL de HCl 2,00 M se necesitarán para que reaccionen

totalmente 25,0 mg de magnesio con un 90% de pureza? c) ¿Cómo procedería para preparar 100 mL de HCl 2,00 M a partir de

la información que muestra la etiqueta del ácido concentrado?




Módulo 5 54

Módulo 5

Soluciones acuosas: Unidades de concentración, preparación de soluciones.

Evalúo mis conocimientos I. 1. Escriba la ecuación química balanceada que representa los siguientes

procesos:

a) Un clavo de hierro reacciona con el oxígeno del aire y se transforma en trióxido de dihierro sólido.

b) Las emisiones gaseosas de fluoruro de hidrógeno, formado en la producción de aluminio, se pueden eliminar haciéndolo reaccionar con trióxido de dialuminio sólido, obteniéndose trifluoruro de aluminio sólido y agua gaseosa.

c) A temperaturas elevadas el nitrato de amonio sólido se descompone de manera explosiva dando los siguientes gases: nitrógeno, oxígeno y agua.

2. Indique el número de oxidación de los elementos en cada uno de los

compuestos que participan en las reacciones de los incisos 1 a) y 1 b).

II. Escriba un ejemplo para cada caso: a) Un elemento que forme un catión bivalente. b) Un elemento que no forme cationes ni aniones. c) Un elemento no metálico. d) Un elemento del tercer período. e) Un elemento que en la naturaleza exista como gas diatómico. f) Un elemento X que forme un óxido ácido de fórmula X2O3.




Módulo 5 55

III. El zinc puede extraerse del mineral llamado blenda, que contiene ZnS. En un primer paso la blenda reacciona con el oxígeno del aire, para dar: óxido de zinc sólido y SO2 gaseoso. En una etapa posterior el óxido de zinc se trata con carbono para obtener zinc metálico. El SO2 es un contaminante atmosférico pero también se puede usar para obtener ácido sulfúrico.

1. Escriba:

a) la ecuación balanceada para la obtención del óxido de zinc. b) el nombre de cada una de las sustancias que intervienen en la

reacción química. 2. Calcule:

a) Para la reacción del inciso 1a), ¿qué masa de óxido de zinc se obtiene al oxidar 2,5 kg de ZnS, con un 75% de pureza?

b) ¿Cuántos átomos de oxígeno hay en la cantidad de SO2 que se formó?

El Zn se utiliza para recubrir utensilios de hierro y otros metales con el objeto de protegerlos de la herrumbre, mientras que el ácido sulfúrico se emplea principalmente en la producción de fertilizantes.

Para obtener ácido sulfúrico, es necesario hacer reaccionar previamente al SO2 con oxígeno para transformarlo en trióxido de azufre, todos al estado gaseoso.

3. Escriba: a) la ecuación balanceada que representa a esta reacción. b) la estructura de Lewis para el trióxido de azufre indicando el tipo

de unión química y el número de oxidación de los átomos involucrados.

4. Si reaccionan 80,0 g de SO2 con 0,7 moles de oxígeno y se obtienen

7,53x1023 moléculas de trióxido de azufre, suponiendo un 100% de rendimiento, ¿cuántos litros, medidos en CNPT, del gas que está en exceso quedaron sin reaccionar?




Problemas adicionales 56

Problemas adicionales

PROBLEMA 1

En 1766 Dominico Troili descubrió en un meteorito caído en Italia un mineral del cual se puede extraer el hierro. La troilita, llamada así en honor a su descubridor, contiene sulfuro ferroso que reacciona con el oxígeno del aire, para dar: Fe2O3 sólido y dióxido de azufre gaseoso. En una etapa posterior la hematita o Fe2O3, se deriva a un alto horno para obtener Fe, mientras que el dióxido de azufre se usa para obtener ácido sulfúrico.

1. Escriba: a) la ecuación balanceada para la obtención del Fe2O3. b) el nombre de cada una de las sustancias que intervienen en la

reacción química. c) la estructura de Lewis para el dióxido de azufre indicando el tipo de

unión química y el número de oxidación de los átomos involucrados.

2. Calcule: a) Para la reacción del inciso 1a), ¿qué masa de Fe2O3 se obtiene al

oxidar 1 kg de sulfuro ferroso, con un 85% de pureza? b) ¿Cuántos átomos de Fe hay en la masa de Fe2O3, obtenida en el

inciso anterior?

El Fe se utiliza para la fabricación del acero, mientras que el ácido sulfúrico se emplea principalmente en la producción de fertilizantes.

3. Para obtener ácido sulfúrico, es necesario hacer reaccionar previamente dióxido de azufre con oxígeno para transformarlo en trióxido de azufre, todos al estado gaseoso.

a) Escriba la ecuación balanceada que representa a esta reacción. b) Si reaccionan 40,0 g de dióxido de azufre con 0,7 moles de

oxígeno y se obtienen 50,0 g de SO3, suponiendo un 100% de rendimiento, ¿cuántos litros, medidos en CNPT, del gas que está en exceso quedaron sin reaccionar?

PROBLEMA 2

La receta de un postre dice: Para hacer un almíbar disolver 2 moles de azúcar (C12H22O11) en 500 cm3 de agua





a) ¿Cuántos g de azúcar debemos pesar? b) ¿Cuál es la molaridad de la disolución? c) Explica, dando razones qué sucede con la concentración a medida que

se va haciendo el almíbar. PROBLEMA 3

El ácido sulfúrico comercial posee una concentración 16 M.

a) ¿Cuál es su concentración % (m/v)? b) ¿Cuántos mL de ácido sulfúrico comercial se necesitan para preparar

200 mL de una solución 4,8 M?. c) Mediante un dispositivo apropiado se recogieron 2,3x10-3 moles de

gas hidrógeno cuando se introdujo una chapita de Zn de 200 mg en un recipiente conteniendo ácido sulfúrico comercial. ¿Cuál es el rendimiento porcentual en la obtención de hidrógeno?

PROBLEMA 4

El carburo de Silicio (SiC) es uno de los materiales del futuro debido a sus múltiples aplicaciones tecnológicas. Para obtenerlo se calienta una mezcla de SiO2(s) y C(s), ocurriendo la siguiente reacción:

SiO2(s) + 3 C(s) → SiC(s) + 2 CO(g) Si en esta síntesis se emplean 60,0 kg de SiO2(s) y 80,0 kg de C(s), indique verdadero o falso y justifique mediante el cálculo:

a) Quedan sin reaccionar 10,0 kg de SiO2(s). b) Se desprenden 44,7 m3 de CO(g) medidos en CNPT. c) Se obtienen 40,0 kg de SiC(s) cuando el rendimiento de la reacción es

del 60%. PROBLEMA 5

En un laboratorio se adquiere ácido sulfúrico en envases de 2,5 L al precio de 75 euros el envase. Calcule el precio de 1g de ácido sulfúrico puro, sabiendo que la pureza del producto adquirido es del 91% y su densidad es 1,82 g/cm3.





PROBLEMA 6

Las deficiencias de Zn en la dieta de los perros pueden causar problemas en su pelaje. Los suplementos de Zn están formados generalmente por ZnO(s). Cuando éste llega al estómago del canino reacciona con HCl allí presente para dar ZnCl2(ac) y H2O(l).

1. a) Escriba la ecuación de la reacción química que se produce en el

estómago. b) Nombre reactivos y productos.

2. Un perro toma tres dosis diarias. Cada dosis del suplemento de Zn contiene 150 mg de ZnO. Calcule:

a) La masa de ZnO, expresada en gramos, que consume diariamente. b) Los miligramos de Zn que ingiere el perro en su dieta diaria. c) Los átomos de O que hay en una dosis del suplemento.

3. Un químico en el laboratorio quiere preparar 20 cm3 de una solución de HCl 0,15 M, similar a la que se encuentra en el estómago canino.

a) Si dispone de una solución de HCl concentrado 12 M ¿Qué volumen de este ácido debe medir para preparar la solución?

b) ¿Qué concentración, expresada en % (m/v), tendrá la solución preparada?

PROBLEMA 7

El zinc puede extraerse del mineral llamado blenda, que contiene ZnS. En un primer paso la blenda reacciona con el oxígeno del aire, para dar: óxido de zinc sólido y SO2 gaseoso. En una etapa posterior el óxido de zinc se trata con carbono para obtener zinc metálico. El SO2 es un contaminante atmosférico pero también se puede usar para obtener ácido sulfúrico.

1. Escriba: a) la ecuación balanceada para la obtención del óxido de zinc. b) el nombre de cada una de las sustancias que intervienen en la reacción química.

2. Calcule: c) Para la reacción del inciso 1a), ¿qué masa de óxido de zinc se obtiene

al oxidar 2,5 kg de ZnS, con un 75% de pureza?





d) ¿Cuántos átomos de oxígeno hay en la cantidad de SO2 que se formó?

El Zn se utiliza para recubrir utensilios de hierro y otros metales con el objeto de protegerlos de la herrumbre, mientras que el ácido sulfúrico se emplea principalmente en la producción de fertilizantes. Para obtener ácido sulfúrico, es necesario hacer reaccionar previamente al SO2 con oxígeno para transformarlo en trióxido de azufre, todos al estado gaseoso.

3. Escriba: c) la ecuación balanceada que representa a esta reacción. d) la estructura de Lewis para el trióxido de azufre indicando el tipo

de unión química y el número de oxidación de los átomos involucrados.

4. Si reaccionan 80,0 g de SO2 con 0,7 moles de oxígeno y se obtienen 7,53x1023 moléculas de trióxido de azufre, suponiendo un 100% de rendimiento, ¿cuántos litros, medidos en CNPT, del gas que está en exceso quedaron sin reaccionar?

PROBLEMA 8

La urea (CO(NH2)2) fue el primer compuesto orgánico sintetizado por el hombre en el año 1828. En el ser humano y otros vertebrados se origina como producto de la degradación de las proteínas.

1. En el hombre la urea se elimina a través de las heces y la orina. Normalmente un adulto de 70,00 kg de peso excreta 2,70 x103 mg de urea por día. a) ¿Cuántos moles de urea excretará por día y por kilogramo de peso? b) Por la orina se elimina un 80,00% de la urea total producida por el

organismo. Si este adulto elimina diariamente 2,00 L de orina, ¿cuál será la concentración molar de urea en la orina?

La urea se obtiene industrialmente como un sólido cristalino y blanco a partir de amoníaco líquido y dióxido de carbono gaseoso.

2. En la industria, el proceso de obtención de la urea se realiza con un rendimiento del 70,0 %. Para producir 250 kg de urea, calcule:

a) Los gramos de amoníaco que deben hacerse reaccionar. b) Los litros de dióxido de carbono, en CNPT, necesarios. c) Los moles de agua líquida producidos en la reacción.





PROBLEMA 9

1. Complete la siguiente tabla para una disolución acuosa de ácido sulfúrico:

Densidad g/mL

Molaridad M

% (m/m) % (m/V) g de agua en 1 L de solución

1,24 4,08

2. Si se dispone de 250 mL de la disolución anterior, ¿hasta qué volumen se debe agregar agua destilada para obtener una disolución cuya concentración se reduzca a la mitad? PROBLEMA 10

Los autos modernos poseen un dispositivo de seguridad denominado air-bag (bolsa de aire). Es importantísimo que la bolsa de aire se infle con extraordinaria rapidez, antes de que la víctima se proyecte hacia delante, después del impacto. La única manera de producir una respuesta tan rápida es mediante una explosión química que origina un gran volumen de gas. Para este propósito se prefiere la azida de sodio sólida (NaN3) que se descompone en sus elementos al producirse la explosión. Como la reacción se da a temperaturas elevadas, el elemento metálico se encuentra fundido.

a) La bolsa de aire queda totalmente inflada con 4,00 L del gas en CNPT. ¿Cuántos gramos de azida de sodio comercial, con un 99,5 % de pureza, serán necesarios para ello

No es deseable que los ocupantes del vehículo se salven de la colisión para encontrarse con el metal fundido que es altamente corrosivo. Para disminuir su peligrosidad, la bolsa contiene además nitrato de potasio que reacciona con el fundido produciendo dos óxidos metálicos y una cantidad adicional de gas.

b) ¿Cuántos gramos de nitrato de potasio se necesitan para eliminar el 90,0% del metal fundido obtenido en el inciso a).

Nota: para igualar la ecuación química considere

que 10 moles del fundido reaccionan con 2 moles de nitrato de potasio.



cuadernillo de nivelaciÓn en...

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