Documento 732913

Profesoras: Ana M. Acuña
Lucia Medina
Escuela de Tecnología Médica
Cátedra de Química General
Guía de Ejercicio Nº1: Propiedades de la materia
I.- Clasificación de la materia
1.
Clasifique como sustancia pura (elemento o compuesto) o mezcla (homogénea o heterogénea):
Materia
Magnesio
Clasificación
Materia
Clasificación
Aire
Gasolina
Cristales de yodo
Agua de mar
Sacarosa
Arena
Hidrogeno (H)
Saliva
Sangre
Cobre (Cu)
Arroz con leche
Jugo de tomate
Agua potable
II.- Propiedades de la materia
1.
En un intento por caracterizar una sustancia, un químico hace las siguientes observaciones. La sustancia es un metal
lustroso color blanco plateado que se funde a 649ºC y hierve a 1105ºC; su densidad a 20ºC es 1,738 g/cm 3. La
sustancia arde en aire produciendo una luz blanca intensa y reacciona con cloro para producir un sólido blanco
quebradizo. La sustancia se puede golpear hasta convertirla en láminas delgadas o esterarse para formar alambres y
es buena conductora de la electricidad. ¿Cuáles de estas características son propiedades físicas y cuáles químicas?
Propiedades Físicas:
____________________________________
____________________________________
____________________________________
____________________________________
____________________________________
____________________________________
____________________________________
2.
Propiedades Químicas:
____________________________________
____________________________________
____________________________________
____________________________________
____________________________________
____________________________________
____________________________________
Clasifique las siguientes propiedades como intensiva o extensiva
Propiedades
Clasificación
El color azul del sulfato de cobre hidratado sólido
La masa de un pedazo de acero
La energía química almacenada en un gramo de cierto petróleo
El volumen de hielo en diferentes muestras
La temperatura de fusión del tungsteno de los focos
El color amarillo de la luz de sodio
1
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III.- Cambios de la materia
1.
Indique si los siguientes procesos involucran un cambio físico o químico:
Procesos
Cambio
Corrosión de aluminio metálico
Digerir una golosina
Luxación de un hueso
Pulverizar una aspirina
Mantequilla que se enrancia
Refinación del petróleo
IV.- Unidades de medida
1)
Un cubo del metal osmio de 1.500 cm por lado tiene una masa de 76,31 g a 25ºC. calcule su densidad en g/cm 3 a
esa temperatura.
2)
La densidad del metal titanio es de 4,51 g/cm3 a 25º1C ¿Qué masa de titano desplaza 65,8 ml de agua a 25ºC?
3)
Si una mesa y una silla tienen la misma masa, ¿estarán hechas con el mismo material?
4)
Una persona que padece de hipercolesterolemia (nivel elevado de colesterol en la sangre) tiene 232 mg de
colesterol en 100 ml de su sangre. Si el volumen total de la sangre es 5,2 L, ¿Cuántos gramos de colesterol total
contiene la sangre de ese individuo?
5)
La dosis recomendada para adultos de Elixofilina, un fármaco empleado en el tratamiento del asma, es de 6
mg/Kg de masa corporal. Calcule la dosis en miligramos para una persona de 150 lb.
6)
Si 100 g. de carne contienen 22,3 g de proteínas. Determina la masa de proteínas contenidas en un kilogramo
de carne
7).- Una esfera de plomo tienen 5.0 cm de diámetro. ¿Qué masa tiene la esfera si la densidad del plomo es de
11.34 g/cm3?. (El volumen de una esfera es
4
3
   r )
3
 
2
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ANEXO
Fórmulas de conversión a la escala Kelvin
Conversión de
kelvin
grados Celsius
kelvin
Grados Fahrenheit
grados Fahrenheit
a
grados Celsius
kelvin
grados Fahrenheit
Grados Celsius
kelvin
Fórmula
°C = K − 273.15
K = °C + 273.15
°F = K × 1.8 − 459.67
°C = (°F − 32) / 1.8
K = (°F + 459.67) / 1.8
Conversión
Longitud
1 km = 1000 m = 1000000 mm = 100000 cm
1 metro m = 3.28 pie ft = 39.37 pulgada in = 0.000621 milla mi = 1.09 yarda yd
1 (Ángstrom) A = 1,0 x 10 -10 metros
1 (nanómetro) nm = 1x10-9 m
Volumen
1 litro l = 0.001 metro cubo m3 = 1000 centímetro cúbico cm3 = 1000 mililitro ml
Masa
1 kilogramo kg = 1000 gramo g = 0.001 tonelada = 2.2 libras
3
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Guía de Ejercicios Nº2. Estructura Atómica
I.- Partículas Subatómicas
1.- Completa la siguiente tabla:
Protones (p+)
Elemento
Na
electrones (e-)
Neutrones (nº)
11
27
masa atómica
23
32
94
22
242
26
2.- De cada elemento diga: protones, neutrones y electrones que hay en un átomo neutro e ión.
a) 80 Br b) 27 Al c) 91Zr d) 195 Pt
e) 186 Re f) Al+3 g) Cl-1
35
13
40
78
75
3.-Determine el número de partículas subatómicas de las siguientes especies: Zn +2
,
O-2
4.- La tabla siguiente indica el número de protones y neutrones en el núcleo de varios átomos:
a)
¿Cuál átomo es el isótopo del átomo A? _______
b)
¿Cuál átomo tiene el mismo número de masa que el átomo A? ________
5.-El oxígeno tiene 3 isótopos 168O (99,759%) con masa atómica 15,99491 umas, 178O (0,037%) con un masa atómica de
16,99914 umas y 188O (0,204%) con una masa de 17,99916. ¿Cuál es la masa atómica promedio del oxígeno?
Masa promedio
(%1) A1 + (%2) A2
M = ----------------------100
4
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Guía de Ejercicio Nº3.
Configuración electrónica y propiedades periódicas
I.- Configuración electrónica
1)
Escriba la configuración electrónica fundamental de los átomos de;
K ___________________________________________________________________
P ___________________________________________________________________
Si ___________________________________________________________________
2)
Considerando lassiguientesconfiguraciones electrónicas de átomos neutros:
A)
1s2 2s2 2p6 3s1
B)
1s2 2s2 2p6 3s2
Indique si las siguientes afirmaciones es falsa o verdadera. Razonelasrespuestas:
a ____ Ambos elementos se encuentran en el grupo 6.
b ____ A representa el átomo de sodio.
c ____ A y B representan elementos diferentes.
d ____ Se necesita menos energía para arrancar un electrón de B que de A.
4)
De acuerdo a la configuración electrónica, diga a qué grupo y periodo pertenece
Configuración
1s2 2s2 2p5
1s22s22p63s23p3
1s22s22p63s23p64s23d9
[He]2s22p1
5)
Grupo
Periodo
Representativo o de transición
En la siguiente tabla se presentan los valores de los cuatro números cuánticos para el último electrón de cuatro
elementos distintos. A partir de estos datos determine la configuración electrónica para cada uno de los elementos.
n
2
l
1
m
0
s
-1/2
5
2
-1
+1/2
3
0
0
+1/2
4
3
+2
-1/2
Conf.
II.- Propiedades periódicas
1)
Agrupe las siguientes configuraciones electrónicas en parejas que puedan representar elementos con propiedades
químicas similares:
1s2 2s2 1s2 2s2 2p3
1s2 2s2 2p6 3s2
1s2 2s2 2p6 3s1 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 1s2 2s1
5
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2)
Complete La siguiente tabla:
Elemento
K (Z=19)
Grupo
Período
Radio atômico
Afinidad eletrônica
Electronegatividad
Br (Z=35),
3)
4)
a)
_____"El catión 20Ca2+ tiene mayor radio que el átomo 20Ca".
b)
_____"El radio del anión 15P3- es mayor que el del átomo 15P".
c)
_____"8O2- y 9F- son iones de igual radio iónico".
De los siguientes iones estables electrónicamente, sólo uno de ellos no es isoelectrónico con
cual
a)
b)
c)
d)
e)
5)
6)
Indique si las siguientes proposiciones son verdaderas o falsas, justifique sus respuestas.
el Neón (Ne). Indique
Al+3
M g+2
Ca +2
N -3
O-2
Cuál de las siguientes afirmaciones es falsa?
a)
los gases nobles no reaccionan
b)
el radio atómico de un elemento es mayor que el de su catión.
c)
la electronegatividad es la capacidad de ceder electrones
d)
los elementos más electropositivos son los alcalinos
e)
el flúor tiene menor efecto pantalla que el Bromo
Los elementos de un mismo período poseen
a)
igual cantidad de electrones de valencia
b)
la misma densidad
c)
el mismo nivel de energía
d)
igual radio covalente
e)
propiedades químicas similares
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Guía de Ejercicio N°4. Enlaces Químicos y Fuerzas Intermoleculares
I.- Enlaces
1.
Determine el tipo de enlace
∆E (diferencia de electronegatividad)
Par de elemento
Tipo de enlace
carbono-hidrógeno
bromo-hidrógeno
flúor-hidrógeno
sodio-cloro
potasio-flúor
litio-cloro
litio-flúor en el LiF
nitrógeno-nitrógeno en el N2
azufre-oxígeno en el SO2
potasio-oxígeno en el K2O
(Utilice la siguiente tabla de electronegatividades)
2)
Elemento
C
H
F
Br
Na
Cl
K
Li
O
N
S
Electronegatividad
2,55
2,2
3,98
2,96
0,93
3,16
0,82
0,98
3,44
3,0
2,5
Dibuje la estructura de Lewis
Compuestos
Estructura de Lewis
Pares de electrones enlazante/no
enlazantes
HBr
CaCl2
H2S
CH4
PH3
MgI2
CS2
NH3
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II.- Fuerzas Intermoleculares
1)
Términos pareados:
Pares de compuestos
1. NH3 y C6H6
2. NaCl y H2O
3. HBr y H2S
4. NO3- y I2
5. H2O y H2O
6. Cl2 y Cl2
2)
¿Cuáles de las especies siguientes son capaces de unirse entre sí por medio de puentes de hidrógeno?
a)
b)
c)
d)
e)
f)
3)
Fuerzas intermoleculares
........ Dipolo - dipolo
…… Dispersión
…… Puente de hidrogeno
…… Ion – dipolo inducido
…… Dipolo – dipolo inducido
…… Ion - dipolo
C2H6
NH3
BeH2
KCl
HF
Na
¿Qué tipo de fuerzas de atracción o enlaces atómicos se deben superar para:
Fuerzas de atracción o enlaces atómicos
Fundir el hielo
Disociar el F2 en átomos de F
Fundir el yodo sólido
Evaporar ácido clorhídrico
4)
En la siguiente tabla figuran los puntos de ebullición, fusión y otras características de las siguientes sustancias: PH 3,
NH3, Fe, NaCl. En base a esta información, ubíquelos y complete los espacios en blanco.
Pto de fusión (°C)
Pto de ebullición (°C)
Tipo de enlace
Fuerzas intermoleculares
Estado de agregación
Conductividad eléctrica en estado sólido
Disolución en agua
800
1400
Si
-133
-87,7
-78
-33
1500
3000
No
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Guía de Ejercicio N°5. Nomenclatura de Química Inorgánica
I.- Estados de oxidación
1.
Escriba el estado de oxidación de los siguientes elementos:
Elemento
Estado de Oxidación
Elemento
N en N2O5
Cu en CuO
Mn en HMnO4
I en HIO3
Cl en HClO4
Cu en Cu2SO4
F en HF
S en H2SO3
Estado de Oxidación
II.- Nomenclatura Inorgánica
HIDRUROS Y ÁCIDOS
Nombre
Formula
Hidruro de magnesio
Bromuro de hidrógeno
Ácido sulfhídrico
Ácido selenhídrico
ÓXIDOS
Nombre
Formula
Óxido de cinc
Óxido de plomo (IV)
Óxido ferroso
Monóxido de dinitrógeno
SALES BINARIAS
Nombre
Formula
Cloruro de hierro(II)
Cloruro férrico
Bromuro de plata
Yoduro de oro(III)
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HIDRÓXIDOS
Nombre
Formula
hidróxido de hierro(II)
hidróxido de litio
hidróxido de níquel(II)
hidróxido de plomo(II)
OXOÁCIDOS
Nombre
Formula
ácido perclórico
ácido nitroso
ácido mangánico
ácido carbónico
SALES DE OXOÁCIDOS
Nombre
Formula
hipoclorito de sodio
carbonato de sodio
sulfito de potasio
clorato de mercurio(II)
SALES DE OXOÁCIDOS
Nombre
Formula
CuCO3
KClO2
Fe2(SO4)3
PbSO3
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ÓXIDOS
Nombre
Formula
Fe2O3
Cl2O
HgO
SO2
SALES BINARIAS
Nombre
Formula
FeCl2
CaCl2
CuI
LiF
HIDRÓXIDOS
Nombre
Formula
Zn(OH)2
KOH
Fe(OH)3
CuOH
OXOÁCIDOS
Nombre
Formula
HNO3
HClO4
HIO3
H2SO4
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ANEXO
ESTADOS DE OXIDACIÓN
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Nombre y fórmulas de algunos cationes y aniones inorgánicos comunes.
Catión
Aluminio (Al3+)
Amonio (NH4+)
Bario (Ba2+)
Cadmio (Cd2+)
Calcio (Ca2+)
Cesio (Cs+)
Cinc (Zn2+)
Cobalto (II) o cobaltoso (Co2+)
Cobre (I) o cuproso (Cu+)
Cobre (II) o cúprico (Cu2+)
Cromo (III) o crómico (Cr3+)
Estaño (II) o estañoso (Sn2+)
Estroncio (Sr2+)
Hidrógeno (H+)
Hierro (II) o ferroso (Fe2+)
Hierro (III) o férrico (Fe3+)
Litio (Li+)
Magnesio (Mg2+)
Manganeso (II) o manganoso (Mn2+)
Mercurio (I) o mercurioso (Hg22+) *
Mercurio (II) o mercúrico (Hg2+)
Plata (Ag+)
Plomo (II) o plumboso (Pb2+)
Potasio (K+)
Sodio (Na+)
Anión
Bromuro (Br-)
Carbonato (CO32-)
Carbonato ácido o bicarbonato (HCO3-)
Cianuro (CN-)
Clorato (ClO3-)
Cloruro (Cl-)
Cromato (CrO42-)
Dicromato (Cr2O72-)
Fosfato (PO43-)
Fosfato ácido (HPO42-)
Fosfato diácido (H2PO4-)
Fluoruro (F-)
Hidróxido (OH-)
Hidruro (H-)
Nitrato (NO3-)
Nitrito (NO2-)
Nitruro (N3-)
Óxido (O2-)
Permanganato (MnO4-)
Peróxido (O22-)
Sulfato (SO42-)
Sulfato ácido o brulfato (HSO4-)
Sulfito (SO32-)
Sulfuro (S2-)
Tiocianato (SCN-)
Yoduro (I-)
Sulfito ácido (HSO3-)
Hipoclorito (I) (OCl-)
Clorito (III) (ClO2-)
Clorato (V) (ClO3-)
Perclorato (VII) (ClO4-)
Peryodato (IO4-)
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Reglas para los estados de oxidación
El número de oxidación de un elemento sin combinar, independientemente de si su molécula es monoatómica
o poliatómica, es cero. Los demás valores se asignan mediante las siguientes reglas:
1.
Todo elemento en estado nativo, libre, tiene un número de oxidación igual a cero.
2.
Los metales tienen generalmente números de oxidación positivos; corresponde a la valencia con la
que está actuando en el compuesto.
3.
El N° de oxidación del Hidrógeno en un compuesto o en un ion generalmente es +1, excepto en los
hidruros metálicos, donde el Hidrógeno tiene un número de oxidación -1. (Ej. NaH).
4.
El N° de oxidación del oxígeno en un compuesto o en un ion es generalmente -2, con excepción de
los peróxidos, donde es -1. Ej.; en H2O es -2, en H2O2 es -1.
5.
El número de oxidación de un ion monoatómico es el mismo que la carga del ion. Ej.: Cl - (-1); Mg2+
(+2).
6.
La suma algebraica de todos los números de oxidación de todos los átomos que forman una
molécula es cero.
7.
La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos en un ion poliatómico debe ser
igual a la carga del ion.
Ejemplo: Calcular el N° de oxidación del azufre en el H2SO4
H2SO4
S
H =
=
1 x 2
=
+2
O =
-2 x 4
SUMA
=
=
-8
-6
+6
Para cumplir con la neutralidad de la molécula.
Otra forma
2H
+2
+ S + 4O =
O
+ X + (-8) =
O
X
= + 6
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Guía de Ejercicio N°6
Estequiometria de la composición y de las Reacciones
I.- Átomos, moléculas y moles
1)
Calcular la masa de agua que contienen 0,23 moles de agua.
2)
Calcular la masa de una molécula de agua.
Sol: 4,14 g
Sol: 2,99 · 10-23g
3) ¿Cuántos moles de nitrógeno hay en 1,2 • 1024 moléculas
Sol: 1,993 moles
4)
a.
Ordena de mayor a menor el número de moléculas que contienen:
20 g de agua
b. 1x1025 moléculas de O2
c. 1,3 moles de Al2O3
Sol: b > c > a
5) Calcula el número de átomos de azufre y de hidrógeno contenidos en 25 g de H 2S.
Sol: 4,428 · 1023 átomos de S /8,856 · 1023 átomos de H
6)
Una muestra de 1 gramo de un elemento contiene 1,5 · 1022 átomos, ¿cuál es la masa atómica del
elemento?
Sol: 40,13 g/mol
7)
Calcula el número de átomos contenidos en 12,23 mg de cobre
Sol: 1,16 · 1020 átomos
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II.- Estequiometria de la Reacciones
1)
Escriba ecuaciones químicas balanceadas para las siguientes reacciones.
a) Cl2(g) +
KBr(ac)
b) Cr (s)
+ O2 (g)
c) Al (s)
+
→ Br2(l)
→
+
KCl(ac)
Cr2O3(s)
H2SO4(ac)→ Al2(SO4)3(ac) +
H2(g)
d) C7H16(l) + O2(g) → CO2(g) + H2O (g)
e) Ba(NO3)2(ac)
+ KF (s) → BaF2 (s)
f) SiCl4(l) + Mg (s)
+
KNO3(ac)
→ Si (s) + MgCl2(s)
g) P4(s) + H2(g) → PH3(g)
h) Cu (s) + H2SO4(ac) → CuSO4 (ac) + SO2 (g) + H2O (l)
i) SiO2(s) + HF → SiF4 + H2O
2)
La glucosa tiene una composición de 40% de C, 6,72% de H y 53,3% de O. Se sabe que su masa
molecular aproximada es 180g/mol, a partir de esta información determine su fórmula empírica y
molecular.
3)
¿Cuántos moles de O2 se necesitan para formar 0.80 moles de Cl2. según la siguiente ecuación?:
HCl + O2
H2O + Cl2
4)
Cuando se trata óxido férrico con ácido sulfúrico se produce la reacción:
Fe2O3 + H2SO4
Fe2(SO4)3 + 3H2O
¿Cuántos gramos de sulfato férrico se formarán a partir de 63.84 g de Fe2O3?
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5)
El carburo de silicio, SiC, se comercializa como abrasivo. Se obtiene calentando SiO 2 y C a altas
temperaturas:
SiO2(s) + 3C(s)
SiC(s) + 2CO(g)
a) ¿Cuántos gramos de SiC pueden formarse si se permite que reaccionen 3.0 g SiO 2 de y 4.5 g de C?
b) ¿Cuál es el reactivo limitante y cuál es el reactivo en exceso?
c) ¿Cuánto queda del reactivo en exceso después que se consume todo el reactivo limitante?
6)
Un estudiante hace reaccionar benceno con bromo, para preparar bromobenceno
C6H6 + Br2
C6H5Br + HBr
a) calcular el rendimiento teórico de la reacción si 30.0 g de benceno reacciona con 65.0 g de bromo
b) si el rendimiento real es de 56.7 g, calcule el porcentaje de rendimiento.
7)
El
metal
sodio
reacciona
Na(s)
con
agua
+
H2O(l)
para
dar
hidróxido
de
sodio
e
NaOH(aq)
hidrógeno
gas:
+
H2(g)
Si 8,75 g de sodio reaccionan con 8.75 g de agua, responda
a)
¿Cuál es el reactivo limitante?
b) ¿Cuántos gramos de NaOH se formaran?
c)
Cuántos gramos del reactivo excedente se ocupan
d) Cuántos gramos de Hidrógeno se forman
17