Download química i 3 año - Escuela Superior de Comercio

UNIVERSIDAD NACIONAL DE ROSARIO
ESCUELA SUPERIOR DE COMERCIO
“LIB. GRAL. SAN MARTÍN”
DEPARTAMENTO DE FÍSICA, BIOLOGÍA Y QUÍMICA
QUÍMICA I
3ER AÑO
EJERCITACIÓN ANUAL
2015
PROPIEDADES DE LA MATERIA Y CAMBIOS FÍSICOS Y QUÍMICOS.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
¿Qué estudia la Química?
Definir: materia, cuerpo, sustancia.
Enunciar y explicar brevemente las propiedades de la materia
Relacionar los siguientes experimentos y sus resultados con las propiedades generales de la
materia. Explicar la respuesta brevemente.
a. Se coloca un vaso sobre un plato; se lo llena de agua hasta el borde, sin que se derrame. Luego
se introduce suavemente una goma de borrar. Se observa que el agua se derrama.
b. Se toma un trozo de tiza o de papel. Se ejerce presión con las manos en sentido contrario. Se
observa que el material se rompe en porciones pequeñas.
c. Cuando se viaja, se observa que si el vehículo frena de golpe, los pasajeros y objetos son
impelidos hacia delante; si acelera de pronto, partiendo del reposo, los viajeros son impelidos
hacia atrás.
d. Se ajusta bien un embudo al cuello de una botella. Ésta se coloca debajo de una canilla abierta
para tratar de llenarla. Se observa que el agua no penetra o lo hace con dificultad.
¿Cómo se clasifican las propiedades de las sustancias? Dar ejemplos de cada una.
¿Qué es un fenómeno físico? ¿Y uno químico? Dar ejemplos de cada uno.
Identificar las propiedades de las sustancias involucradas en los siguientes enunciados. Determinar
cuáles de ellas son intensivas o extensivas:
a. Una lámina de cobre es de color dorado rojizo. Si se corta por la mitad, cada uno de los trozos
resultantes también es de color dorado rojizo pero el volumen que ocupan se redujo a la mitad.
b. Se analiza la temperatura a la que hierve 1 litro de agua. El resultado es 100 °C (a 1 atm de
presión). Cuando se analiza la temperatura de ebullición del agua contenida en un vaso (unos
250 ml), se registra en el termómetro la marca de 100 °C (a 1 atm de presión).
c. Se coloca el contenido de un paquete de galletitas en un recipiente hasta llenarlo. Se observa
que dos paquetes no entran en el mismo recipiente.
d. 1000 g de agua ocupan un volumen de 1000 ml. 250 g de agua ocupan un volumen de 250 ml. La
relación masa / volumen da el mismo resultado en ambos casos.
Indicar si las siguientes aseveraciones describen propiedades físicas o químicas.
a. El gas oxígeno mantiene la combustión.
e. Una cucharadita de sal de mesa se
b. El agua ebulle por debajo de 100 °C en
disuelve en un plato de sopa.
la cima de una montaña.
f. Durante la fotosíntesis, el dióxido de
c. El plomo es más denso que el aluminio.
carbono se convierte por las plantas en
d. El helio es un gas inerte.
moléculas más complejas.
ESTADOS DE AGREGACIÓN. CAMBIOS DE ESTADO. SISTEMAS MATERIALES
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
¿Cuáles son los estados de agregación más conocidos de la materia?
Explicar qué es plasma y condensado de Bose-Einstein. ¿Por qué no se los incluye con los otros tres?
¿Qué debe variar para que la materia pase de un estado a otro?
Hacer una diagrama y nombrar el pasaje entre los estados de agregación sólido, líquido y gaseoso
¿Qué sucede con la temperatura durante un cambio de estado? ¿Cómo se denomina a esta
temperatura, específica para cada sustancia?
El pasaje de líquido a gaseoso, puede darse de dos maneras: ebullición y evaporación. Explicar
claramente las diferencias entre ambos procesos.
¿Qué diferencia hay entre un gas y un vapor?
El pasaje de gaseoso a líquido, puede darse de dos maneras: licuación y condensación. Explicar
claramente las diferencias entre ambos procesos.
Un día de invierno muy frío, vos y un amigo compran en un comercio un globo inflado con helio. Al
salir del local y caminar por la calle, tu amigo nota que el globo no está tan lleno como estaba en el
negocio. Él dice que el globo está defectuoso y quiere devolverlo. ¿Existe alguna otra explicación?
QUÍMICA I
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2
10. La siguiente gráfica representa el enfriamiento gradual de un vapor (a una atmosfera de presión) en
función del tiempo hasta llevarlo a su estado líquido:
T (ºC)
A
B
C
D
T
a. ¿En qué punto el vapor comienza a condensarse?
b. ¿En qué punto todo el vapor ha terminado de condensarse?
c. ¿Por qué en AB la temperatura desciende y en BC permanece constante?
d. ¿Qué porción del gráfico representa la ebullición?
e. ¿Qué porción del gráfico representa el enfriamiento de la fase líquida?
f. ¿En qué parte del gráfico coexiste vapor y líquido?
11. ¿Qué es un sistema material? ¿Cómo se lo puede clasificar?
12. Definir componente de un sistema material. Definir fase de un sistema material.
13. Se coloca agua en un vaso y se agrega media cucharadita de sal común. Se agita y al cabo de unos
instantes la sal deja de apreciarse.
a. ¿La sal ha desaparecido?
b. ¿Existe alguna interfase?
c. ¿Pueden distinguirse dos puntos cualesquiera del sistema en los que las propiedades intensivas
sean diferentes?
d. ¿Cómo se llama este tipo particular de sistema material?
14. Completar el siguiente cuadro, teniendo en cuenta que:
-Al completar las fases, se debe indicar la cantidad y el estado de agregación de cada una.
-Al completar los componentes, se debe indicar la cantidad y el nombre de cada uno.
Sistema Material
formado por:
Número de fases
Componentes
2
1
Tipo de sistema
Un vaso de vidrio que
contiene dos trozos de
alambre de Cu y un cubito de
hielo
Una lata de Al en la que se ha
mezclado parafina y nafta
3 (Uno es benceno)
2
QUÍMICA I
Solución
3
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3
ESTRUCTURA ATÓMICA.
1. ¿Qué plantearon Demócrito y Leucipo en la antigua Grecia?
2. Según los hallazgos de Thomson: ¿Los átomos son indivisibles? ¿Por qué? ¿ es discontinua la materia?
3. ¿Thomson estaría de acuerdo con los siguientes modelos atómicos? ¿Por qué?
4. Para Ernest Rutherford, ¿es continua la materia?
5. ¿Por qué Rutherford no hubiera estado de acuerdo con cada uno de los siguientes modelos atómicos?
6. Indicar, para las 3 partículas subatómicas más importantes: símbolo, nombre, masa y carga.
7. Completar los siguientes enunciados:
a. El número atómico está definido por el número de …………………………… que tiene el átomo.
b. Como el átomo es eléctricamente ……………………… el número de protones es ……………………… al
número de electrones.
c. El número másico es la suma de la cantidad de ……………………………..y la de ……………………………..que el
átomo contiene en el núcleo.
d. El número de neutrones que tiene un átomo se puede determinar restando al número másico el
….…… ………………………………………… del átomo.
8. Completar el siguiente cuadro:
elemento
Nº atómico
Nº másico
P+
en0
Cloro
17
35
Sodio
11
Cobre
29
12
35
Azufre
32
16
9. Indicar las partículas subatómicas de los siguientes átomos, conociendo Z y A:
11
40
127
24
7
12
X
X
X
X
X
X
5
19
53
12
3
6
10. ¿Qué son los isótopos? Indicar las similitudes y diferencias para dos átomos isótopos.
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4
11. Un átomo tiene 8 protones y el doble menos 4 de neutrones. Con estos datos indicar:
a. Número de neutrones y electrones.
b. Número atómico y número másico.
c. Buscarlo en la tabla periódica e indicar el elemento al que pertenece.
d. Proponer un átomo isótopo indicando las partículas subatómicas que tiene.
12. En función del ejercicio anterior explicar si las siguientes proposiciones son verdaderas o falsas:
a. Un átomo que tenga 8 neutrones es isótopo del átomo dado
b. Un átomo que tenga 6 electrones es isótopo del átomo dado.
c. Un átomo que tenga 8 protones y 10 neutrones pertenece al mismo elemento y, por lo tanto, son
iguales”.
d. Los átomos que tienen igual número de neutrones son isótopos y, por lo tanto, para el átomo de
oxígeno deben tener 12 neutrones.
13. Calcular la masa media expresada en u.m.a. de los átomos de cloro en su mezcla isotópica natural
sabiendo que la proposición de los isótopos es:
35
37
CI 75,4%
y
CI 24,6%
17
17
14. Analiza la veracidad de las siguientes afirmaciones:
a. Todos los átomos de un mismo elemento tienen el mismo número másico.
b. Todos los átomos de un mismo elemento tienen el mismo número atómico.
c. Átomos de elementos diferentes tienen número atómico diferente.
d. Los elementos en la tabla periódica están ordenados según su masa atómica.
e. Número másico y masa atómica son conceptos equivalentes.
f. Átomos de elementos diferentes tienen siempre un número de neutrones diferentes.
15. ¿Cuáles de los siguientes son isótopos del elemento X, cuyo número atómico es 9: 189X,209 X,94X,159X ?
16. Cuando se analiza una muestra de vanadio, se obtiene que la abundancia del 50V es del 94% y la del 51V
es del 6%. Determinar la masa media. Comparar su valor con el de la tabla periódica.
17. Se sabe que el H presenta tres isótopos: propio, deuterio y tritio.
a. Buscar los porcentajes de la mezcla isotópica natural
b. Calcular la masa media
c. Investigar sobre usos de los diferentes isótopos
18. ¿Qué es la alotropía?
19. Dar los nombres y propiedades de las variedades alotrópicas para C y O
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA. TABLA PERIÓDICA
1. ¿Qué es la configuración electrónica de un átomo?
2. ¿Qué es un orbital? ¿Cuántos tipos hay? ¿Cuántos electrones entran como máximo en cada uno?
¿Cuántos electrones entran como máximo en cada nivel de energía?
3. Enunciar los Principios de Hund, Pauli y Mínima Energía.
4. Escribir la configuración electrónica del elemento cuyo Z=13 ¿En cuál de los tres orbitales p (px, py o pz)
tendrá mayor probabilidad de entrar el electrón que le de una configuración de mayor energía al
átomo? Justificar la respuesta.
5. Dado el elemento 14X, escribir los valores de Z para átomos de elementos:
a. que tengan un nivel principal más ocupado con electrones.
b. que tengan el número máximo de electrones, pero con los mismos niveles energéticos que el
elemento dado.
c. que tengan un subnivel menos.
d. que tenga un nivel menos.
6. Dadas las siguientes configuraciones electrónicas de átomos en estado fundamental, indique cuáles son
incorrectas y qué reglas de llenado no se cumplen en cada caso:
a. 1s2 2s2 2px1 2py 2pz
d. 1s2 2s2 2px2 2py1 2pz 3s1
b. 1s2 2s2 2px2 2py1 2pz
e. 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz 2 3s2 3px 3py1 3pz
2
2
2
1
1
1
c. 1s 2s 2px 2py 2pz 3s
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7. Completar el siguiente cuadro:
Configuración electrónica
Z
A
N0
6
e- último nivel
Nº niveles con e-
7
2
14
1s2 2s2 2p6 3s1
23
13
14
19
8. ¿Qué es un Grupo de elementos en la Tabla Periódica? ¿Cómo se los denomina?
9. ¿Qué es un Período de elementos en la Tabla Periódica? ¿Cómo se los denomina?
10. Dados los siguientes elementos: 6C, 5B, 7N, 10Ne, indicar a qué grupo y período pertenecen,
deduciéndolo de la configuración electrónica.
11. Dada la configuración electrónica, indique en qué periodo y en qué grupo de la Tabla Periódica se
ubican los siguientes elementos:
a. 1s2 2s2
d. 1s2
2
2
2
2
1
b. 1s 2s 2px 2py 2pz
e. 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px2 3py1
2
2
2
2
2
2
c. 1s 2s 2px 2py 2pz 3s
3pz1
12. Indique cuáles de las configuraciones electrónicas anteriores pueden conducir a un
comportamiento químico similar.
13. El elemento G pertenece al grupo de 2M y se encuentra en el período de 14L. Si posee 21
neutrones, ¿cuál es su número másico?
14. ¿Cómo pueden clasificarse los elementos según su actividad química?
15. ¿Cómo pueden clasificarse los elementos en función de su configuración electrónica?
16. Completar el siguiente cuadro
Elemento
Z
A
Configuración
electrónica
Ubicación en
la Tabla
Periódica
Tipo de
elemento
azufre
15
P 3 G VII A
P3
No metal
representativo
P2
Gas noble
P3
Metal alcalino
PROPIEDADES PERIÓDICAS
1. En cada uno de los siguientes grupos. Indicar el átomo que tenga el mayor radio:
a. Mg- AI - P- CI
b. O- S- Te- Se
2. Ordenar los siguientes elementos en orden creciente de radio atómico.
22
27
41
11X
13Y
18Z
3. Teniendo en cuenta el elemento que se encuentra en el grupo I, período 4:
a. Dar su nombre y símbolo.
b. Indicar cuál es su carga nuclear.
QUÍMICA I
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6
4.
5.
6.
7.
c. Escribir su configuración electrónica.
d. Señalar a qué clase corresponde de acuerdo con su estructura electrónica. Justificar.
e. Mencionar dos elementos con mayor radio atómico.
f. Mencionar dos elementos con menor electronegatividad
g. Mencionar dos elementos con menor afinidad electrónica
h. Mencionar dos elementos con mayor energía de ionización
Señalar si son correctas o no las siguientes afirmaciones. Justificar.
a. El elemento de Z= 33 tiene mayor radio atómico que el de Z= 51.
b. El elemento de Z= 51 tiene menor radio atómico que el de Z= 38.
c. El elemento de Z= 86 tiene mayor radio atómico que el de Z= 85.
Marcar la respuesta correcta: “ La energía necesaria para extraer un electrón de un átomo en estado
gaseoso se denomina:
a. Afinidad electrónica.
c. Potencial de ionización.
b. Electronegatividad.
d. Ionización.
En base a su ubicación en la Tabla Periódica ordenar por energía de ionización creciente los siguientes
elementos: Si, AI, Na, S, CI, Mg, P.
Los siguientes valores de energía de ionización, expresados en kcal/mol, corresponden (no
respectivamente) a los elementos del grupo I A (3Li, 11Na , 9K, 37Rb, 55Cs): 96.31; 118.50; 89.78;
124.30; 100.10. Asignar a cada elemento su valor de energía de ionización y justificar su respuesta.
UNIONES QUÍMICAS
1. ¿Qué es una unión química?
2. Definir catión. Definir anión.
3. ¿Qué es un enlace iónico? ¿Qué condición debe darse entre las especies químicas involucradas para que
se establezca? ¿Qué condición debe darse entre los elementos que se unen para que se establezca?
4. Para los siguientes pares, realizar las configuraciones electrónicas, deducir qué tipo de enlaces los
vincula y dar la estructura de Lewis del compuesto que forman:
a. azufre – sodio
c. calcio – cloro
b. nitrógeno – potasio
d. telurio - galio
5. ¿Qué es un enlace covalente? ¿Qué condición debe darse entre los elementos que se unen para que se
establezca?
6. Para los siguientes pares, realizar las configuraciones electrónicas, deducir qué tipo de enlaces los
vincula y dar la estructura de Lewis del compuesto que forman:
a. cloro – hidrógeno
c. calcio – cloro
b. nitrógeno – potasio
d. telurio - galio
7. Realizar la estructura de Lewis para las moléculas de las siguientes sustancias: I2, CaO, CO2, P2O3, Na2O,
NH3, Ga2O3 y HCl.
8. Trazar un cuadro comparativo entre las propiedades de los compuestos iónicos y la de los compuestos
covalentes, tendiendo en cuenta posibles estado de agregación, conducción de la corriente eléctrica, y
conducción del calor
9. Ordenar los siguientes compuestos según punto de ebullición creciente:
a. NaCl; Cu; Br2
b.
CO2; Fr2O; ClCH3
10. Ordenar según conductividad eléctrica creciente:
a. NaCl; Cl2; Fe
b.
CH4; Cu; Co2O3
FUNCIONES QUÍMICAS
1.
2.
3.
4.
5.
¿A qué se denomina función química?
¿Qué representa la fórmula química de un compuesto? ¿Qué es la atomicidad?
¿Qué es una ecuación química? ¿es lo mismo que una reacción química? ¿Por qué?
¿Qué es un óxido? ¿Cómo se los clasifica?
Dar la fórmula general del los óxidos.
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6. Indicar las tres maneras en las que se puede nombrar a los óxidos
7. Dar la fórmula de los siguientes óxidos:
a. óxido de plata
f. óxido de manganeso (VII)
b. trióxido de diarsénico
g. heptóxido de diyodo
c. óxido de telurio (IV)
h. óxido mercurioso
d. óxido de boro
i. dióxido de estaño
e. óxido sulfúrico
j. monóxido de monocobalto
8. Dar la ecuación de formación de los siguientes óxidos:
a. óxido cúprico
f. óxido de zinc
b. monóxido de diplata
g. óxido de cromo (VI)
c. trióxido de dicloro
h. óxido sulfúrico
d. pentóxido de dibromo
i. óxido peryódico
e. óxido bromoso
j. dióxido de carbono
9. Dar las estructuras de Lewis de los siguientes óxidos:
a. óxido sulfúrico
e. óxido nitroso
f. óxido plúmbico
b. óxido de plata
c. óxido cúprico
g. óxido carbónico
d. óxido de bromo (V)
10. Dar el nombre de los siguientes óxidos:
a. K2O
e. MgO
b. CoO
f. SO3
c. Cl2O7
g. As2O5
d. P2O3
11. ¿Qué es un hidróxido?
12. Dar la fórmula general de los hidróxidos.
13. Dar la ecuación de disociación general de los hidróxidos
14. Indicar las dos maneras en las que se puede nombrar a los hidróxidos
15. Dar la fórmula de los siguientes hidróxidos:
a. hidróxido de zinc
d. hidróxido estánnico
b. hidróxido cúprico
e. hidróxido de galio
c. hidróxido de plata
f. hidróxido de plomo (IV)
16. Dar la ecuación de formación de los siguientes hidróxidos
a. hidróxido de sodio
f. hidróxido de plomo (IV)
g. hidróxido cobáltico
b. hidróxido de cromo (II)
h. hidróxido estánnico
c. hidróxido de plata
d. hidróxido de amonio
i. hidróxido de bario
e. hidróxido de aluminio
17. Dar las estructuras de Lewis de los siguientes hidróxidos:
a. hidróxido plúmbico
d. hidróxido cobáltico
b. hidróxido ferroso
e. hidróxido de estaño (IV)
c. hidróxido de sodio
f. hidróxido mercurioso
18. Dar el nombre de los siguientes hidróxidos
a. Fe(OH)2
b. Ni(OH)3
c. FrOH
d. Ga(OH)3
e. Zn(OH)2
f. NH4OH
g. Pb(OH)2
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19. Existe un único hidróxido que no se considera proveniente de la combinación entre un óxido básico y agua,
sino de un gas - el amoníaco -, y agua. Escribir la ecuación de obtención del hidróxido de amonio, nombrando
las especies involucradas.
20. Desarrollar la estructura de Lewis del hidróxido de amonio
21. ¿Qué es un ácido? Definir según Arrhenius y según Brönsted Lowry.
22. Dar la ecuación de ionización y disociación general de los ácidos.
23. ¿Cómo se los puede clasificar, según tengan o no oxígeno en su estructura?
24. Dar la fórmula general de los hidrácidos
25. Indicar cómo se nombra a los hidrácidos
26. Dar las fórmulas generales para los oxoácidos
27. Indicar cómo se nombra a los oxoácidos.
28. Dar la fórmula de los siguientes ácidos
a. ácido sulfhídrico
f. ácido bromhídrico
b. ácido cloroso
g. ácido fluorhídrico
h. ácido sulfúrico
c. ácido nítrico
d. ácido perbrómico
i. ácido yódico
e. ácido carbónico
j. ácido hipocloroso
29. Dar la ecuación de formación de los siguientes ácidos:
a. ácido nítrico
h. ácido bromhídrico
b. ácido sulfuroso
i. ácido sulfhídrico
c. ácido perclórico
j. ácido hipoyodoso
d. ácido sulfúrico
k. ácido perbrómico
e. ácido nitroso
l. ácido selénico
f. ácido clorhídrico
m. ácido yódico
g. ácido telurioso
30. Dar las estructuras de Lewis de los siguientes ácidos:
a. ácido clorhídrico
g. ácido sulfhídrico
b. ácido sulfúrico
h. fluoruro de hidrógeno
c. ácido nitroso
i. ácido yódico
d. ácido hipoyodoso
j. ácido bromoso
e. ácido carbónico
k. ácido perclórico
f. ácido brómico
l. ácido telurioso
31. Nombrar los siguientes ácidos:
f. H2S
a. HF
g. HI
b. HNO2
c. HClO3
h. H2TeO4
d. HBr
i. HClO4
e. H2SO3
j. HBrO
32. Los elementos P, As y Sb se comportan de manera especial: sus óxidos se combinan de diferentes maneras
con el agua para generar oxoácidos. Escribir las ecuaciones ejemplificando con uno de los elementos y
nombrar los 6 oxoácidos obtenidos.
33. Repetir para B y Al, sabiendo que generan 2 oxoácidos cada uno
34. ¿Qué son los elementos anfóteros? Dar las ecuaciones de comportamiento de los óxidos de los elementos: Mn
y Cr y nombrar los hidróxidos y ácidos generados
35. Dar la fórmula de:
a. Hidróxido crómico
f. Ácido crómico
b. Ácido cromoso
g. Hidróxido manganoso
c. Ácido pirofosfórico
h. Ácido antimónico
i. Ácido metaarsenioso
d. Hidróxido mangánico
e. Ácido ortobórico
j. ácido metabórico
36. Explicar los procesos de disociación y de ionización. Establecer en qué caso se da cada uno.
37. Escribir las ecuaciones de disociación y/o ionización de los compuestos de los ejercicios
QUÍMICA I
TERCER AÑO
9
38.
39.
40.
41.
42.
43.
44.
45.
46.
47.
¿Qué es el radical de un ácido? ¿Cómo se lo denomina, en función del ácido del cual deriva?
¿Cómo se denomina a la reacción entre un ácido y un hidróxido? ¿Qué se obtiene?
¿Qué es una sal? Indicar la fórmula general, aclarando qué representa cada letra.
¿Cómo se nombra a una sal?
¿Qué es una sal neutra? ¿Una sal ácida? ¿Una sal básica?
Dar la fórmula de las siguientes sales:
a. clorito de sodio
i. cromato de sodio
b. nitrato de plata
j. pirofosfato de calcio
c. sulfato de litio
k. perclorato niqueloso
d. carbonato de potasio
l. cromito manganoso
e. sulfuro plumboso
m. manganito crómico
f. fosfito de calcio
n. ortoaluminato cobáltico
g. arseniato de aluminio
o. carbonato de amonio
h. telururo de galio
p. metaborato de sodio
Dar la ecuación de formación de las siguientes sales:
a. clorito de sodio
g. sulfuro mercúrico
b. bromato de calcio
h. ortoborato de sodio
c. sulfito de litio
i. permanganato de potasio
j. perclorato crómico
d. carbonato de cobalto (II)
k. seleniuro manganoso
e. fosfato férrico
f. piroarseniato plumboso
l. metaaluminato de estroncio
Dar las estructuras de Lewis de las siguientes sales:
a. carbonato de calcio
f. sulfito cromoso
b. nitrito niquélico
g. metafosfito de plata
c. cloruro de potasio
h. sulfato cúprico
d. fosfato mercurioso
i. fluoruro mangánico
e. clorito de amonio
j. piroarseniato cobáltico
Nombrar las siguientes sales
f. Ni2(P2O7)
a. NaBr
g. Cr(BO2)3
b. KClO3
c. NiS
h. ZnS
d. AgI
i. Li2CrO4
e. CaCO3
j. KMnO4
Desarrollar las siguientes ecuaciones
a. Óxido de calcio + Ácido clorhídrico Cloruro de calcio + Agua
b. Nitrato de plata + Ácido clorhídrico Cloruro de plata + Ácido nítrico
c. Sulfito de bario + calor dióxido de azufre + óxido de bario
d. Dióxido de carbono + hidróxido de sodio Carbonato de sodio + Agua
e. Sulfuro de sodio + Cloruro plumboso Sulfuro plumboso + cloruro de sodio
f. Cloruro de amonio + Hidróxido de potasio Amoníaco + Agua + Cloruro de potasio
g. Sulfito de sodio + Ácido clorhídrico Cloruro de sodio + Agua + Óxido sulfuroso
h. Óxido sulfuroso + Hidróxido de potasio Sulfito de potasio + Agua
i. Cloruro de aluminio + Hidróxido de amonio Hidróxido de aluminio + Cloruro de amonio
j. Carbonato de calcio + calor Dióxido de carbono + agua
k. Oxígeno ozono
TEORÍA ATÓMICO – MOLECULAR - ESTEQUIOMETRÍA
1. ¿Qué es un mol de materia? ¿Qué es el número de Avogadro? ¿Por qué se toma al átomo de C como
referencia?
2. ¿A qué se denomina UMA? ¿Cuál es su equivalencia con la unidad del SIMELA?
3. ¿Qué es la masa molar? ¿Cómo se calcula para un átomo? ¿Y para una molécula?
4. Dar la masa en UMA y en kg de:
QUÍMICA I
TERCER AÑO
10
a. 3 átomos de calcio
d. Medio mol de agua
b. 2.000.000 de átomos de hierro
e. 20 moles de dióxido de carbono
c. 50.000.000.000 moléculas de agua
f. 777 moles de xenón
5. ¿A qué se denomina volumen molar? ¿Por qué se deben especificar las condiciones de presión y
temperatura?
6. Hallá la masa en g de
a. 6,023.1025 átomos de hierro
b. 11,2 litros de dióxido de carbono c. 0,25 moles de ácido clorhídrico
7. Calculá el volumen que ocupan:
a. 3,0115.1022moléc de dióxido de azufre b. 0,01 moles de bromo c. 1,2046.1022átomos de oxígeno
8. Calculá cuántas moléculas hay en:
a. 4,9 g de ácido sulfúrico
c. 1,8069.1025átomos de flúor
b. 3,36 litros de nitrógeno
d. 3,2 moles de ácido bromhídrico
9. ¿Qué es la estequiometría?
10. ¿Qué es una ecuación química? ¿Es lo mismo que una reacción química? ¿Por qué? ¿Cuáles son los reactivos
y cuáles los productos?
11. En una ecuación química, ¿qué representan y cómo se denominan los números que preceden a las
sustancias?
12. Se desean obtener 7,1 g de sulfato de sodio. Calculá:
a. masa de ácido necesaria.
b. moles de hidróxido que reaccionan.
c. moléculas de agua formadas.
Rta: 4,9 0,1 6.1022
13. Se hace reaccionar agua con 1,88 g de óxido de potasio. Indicá:
a. moles de agua que reaccionan.
b. moléculas de producto formado.
Rta: 0,02 2,4.1022
14. Se hace reaccionar óxido de aluminio con 12,6 g de ácido nítrico. Calculá:
a. moles de óxido que reaccionan.
b. moléculas de agua formadas.
c. masa de sal obtenida.
Rta: 0,03 6.1022 16,1
15. Al calentar fuertemente 3,2 g de azufre con ácido sulfúrico puro se forma óxido sulfuroso y agua. Calculá las
masas del ácido reaccionante y de cada uno de los productos obtenidos.
Rta: 19,6 19,2 3,6
16. Determiná la masa de hidróxido de bario necesaria para reaccionar completamente con 2,52 g de ácido
nítrico, y los moles de cada uno de los productos formados.
Rta: 3,42 0,02 0,04
17. En un accidente se ha producido el derrame de 490 kg de ácido sulfúrico. Calculá la masa de óxido de calcio
necesaria para neutralizarlo y los moles de sal que se formarán.
Rta: 280 5000
18. Se desean obtener 8 g de hidróxido de sodio. Calculá:
a. masa de óxido necesaria.
b. moles de agua que reaccionan.
c. moléculas de hidróxido formadas.
19. Se desean obtener 6,6 g de sulfato de amonio. Calculá:
a. masa de ácido necesaria.
b. moles de hidróxido que reaccionan
c. moléculas de agua formadas
Rta: 4,9 0,1 6.1022
20. Se hace reaccionar óxido de calcio con 12,8 g de óxido sulfuroso. Calculá:
a. moles de óxido básico que reaccionan.
b. moléculas de sulfito de calcio formadas.
c. masa de sal obtenida.
21. Al someter oxígeno a una descarga eléctrica se forma ozono, su variedad alotrópica de atomicidad 3. Calcular
cuántos litros de ozono se producen al someter a ese tratamiento 25 millones de moléculas de oxígeno.
22. El combustible de las naves espaciales es hidrógeno líquido. Al quemar 5000 moles de esa sustancia, ¿qué
masa de agua se forma?
23. Se desean obtener 53 mg de carbonato de sodio. Calcular:
a. moles de ácido empleados
b. masa de hidróxido de que reacciona
QUÍMICA I
TERCER AÑO
11
SOLUCIONES
1.
2.
3.
4.
¿Qué es una solución? Indicar a qué se denomina soluto y a qué se denomina solvente.
¿Qué es la solubilidad de una sustancia? ¿En qué unidades se mide? ¿De qué depende?
Definir solución diluida, concentrada, saturada, sobresaturada.
Indicar qué tipo de solución representa cada punto, para el gráfico de Solubilidad en función de la
temperatura.
S
+4
+ 2
+1
+3
T
5. ¿A qué se denomina concentración de una solución? ¿De qué depende?
6. Explicar qué indican las siguientes formas de expresar la concentración de una solución:
a. % m/m
c. g/l
b. % m/v
d. ppm
7. ¿Qué es la densidad de una solución?
8. ¿Qué relación existe entre la concentración en % m/v y % m/m?
9. En un recipiente que contiene 5 g de azúcar, se agrega agua hasta completar 200 ml. Si la densidad de la
solución resulta de 1,02 g/cm3, calculá su concentración en % m/v y % m/m.
10. Una solución se preparó disolviendo en 75 ml de agua, 1,5 g de sal. Si la densidad resultó de 1,05 g/ml,
calculá su concentración en ambos porcentajes, g/l y en ppm
11. Se tiene una solución 2 % m/v de sulfato de sodio. ¿Qué volumen habrá que medir para que contenga
disueltos 3 g de sal? ¿Cuántos g de soluto hay disueltos en 3/4 l de solución? ¿Cuál es su concentración en
ppm?
12. Una solución de ácido nítrico es 1,26 % m/v. Si se toman 250 cm3 de la misma, ¿cuántos moles de soluto se
encontrarán disueltos?
13. Se dispone de una solución de carbonato de sodio 3 % m/m, ρ = 1,01 g/ ml. Si se desea medir un volumen
tal que contenga 0,01 moles de soluto, ¿cuál es dicho volumen?
14. ¿Qué indica la molaridad (M) de una solución?
15. Una solución de fluoruro de potasio contiene 1,16 g de soluto en 250 ml de solución. Determiná su
molaridad.
16. Una solución de nitrato de plata es 4,225 % m/v. Calculá su molaridad.
17. Una solución de amoníaco es 3,4 M. ¿Qué masa de soluto contienen 200 ml de solución? ¿Qué volumen
habrá que medir para tener disueltos 500 mg de amoníaco? Expresá la concentración en g/l
18. Una solución de ácido fosfórico es 0,03 M ¿Cuál es su % m/v? ¿y su concentración en g/l??
19. Una solución de clorato de calcio es 0,25 M. Dar su concentración en g/l y ppm
20. Se dispone de 10 ml de solución de hidróxido de sodio 8 % p/v y se le agregan 90 ml de agua. Calculá M
final.
Rta: 0,2
21. Se dispone de 20 ml de una solución de cloruro de calcio 10 % p/v. ¿Qué volumen de agua habrá que
agregarle para que resulte 0,2 M.
Rta: 70
22. Se dispone de 20 ml de una solución de cloruro de magnesio 9,5 % p/v. Calculá qué volumen de agua habrá
que agregarle para que resulte 0,2 M.
Rta: 80
23. Se mezclan las siguientes soluciones de sulfato de sodio:
a. 400 ml 0,1 M.
b. 100 ml 2,84 % p/v.
Calculá M y % p/v de la solución resultante.
Rta: 0,12 1,7
QUÍMICA I
TERCER AÑO
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24. Se mezclan las siguientes soluciones de bromuro de magnesio.
a. 50 ml 0,1 M.
b. 350 ml 3,68 % p/v.
Calculá M y % p/v de la solución resultante.
Rta: 0,17 3,13
25. La etiqueta de un medicamento indica:
a. Vitamina C
5g
b. Agua csp
100 ml
Sabiendo que el volumen de una gota es de 0,05 ml, indicá cuántas gotas debería tomar para una dosis de
50 mg.
Rta: 20
26. La etiqueta de cierta agua lavandina comercial indica que contiene 60 g de cloro activo por litro. Sabiendo
que 20 gotas hacen 1 ml, y que se utilizan 2 gotas por litro de agua para procesos de desinfección, calcular:
a. la concentración de cloro en el agua así potabilizada.
b. la masa de cloro que se ingiere con un vaso de agua de 200 ml.
Rta: 6 .10-4 0,0012
27. En un recipiente que contiene ¼ litro de solución de sulfato de cobre (II) 0,2 M se agregan 300 cm3 de
solución del mismo soluto, 2 % m/v. Determinar M y % m/v de la solución formada
28. Una solución medicamentosa tiene una concentración de droga útil de 5000 ppm. Determinar la cantidad de
droga presente en 60 gotas de solución, sabiendo que en un mililitro entran 20 gotas.
29. Se disuelven 15 g de carbonato de potasio en 200 cm3 de agua, formándose una solución de densidad 1,02
g/ ml. Calcular su concentración en % m/m; M y g/l
30. De un recipiente que contiene 300 ml de solución 5 M de hidróxido de sodio, se toma un alícuota de 50 ml y
se disuelven en agua de modo tal que se llega a un volumen de medio litro. Determinar la concentración en
% m/v de la solución nueva
31. Determine qué detergente resulta más económico.
Marca A
30 % de materia activa ¾ l $ 1,50
Marca B
20 % de materia activa 2 l $ 3,80
32. Calcule cuántas moléculas de soluto hay en 50 ml de solución de cloruro de aluminio 0,1 M.
33. Calcule cuántas moléculas de soluto hay en 5000 ml de solución de ortofosfato de amonio 1 M.
QUÍMICA I
TERCER AÑO
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PROGRAMA ANALÍTICO QUÍMICA I
Unidad I
Sistemas materiales: Materia, Masa, Cuerpo, Propiedades intensivas y extensivas de la materia, Fenómenos
físicos y químicos, Fases Sistemas homogéneos y heterogéneos., Fraccionamiento de un sistema. Composición
porcentual de un sistema
Unidad II
Moléculas y átomos, Núcleo y zona periférica, Partículas subatómicas, Número atómico y número másico.
Isótopos. Mezcla isotópica. Peso atómico, Configuración electrónica. Números cuánticos –nociones-.
Construcción de la configuración electrónica de los átomos.
UNIDAD III
Clasificación periódica de los elementos, Tabla periódica, Grupos y períodos, Propiedades periódicas.
UNIDAD IV
Uniones químicas, Iónicas y covalentes, Estructuras de Lewis, Óxidos básicos, ácidos y anfóteros, Hidróxidos,
Hidrácidos, Oxácidos, Neutralización. Sales neutras, ácidas y básicas.
UNIDAD V
Estequiometría. Mol y Volumen molar, Estequiometría simple, Estequiometría con gases en CNPT. Soluciones,
Soluto y solvente, Concentración porcentual y molar, Estequiometría con soluciones
QUÍMICA I
TERCER AÑO
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