sábado, 24 de mayo de 2008

ATENCIÓN: ¿De dónde bajo los apuntes?

Chicos, para bajar los apuntes, guías de ejercicios y otro material en formato de Microsoft Word (.doc) o Acrobat Reader (.pdf) tienen que entrar a la siguiente dirección de correo electrónico:

quimica.0206@yahoo.com.ar

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Ahí van a encontrar mucho material que pueden descargar y tenerlo en sus computadoras o imprimirlo si prefieren a medida que lo vamos usando en vez de sacar las fotocopias.

Saludos!

miércoles, 21 de mayo de 2008

3er Año - Objetivos generales de la asignatura Física y Química

Objetivos generales de la asignatura

1. Desarrollar la capacidad crítica para reconocer y analizar los principales fenómenos físicos y químicos y sus ramificaciones, presentes en el mundo contemporáneo.

2. Desarrollar las funciones intelectuales relacionadas con el pensamiento crítico y racional: Observación de la realidad, análisis, abstracción, generalización, aplicación al caso concreto.

3. Tomar conciencia de sí mismo como un ente biológico en el que tienen lugar de forma continua multiplicidad de reacciones y transformaciones físicas y químicas.

4. Adquirir destreza en el manejo de los materiales del laboratorio de química.

5. Incorporar un conocimiento elemental sobre los principales procesos y reacciones químicas que le permita al alumno identificar fenómenos y transformaciones en su vida cotidiana y establecer conclusiones con validez científica.

6. Desarrollar capacidades permanentes de aprendizaje que garanticen el éxito en los estudios superiores.

4to Año - Objetivos generales de la asignatura Química

Objetivos generales de la asignatura

1. Desarrollar la capacidad crítica para reconocer y analizar los principales fenómenos físicos y químicos y sus ramificaciones, presentes en el mundo contemporáneo.

2. Desarrollar las funciones intelectuales relacionadas con el pensamiento crítico y racional: Observación de la realidad, análisis, abstracción, generalización, aplicación al caso concreto.

3. Tomar conciencia de sí mismo como un ente biológico en el que tienen lugar de forma continua multiplicidad de reacciones y transformaciones físicas y químicas.

4. Adquirir destreza en el manejo de los materiales del laboratorio de química.

5. Entender la química como una “ciencia central” que relaciona múltiples disciplinas y sirve como herramienta para la comprensión de fenómenos biológicos, ecológicos e industriales.

6. Incorporar un conocimiento elemental sobre los principales procesos y reacciones químicas que le permita al alumno identificar fenómenos y transformaciones en su vida cotidiana y establecer conclusiones con validez científica.

7. Desarrollar capacidades permanentes de aprendizaje que garanticen el éxito en los estudios superiores.

4to Año - Programa de Química

Programa a desarrollar

Unidad 1
Revisión de contenidos y disoluciones

Contenidos conceptuales
Magnitudes atómico-moleculares. Número de Avogadro. Concepto de mol. Masa y volumen molar. Sistemas materiales. Composición centesimal. Leyes y estequiometria de los gases. Ecuación del gas ideal. Gases reales. Soluciones acuosas. Formas de expresar la concentración de una solución. Expresiones físicas y químicas. Concepto de equivalente. Molaridad. Molalidad. Fracción molar. Normalidad. Diluciones.

Objetivos específicos
· Repasar los contenidos de química elemental aprendidos en el curso anterior
· Integrar los conocimientos adquiridos sobre magnitudes atómico moleculares y ser capaces de aplicarlos al trabajo con disoluciones
· Lograr un primer conocimiento del trabajo en el laboratorio de química y saber reconocer algunos de los elementos utilizados, sus nombres y funciones.

Actividades
· Trabajo práctico Nº 1: Preparación de soluciones sencillas. Efectos de la temperatura en la solubilidad de los gases. Diluciones simples. Experimentación con las propiedades de los líquidos. Elaboración de informe de laboratorio.
· Guía de Problemas SERIE 1, referidos a:
o Magnitudes atómico-moleculares
o Estequiometría de gases
o Disoluciones acuosas
§ Preparación de soluciones
§ Formas de expresar la concentración de una solución
§ Diluciones
· Lectura adicional de comprensión y relación con la realidad: “El lago asesino”, incluida en la bibliografía obligatoria de la unidad.
· Elaboración de curvas de solubilidad para diferentes sustancias.
· Estudio del dispositivo utilizado para el control de alcoholemia en automovilistas.
· Buscar por lo menos cinco productos –soluciones- utilizados cotidianamente en donde se encuentre explícita la concentración de algún soluto en la solución.

Bibliografía obligatoria
· Chang, R. (1999): Química. México. McGraw Hill. Sexta edición. Capítulo 12, págs. 467-482
· Guía de Problemas – Serie 1 (Proporcionada por el docente)


Unidad 2
Estado líquido y fuerzas entre partículas

Contenidos conceptuales
Fuerzas que estabilizan las uniones intermoleculares y entre iones. Electronegatividad. Polaridad del enlace covalente. Fuerzas de Van Der Waals: Fuerzas dipolo-dipolo, ión-dipolo, fuerzas de dispersión, puente de hidrógeno. Fuerzas electrostáticas de Coulomb. Justificación de los estados de agregación de las sustancias en diferentes condiciones. Cambios de fase. Diagrama de fases de una sustancia. Punto crítico. Gases y vapores. Propiedades de los líquidos: tensión superficial y viscosidad. Presión de vapor. Estructura y propiedades del agua.

Objetivos específicos
· Comprender las diferencias fundamentales entre los estados gaseoso y condensado de la materia.
· Incorporar conocimientos relacionados con las propiedades de los líquidos que le permitan analizar fenómenos simples de la vida cotidiana.
· Entender cómo las fuerzas entre las partículas justifican los estados de agregación de las sustancias en diferentes condiciones de presión y temperatura

Actividades
· Lectura y análisis del texto: “Cocimiento de un huevo en la cima de una montaña, ollas de presión y patinaje sobre hielo.”, incluido en la bibliografía obligatoria de la unidad.
· Guía de Problemas SERIE 2, referidos a :
o Fuerzas intermoleculares
o Cambios de fase
o Propiedades de los líquidos
· Elaboración de una red conceptual a modo de resumen sobre las distintas fuerzas que estabilizan las uniones entre las partículas constitutivas de la materia

Bibliografía obligatoria
· Chang, R. (1999): Química. México. McGraw Hill. Sexta edición. Capítulo 11, págs. 418-428
· Guía de problemas - Serie 2 (Proporcionada por el docente)


Unidad 3
Reacciones químicas

Contenidos conceptuales
Concepto de reacción. Leyes gravimétricas: Lavoisier, Dalton, Proust. Nomenclatura de sustancias inorgánicas. Tipos de reacciones químicas: Combinación, descomposición, desplazamiento, combustión, neutralización, óxido-reducción. Ecuaciones químicas. Métodos de igualación de ecuaciones químicas. Método algebraico. Método del ión-electrón. Formación de compuestos: óxidos, ácidos, hidróxidos, sales, etc. Estequiometría de las reacciones químicas. Pureza. Rendimiento. Reactivo limitante.

Objetivos específicos
· Adquirir un conocimiento más profundo de la complejidad de los procesos químicos y de su importancia.
· Saber reconocer numerosas reacciones químicas presentes en todos los ámbitos de su vida cotidiana.
· Lograr representar las reacciones químicas más comunes por medio de ecuaciones y saber balancearlas valiéndose de los diferentes métodos.
· Incorporar las reglas de nomenclatura que permitan extrapolar las denominaciones de la mayoría de las sustancias inorgánicas.
· Integrar los conocimientos adquiridos en las unidades anteriores y poder aplicarlos en los cálculos estequiométricos de las reacciones químicas.
Actividades
· Buscar ejemplos de reacciones químicas presentes en la vida cotidiana para su análisis e interpretación en clase.
· Elaboración de una red conceptual que relacione los distintos tipos de reacciones y explique en qué consiste cada uno.
· Trabajo práctico Nº 2: Combustión completa e incompleta. Reactivos y productos. Ecuaciones. Propiedades del gas natural. Combustión de una vela. Elaboración de informe de laboratorio.
· Guía de Problemas SERIE 3, referidos a:
o Reacciones químicas
o Balanceo de ecuaciones
o Nomenclatura de sustancias inorgánicas
o Cálculos estequiométricos
§ Pureza de reactivos
§ Reactivo limitante
§ Rendimiento de una reacción
· Lectura y análisis del texto: “Fertilizantes químicos.”, incluido en la bibliografía obligatoria de la unidad.
· Trabajo práctico Nº 3: Cálculo del rendimiento en una reacción redox: Solución de sulfato de cobre y un clavo de hierro. Elaboración de informe de laboratorio.
Bibliografía
· Chang, R. (1999): Química. México. McGraw Hill. Sexta edición. Capítulo 3 págs. 82-98
· Guía de problemas - Serie 3 (Proporcionada por el docente)


Unidad 4
Nociones elementales de termoquímica y electroquímica

Contenidos conceptuales
Naturaleza y tipos de energía. Concepto de entalpía. Calorimetría. Calor específico. Calor latente asociado al cambio en el estado de agregación. Cálculos calorimétricos simples. Entalpía de una reacción. Reacciones rédox en celdas electroquímicas. Potenciales estándar de electrodo. Espontaneidad de las reacciones rédox. Condiciones no estándar. La ecuación de Nernst. Baterías. Electrólisis.

Objetivos específicos
· Comprender el concepto de energía y lograr un conocimiento elemental sobre los distintos tipos de energía que existen y sus transformaciones
· Integrar el concepto de entalpía al de reacción química estudiado en la unidad anterior y comprender su importancia
· Lograr un primer acercamiento a los conceptos básicos de la termoquímica
· Reconocer reacciones rédox que tienen lugar en los procesos de la vida cotidiana

Actividades
· Guía de problemas SERIE 4, referidos a:
o Entalpía de las reacciones químicas
o Calorimetría
o Reacciones rédox
o Pilas y electrólisis
· Trabajo práctico Nº 4: Electrólisis. Informe de laboratorio.
· Trabajo práctico Nº 5: Determinación del punto de ebullición del etanol. Informe de laboratorio.
· Lectura comprensiva del texto: “Valor energético de los alimentos y de otras sustancias”
· Investigación de algún proceso termoquímico sencillo de la vida cotidiana, aportado por los estudiantes
· Lectura adicional: “Molestias causadas por las obturaciones dentales”

Bibliografía obligatoria
· Chang, R. (1999): Química. México. McGraw Hill. Sexta edición. Capítulo 6 págs. 203-218; Capítulo 19, págs. 757-778
· Guía de problemas - Serie 4 (Proporcionada por el docente)


Unidad 5
Equilibrio químico

Contenidos conceptuales
El concepto de equilibrio y la constante de equilibrio. Expresiones de la constante. Predicción de la dirección de una reacción química. Factores que afectan el equilibrio químico. Principio de Le Chatelier.

Objetivos específicos
· Entender las reacciones de equilibrio como transformaciones dinámicas, presentes en la mayoría de los procesos de la naturaleza.
· Comprender cuáles son los factores que pueden afectar a un equilibrio químico y cómo se aplica el principio de Le Chatelier a estas alteraciones

Actividades
· Lectura de análisis y comprensión del texto “La vida en las grandes altitudes y la producción de hemoglobina”
· Guía de Problemas SERIE 5, referidos a equilibrio químico.

Bibliografía
· Chang, R. (1999): Química. México. McGraw Hill. Sexta edición. Capítulo 14, pp. 559-572, 574-588
· Guía de problemas - Serie 5 (Proporcionada por el docente)


Unidad 6
Ácidos y bases

Contenidos conceptuales
Teoría de Arrhenius. Ácidos y bases de Brönsted. Propiedades ácido-base del agua. Producto iónico del agua. El pH. Fuerza de ácidos y bases. Constantes de ionización de ácidos y bases débiles. Ácidos y bases de Lewis. Soluciones reguladoras. Cálculo del pH de una solución reguladora.

Objetivos específicos
· Entender los conceptos de ácido y base de acuerdo a las diferentes teorías.
· Comprender la diferencia entre un ácido -o una base- fuerte y uno débil.
· Tomar conciencia de la importancia de las soluciones reguladoras en los procesos biológicos.
Actividades
· Lecturas de análisis y comprensión incluidas en la bibliografía obligatoria de la unidad:
o “Antiácidos y el balance del pH en el estómago”, relacionado con cálculo de pH y concepto de acidez.
o “Mantenimiento del pH en la sangre”, relacionado con la importancia biológica de las soluciones reguladoras.
· Guía de Problemas SERIE 6, referidos a:
o Equilibrio ácido-base
o Ácidos y bases fuertes y débiles y sus constantes de ionización
o Cálculo de pH
o Soluciones reguladoras
· Trabajo práctico Nº 6: Disolución de material orgánico en los ácidos presentes en las bebidas cola. Elaboración de informe de laboratorio.
· Buscar no menos de diez productos utilizados cotidianamente que contengan ácidos o bases para su análisis y discusión en clase.
Bibliografía obligatoria
· Chang, R. (1999): Química. México. McGraw Hill. Sexta edición. Capítulo 15, pp. 597-616, 631-634; Capítulo 16, pp. 649-653, 663-664
· Guía de problemas - Serie 6 (Proporcionada por el docente)


Unidad 7
Equilibrios de solubilidad y equilibrios ácido-base

Contenidos conceptuales
Producto de solubilidad. Predicción de las reacciones de precipitación. Precipitación fraccionada. El efecto del ión común en una solución. El pH y la solubilidad. Nociones básicas de compuestos de coordinación. Constante de inestabilidad de los complejos en solución. Iones complejos en equilibrios de solubilidad. Hidrólisis de sales provenientes de ácidos fuertes y bases débiles o ácidos débiles y bases fuertes.

Objetivos específicos
· Incorporar un nuevo tipo de equilibrio químico a los conceptos estudiados en unidades anteriores
· Entender cómo se pueden relacionas dos tipos diferentes de equilibrio químico
· Poder trabajar de forma fluida con las constantes de equilibrio para relacionar el pH de una solución con la solubilidad de determinados solutos

Actividades
· Guía de Problemas SERIE 7, referidos a:
o Equilibrios de solubilidad
o Hidrólisis
o Inestabilidad de iones complejos

Bibliografía obligatoria
· Chang, R. (1999): Química. México. McGraw Hill. Sexta edición. Capítulo 15, pp. 622-628; Capítulo 16, pp. 646-648, 664-678
· Guía de problemas - Serie 7 (Proporcionada por el docente)

4to Año - Serie de ejercicios Nº2

PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS / FUERZAS ENTRE PARTÍCULAS

1. Los compuestos Br2 y ICl tienen el mismo número de electrones, pero el Br2 funde a -7,2ºC y el ICl funde a 27,2ºC. ¿Por qué?

2. Los compuestos binarios de hidrógeno de los elementos del grupo 4ª y sus puntos de ebullición son: CH4: -162ºC; SiH4: -112ºC; GeH4: -88ºC; SnH4: -52ºC. Explique el incremento en los puntos de ebullición del CH4 al SnH4.

3. Mencione los tipos de fuerzas intermoleculares que hay entre las moléculas (o unidades básicas) en cada una de las siguientes especies: a) benceno (C6H6), b) CH3Cl, c) PF3, d) NaCl, e) CS2.

4. Explique, en función de las fuerzas entre partículas, por qué: a) el NH3 tiene un punto de ebullición más alto que el CH4 y b) el KCl tiene un punto de fusión mayor que el I2.

5. ¿Qué tipo de fuerzas de atracción se deben superar para:
a. Fundir el hielo
b. Hervir el bromo molecular
c. Fundir el yodo sólido
d. Fundir el cloruro de sodio

6. Indique si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas, justificando en cada caso:
a. Las interacciones dipolo-dipolo entre las moléculas son mayores si éstas sólo poseen momentos dipolo temporales
b. Todos los compuestos que contienen átomos de hidrógeno pueden participar en la formación de enlaces de hidrógeno
c. Las fuerzas de dispersión existen en todos los átomos, moléculas e iones
d. La magnitud de la interacción ión-dipolo inducido sólo depende de la carga del ión

7. Las propiedades de los gases, líquidos y sólidos difieren en varios aspectos. ¿Cómo utilizaría la teoría cinética molecular para explicar las siguientes observaciones:
a. La facilidad de compresibilidad disminuye de gas a líquido y a sólido
b. Los sólidos mantienen una forma definida, pero los gases y los líquidos no
c. Para la mayor parte de las sustancias, el volumen de una cantidad dada de material aumenta cuando cambia de sólido a líquido y a gas

8. Una olla de presión es un recipiente sellado que permite que el vapor de agua escape cuando excede una presión predeterminada. ¿Cómo reduce este aparato el tiempo necesario para cocinar?

9. Las navajas de los patines de hielo son muy delgadas, de tal forma que la presión ejercida sobre el hielo por un patinador puede ser considerable. Explique por qué este hecho permite a una persona patinar sobre hielo.

10. ¿Cómo influye en la velocidad de evaporación de un líquido: a) la temperatura, b) el área superficial de un líquido expuesta al aire, c) las fuerzas intermoleculares?

4to Año - Serie de ejercicios Nº1

MAGNITUDES ATÓMICO-MOLECULARES / GASES / SOLUCIONES

1. Si hubiese que repartir 1 mol átomos de oro entre toda la población mundial (6000 millones de personas), ¿cuántos átomos corresponderían a cada uno y cuál sería la masa de su fracción?

2. ¿Cuántas moléculas de nitrógeno tienen la misma masa que 0,10 moles de moléculas de cloro?

3. ¿Qué masa de gas cloro tiene el mismo número de átomos que 500 g de oxígeno?

4. Indique si cada una de las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas y justifique:
a. En medio mol de moléculas de oxígeno hay igual número de moléculas que en 11,2 dm3 de amoníaco gaseoso en CNPT
b. En 11,2 dm3 de gas ideal hay 3,01 x 1023 moléculas
c. Un mol de moléculas de gas ideal ocupa 22,4 dm3 cuando está en CNPT
d. Volúmenes molares de gases distintos en distintas condiciones de presión y temperatura, contienen igual número de moléculas.
e. 32 g de oxígeno contienen igual número de moléculas que 1 g de hidrógeno.
f. El número de átomos que hay en 10 g de nitrógeno es igual al número de moléculas que hay en 5 g de nitrógeno.
g. El número de moléculas que hay en 5 mol de moléculas de oxígeno es igual al número de átomos que hay en 5 moles de átomos de helio.
h. Un mol de moléculas de vapor de agua a 2 atm y 30ºC tiene 6,02 x 1023 moléculas.
i. En 2 mol de átomos de neón hay igual número de átomos que en un mol de moléculas de nitrógeno.

5. Alrededor del 65% de la masa corporal de un ser humano está constituido por agua. Para una persona de 76 kg, calcular:
a. Los moles de moléculas de agua que constituyen su cuerpo
b. La cantidad de moléculas de agua que constituyen su cuerpo
c. La cantidad de átomos de hidrógeno correspondientes a esa masa de agua

6. ¿Cuál es la atomicidad de una molécula de una sustancia simple, sabiendo que su masa molecular relativa es 48,0 y que cada átomo tiene una masa de 2,66 x 10-23 g?

7. Se desconoce la atomicidad de las moléculas de la sustancia Xn, pero se sabe que su masa molar es 256 g/mol, y que un átomo de X tiene una masa de 5,32 x 10-23 g. ¿De qué sustancia se trata? Escriba su fórmula molecular.

8. Enuncie las leyes de Boyle-Mariotte, Charles y Gay-Lussac. Escriba las expresiones matemáticas y dibuje las representaciones gráficas.

9. Plantee la ecuación del estado gaseoso y la que expresa la ley general de los gases ideales e indique qué significa cada factor de las mismas.

10. Plantee la ecuación de van der Waals e indique el significado de cada término de la ecuación.

11. Enuncie la ley de las presiones parciales de Dalton y explique el concepto de presión parcial. Exprese la presión parcial en función de la composición de la mezcla.

12. Un gas evoluciona a temperatura constante variando su volumen desde 50 cm3 hasta los 80 cm3. ¿Cuál es la presión final si la inicial es de 990 hPa? ¿Qué tipo de transformación se produce? ¿Qué ley la estudia?

13. El gas contenido en una caldera ocupa un volumen de 300 dm3 a 1 atm de presión y una temperatura de 25ºC. ¿Cuál será la presión a 100ºC? ¿Qué tipo de transformación se produce? ¿Qué ley la estudia?

14. Una burbuja se eleva desde el fondo de un lago donde se encuentra a una temperatura de 8ºC y 6,4 atm de presión, hasta la superficie del lago donde la temperatura es de 25ºC y la presión de 1,0 atm. Calcule el volumen final de la burbuja si el inicial es de 2,1 cm3.

15. ¿A qué temperatura, expresada en ºC, se encuentran 2,5 moles de gas que ocupan 70 dm3 a 1020 hPa?

16. 1400 cm3 de dióxido de azufre en CNPT pesan 4 g. Calcule la densidad absoluta expresada en g/cm3 del gas en esas condiciones.

17. El volumen observado para una masa de gas a 10ºC y 750 mm Hg de presión es de 240 dm3. Halle el volumen que ocupará si la temperatura aumenta a 40ºC y la presión disminuye a 700 mm Hg.

18. ¿Qué volumen ocupan 125 g de etano (C2H6) a 30ºC y 12 atm de presión?

19. Una masa gaseosa de 0,2 g ocupa a 20ºC y 736 mm Hg un volumen de 40,9 cm3. Calcule:
a. A qué temperatura debe llevarse para que ocupe un volumen de 100 cm3 a presión constante.
b. Cuál será su volumen a 0ºC y 1,5 atm de presión.
c. La masa molecular de la sustancia.

20. A 23ºC y 738 mm Hg la densidad del cloruro de hidrógeno es 1,460 g/cm3. ¿Cuál es la masa molecular de la sustancia?

21. Una mezcla contiene 4 g de helio y 2 g de hidrógeno. Calcule qué volumen ocupará dicha mezcla en CNPT y las presiones parciales de cada componente.

22. El volumen de 1 mol de dióxido de carbono a 48ºC y 18,4 atm es de 1,32 dm3. Calcule la presión que debería esperarse con la ecuación de los gases ideales y con la ecuación de van der Waals. (Datos: Constantes de van der Waals para el CO2: a = 3,59 atm x l2 / mol2; b = 0,0427 l / mol)

23. 3,5 mol de amoníaco ocupan 5,20 dm3 a 47ºC. Calcule la presión del gas con la ecuación de los gases ideales y con la ecuación de van der Waals. (Datos: Constantes de van der Waals para el NH3: a = 4,17 atm x l2 / mol2; b = 0,0371 l / mol)

24. 10 moles de un gas en un recipiente rígido de 1,50 litros ejerce una presión de 130 atm a 27ºC. ¿Es este un gas ideal?

25. Una mezcla gaseosa de He y Ne se recoge sobre agua a 28ºC y 745 mm Hg. Si la presión parcial del He es 368 mm Hg ¿Cuál es la presión parcial del Ne? (Datos: Presión de vapor de agua a 28ºC: 28,3 mm Hg)

26. Una mezcla de gases contiene 4,46 mol de Ne; 0,74 mol de Ar y 2,15 mol de Xe. Calcular las presiones parciales de los gases si la presión total es 2,00 atm a esa temperatura.

27. Se prepara una solución que contiene 6,00 g de un soluto de Mr = 60,0 en 500 cm3 de solución. Expresar su concentración en:
a. % m/v
b. Molaridad

28. Calcular qué volumen de solución 0,25 M se pude preparar con 50,0 g de NaOH.

29. Se dispone de una solución 2,00 M de un soluto de Mr = 84,0. Determinar qué masa de soluto está presente en:
a. 500 cm3 de solución
b. 1000 ml de solución
c. 3,00 l de solución

30. El colesterol (C27H45OH) es un esteroide integrante de las membranas de los glóbulos rojos y de las células nerviosas. Un desorden patológico hace que se deposite en la superficie interna de las arterias, obstruyéndolas. Esto lleva a una enfermedad llamada ateroesclerosis. El rango normal de concentración de colesterol en el suero sanguíneo es de 130-240 mg/dl.
a. Expresar el rango normal en % m/v
b. Expresar en molaridad el rango normal de colesterol en sangre
c. A un paciente se le encontró una concentración de 8,00 x 10-3 M, ¿qué tipo de dieta le recomendaría, pobre o rica en grasas saturadas?

31. ¿Cuál de las siguientes soluciones de NaOH es la más concentrada? Justificar.
a. 0,0020 M
b. 1,008 g de soluto / dm3 de solución
c. 1,001 g de soluto / 100 cm3 de solución
d. 0,551 g de soluto / 250 cm3 de solución
e. 0,005 g de soluto / ml de solución

32. Se tiene una solución 5,77 M de ácido fluorhídrico, cuya densidad es 1,04 g / cm3. Densidad del agua: 1,00 g / cm3. Determinar la concentración en:
a. % m/m
b. g de soluto / 100 cm3 de solución
c. g de soluto / 100 cm3 de solvente
d. molalidad

33. Se disuelven 19,0 g de una determinada sal en agua (densidad del agua = 1,00 g / cm3), obteniéndose una solución 5% m/m de densidad 1,03 g / cm3. Calcular:
a. El volumen de agua empleado
b. El volumen total de la solución.

34. Para realizar un experimento en el laboratorio se requieren 400 cm3 de una solución 10,0% m/m de HCl, cuya densidad es 1,02 g / cm3.
a. ¿Cuáles son las masas de soluto y solvente necesarias?
b. ¿Cuál es la concentración en g de soluto / 100 g de solvente?
c. ¿Cuál es la concentración en % m/v?
d. ¿Cuál es la molaridad?
e. ¿Cuál es la molalidad?

35. Indicar a qué volumen deben diluirse 50,0 cm3 de un jugo de naranja concentrado al 50 % m/v para obtener un jugo bebible al 10% m/v.

36. Se tiene una solución 1,20 M de sacarosa (azúcar común de mesa).
a. ¿Cuántas veces debe diluirse para obtener una solución 0,40 M?
b. Si se dispone de 2,00 l de la solución inicial, ¿qué volumen de agua debe agregarse para obtener la solución 0,40 M?

37. Las bebidas alcohólicas contienen etanol. Una forma de adulteración muy peligrosa es el agregado de metanol (también llamado “alcohol de quemar”), sumamente tóxico, ya que su ingestión puede conducir a la ceguera y a la muerte. Un vino adulterado contiene 1,20 % v/v de metanol. Calcular qué volumen de muestra se debe tomar para preparar 300 cm3 de solución 0,30 % v/v, para su uso en la investigación de la adulteración.

38. Calcular que masa de agua debe agregarse a 1200 g de solución 2,50 m de K2SO4 para obtener una solución 1,50 m.

39. La lavandina es una solución acuosa de NaClO. Se toman 40,0 cm3 de una muestra de lavandina y se diluyen hasta 100 cm3, obteniéndose una solución 2,00 % m/v de NaClO. Calcular la concentración molar de NaClO en la lavandina original, informando si la misma ha sido o no adulterada, considerando que debería ser como mínimo 0,90 M.

40. A partir de una solución acuosa de ácido sulfúrico 98% m/m, densidad = 1,84 g / cm3, se deben preparar varias soluciones. Calcular qué volumen de solución concentrada se requiere en cada caso.
a. 1,00 dm3 de solución 1,00 M
b. 10,0 l de solución 1,00 M
c. 500 ml de solución 6,00 M

41. Una bebida gaseosa cola tiene una concentración en ácido ortofosfórico (H3PO4), empleado como acidulante, igual a 0,0500 % m/v. Calcular qué volumen de ácido ortofosfórico comercial (concentración 85,0 % m/m, densidad 1,69 g / cm3) se requiere para elaborar 1 millón de litros de esa bebida cola.

42. El jugo gástrico humano contiene ácido clorhídrico. Cuando una muestra de 26,2 g de jugo gástrico se diluye con agua hasta un volumen final de solución de 200 cm3, se obtiene una solución 5,28 x 10-3 M en HCl. Calcular el % m/m en el jugo gástrico.

43. Se agregan 700 cm3 de agua a 0,500 kg de solución acuosa de FeCl3 45,6% m/v, cuya densidad es de 1,343 g/cm3. Calcular el % m/m de la solución. Dato: densidad del agua = 1,00 g / cm3

44. Indicar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas, justificando en cada caso:
a. Un recipiente que contiene una solución 2 M de sacarosa siempre tiene mayor masa de soluto que otro que tiene una solución 1 M de sacarosa
b. Un recipiente que contiene un litro de solución acuosa 0,50 M siempre tiene el doble de la masa de soluto que otro recipiente que contiene un litro de solución acuosa 0,25 M del mismo soluto
c. Decir que una solución tiene densidad 1,085 g / cm3 significa que 1085 g de soluto ocupan un volumen de 1000 cm3
d. Al evaporar parte del solvente, en una solución de un soluto no volátil, disminuye la concentración
e. Si se tiene una solución 1,00 M de NaCl, para obtener una solución 0,50 M deben agregarse 500 cm3 de solvente.
f. Para expresar la molaridad, conociendo la molalidad, el único dato que se necesita es el Mr del soluto.

3er Año - Programa de Física y Química

Programa a desarrollar

Unidad 1
Química: El estudio de la vida cotidiana

Contenidos conceptuales
El método científico. Clasificación de la materia: Sustancias y mezclas, elementos y compuestos. Sistemas materiales. Los estados de la materia. Características. Cambios de estado. Propiedades físicas y químicas de la materia. Mediciones. Unidades del SI. Masa, peso, volumen, densidad, temperatura. Notación científica. Cifras significativas. Nociones sobre fenómenos químicos sencillos presentes en la vida cotidiana.

Contenidos procedimentales
Elaboración de redes conceptuales. Trabajos con series de ejercicios de autocorrección y consulta. Elaboración de informe de laboratorio de química. Partes de un informe. Formulación de conclusiones. Presentación.

Objetivos específicos
· Lograr un primer acercamiento favorable a la disciplina química predisponiéndose de manera positiva y abierta a los contenidos de la asignatura
· Tomar conciencia de la química no como una ciencia reservada solo a un grupo selecto de investigadores profesionales sino una disciplina mediante la cual se pueden entender de manera sencilla los fenómenos apreciables en la vida cotidiana
· Alcanzar un conocimiento elemental sobre las nociones básicas de materia y sustancias, introduciéndose en el conocimiento de alguna de sus propiedades

Actividades
· Elaboración de una red conceptual, a modo de resumen, sobre la química y su campo de aplicación, las propiedades de la materia y los conceptos vistos en la unidad en general.
· Guía de ejercicios SERIE 1, referidos a:
o Sistemas materiales
o Métodos de separación de fases en sistemas heterogéneos
o Manejo de unidades del sistemas internacional
o Masa, peso, volumen, densidad y temperatura
o Notación científica
· Trabajo Práctico Nº 1: Separación de fases en un sistema heterogéneo. Presentación de informe.

Bibliografía obligatoria

· Chang, R. (1999): Química. México. McGraw Hill. Sexta edición. Capítulo 1
· Guía de Problemas – Serie 1 (Proporcionados por el docente)


Unidad 2
La estructura de la materia

Contenidos conceptuales
La teoría atómica: evolución. Modelos atómicos de Dalton, Thomson, Rutherford y Bohr. Teoría cuántica y estructura electrónica de los átomos. Los números cuánticos. Orbitales atómicos. Configuración electrónica. Principio de exclusión de Pauli. Regla de Hund. Principio de Aufbau.

Contenidos procedimentales
Elaboración de ejes cronológicos descriptivos. Mecanismos de trabajo con hipótesis y teorías científicas.

Objetivos específicos
· Comprender, en general, la forma en que una teoría científica evoluciona, como se descartan hipótesis anteriores y se elaboran nuevas a medida que se realizan descubrimientos y, en particular, como se llega al modelo atómico actual
· Lograr un entendimiento elemental de la teoría cuántica en función de los principios estudiados
· Ser capaz de formular la configuración electrónica de los elementos de acuerdo al principio de construcción

Actividades
· Elaboración de una línea histórica que describa la evolución de la teoría atómica desde el modelo de Dalton hasta el actual de la mecánica cuántica
· Guía de ejercicios SERIE 2, referidos a :
o Números cuánticos
o Configuración electrónica

Bibliografía obligatoria

· Chang, R. (1999): Química. México. McGraw Hill. Sexta edición. Capítulo 2, págs. 38-44; Capítulo 7, págs. 243-274
· Guía de Problemas – Serie 2 (Proporcionados por el docente)


Unidad 3
La tabla periódica

Contenidos conceptuales
Desarrollo de la tabla periódica. Elementos, clasificación. Variación periódica de las propiedades físicas. Configuración electrónica de cationes y aniones. Propiedades periódicas de los elementos: Radio atómico, radio iónico, energía de ionización, afinidad electrónica. Los gases nobles o inertes. Número atómico y número másico. Isótopos.

Contenidos procedimentales
Reconocimiento y utilización de sistemas de referencia de doble entrada, en particular la tabla periódica. Construcción de un cuadro propio en el que se tengan en cuenta las propiedades analizadas.

Objetivos específicos
· Conocer la tabla periódica, su disposición, función y utilidad
· Entender la forma en que se distribuyen los elementos en la tabla y saber diferenciar su naturaleza
· Ser capaz de predecir algunas propiedades físicas y químicas de los elementos en función del lugar que ocupan en la tabla periódica

Actividades
· Guía de ejercicios SERIE 3, referidos a:
o Configuración electrónica de iones
o Radio atómico
o Energía de ionización
o Masa atómica e isótopos
· Construcción de una tabla periódica propia, utilizando solo veinte elementos, en función de sus propiedades físicas y químicas

Bibliografía obligatoria

· Chang, R. (1999): Química. México. McGraw Hill. Sexta edición. Capítulo 8, págs. 287-307
· Guía de Problemas – Serie 3 (Proporcionada por el docente)


Unidad 4
El enlace químico

Contenidos conceptuales
Concepto de enlace. Tipos de enlace. El enlace covalente. Uniones covalentes simples, dobles y triples. Estructura de Lewis. Regla del octeto. Excepciones. Electronegatividad y número de oxidación. Polaridad de los enlaces covalentes. El enlace iónico. Energía reticular de los compuestos iónicos. Enlace metálico. Propiedades físicas de las sustancias covalentes, iónicas y metálicas. Introducción a la geometría molecular.

Contenidos procedimentales
Elaboración de modelos que describan los enlaces químicos. Trabajo con software informático sobre uniones químicas, geometría molecular y polaridad de los enlaces.

Objetivos específicos
· Entender el concepto de enlace químico e integrar los conocimientos adquiridos en las unidades 2 y 3 en función de la relevancia de los electrones en los enlaces.
· Comprender cómo los distintos tipos de enlace determinan algunas de las propiedades físicas y químicas de las sustancias

Actividades
· Trabajo Práctico Nº 2: Comprobación de propiedades físicas de sustancias estabilizadas por enlaces de diferente naturaleza. Presentación de informe.
· Idear diferentes formas de representar un enlace químico, en las que pueda apreciarse las diferencias entre los distintos tipos de enlace.
· Guía de ejercicios SERIE 4, referidos a:
o Enlace químico: diferenciación
o Estructura de Lewis
o Geometría molecular
· Elaboración de una red conceptual relacionando los contenidos de la unidad

Bibliografía obligatoria

· Chang, R. (1999): Química. México. McGraw Hill. Sexta edición. Capítulo 9, págs. 328-333; 337-345
· Guía de Problemas – Serie 4 (Proporcionada por el docente)


Unidad 5
Magnitudes atómico-moleculares. Introducción a las reacciones químicas. Nomenclatura. Estado gaseoso.

Contenidos conceptuales
Masa atómica y masa molecular. Número de Avogadro. Concepto de Mol. Volumen molar y masa molar. Fórmula química. Fórmula empírica y fórmula molecular. Composición centesimal. Formación de óxidos, hidróxidos, ácidos y sales. Nomenclatura. Sustancias que existen como gases. Propiedades de los gases. Variables de estado: Presión, volumen, temperatura. Las leyes de los gases. Ley de Boyle. Leyes de Charles y Gay-Lussac. Ecuación del gas ideal. Ley de Dalton de las presiones parciales. Desviación del comportamiento ideal: gases reales. Correcciones de Van Der Waals.

Contenidos procedimentales
Análisis de gráficos de funciones. Interpretación de ecuaciones y aplicaciones prácticas de las mismas.

Objetivos específicos
· Integrar los conocimientos adquiridos sobre la estructura de la materia al aspecto cuantitativo de las magnitudes atómico-moleculares.
· Poder trabajar con situaciones problemáticas que involucren el pasaje de unidades y la determinación cuantitativa de la composición de una sustancia.
· Comprender el comportamiento de los gases y las leyes que rigen ese comportamiento.
· Ser capaz de discernir entre lo que implica un comportamiento ideal y uno real

Actividades
· Trabajo Práctico Nº 3: Gases. Estudio de las variables de estado. Reconocimiento de gases. Propiedades de los gases: Solubilidad en líquidos. Presentación de informe.
· Guía de ejercicios SERIE 5, referidos a:
o Magnitudes atómico-moleculares
o Composición centesimal
o Aplicaciones de las leyes de los gases

Bibliografía obligatoria

· Chang, R. (1999): Química. México. McGraw Hill. Sexta edición. Capítulo 3, págs. 70-82, 156-189.
· Guía de Problemas – Serie 5 (Proporcionada por el docente)


Unidad 6
Introducción a la mecánica clásica

Contenidos conceptuales
Cinemática del cuerpo puntual. Desplazamiento. Tiempo y velocidad media. Cálculo de la velocidad media en un sistema de referencia fijo. Concepto de velocidad instantánea. Unidades del SI. Desplazamientos en trayectorias rectilíneas. Movimiento Rectilíneo Uniforme (MRU). Concepto de aceleración. Cálculo de la aceleración media. Movimiento Rectilíneo Uniformemente Variado (MRUV). Encuentro. Casos de MRUV: Caída libre, tiro vertical.

Contenidos procedimentales
Utilización de sistemas de referencia. Trabajo con vectores. Elaboración de esquemas descriptivos de movimiento rectilíneo.

Objetivos específicos
· Lograr un primer acercamiento favorable a la física, predisponiéndose positivamente a su estudio
· Entender las nociones elementales de la mecánica clásica en cuanto a la descripción de los movimientos más sencillos de trayectorias rectilíneas para cuerpos puntuales en una sola dimensión

Actividades
· Guía de ejercicios SERIE 6, referidos a:
o Movimiento Rectilíneo Uniforme (MRU)
o Movimiento Rectilíneo Uniformemente Variado (MRUV)
o Casos particulares de MRUV
§ Caída libre
§ Tiro vertical
· Búsqueda de casos de la vida cotidiana que puedan ser descriptos mediante las ecuaciones estudiadas.

Bibliografía obligatoria

· Sears, F.; Zemansky, M.; Young, H.; Freedman, R. (2004): Física Universitaria. México. Pearson Educación. Décimo primera edición. Capítulo 2, págs. 40-43, 47-49, 52-62
· Guía de Problemas – Serie 6 (Proporcionada por el docente)


Unidad 7
Introducción a la dinámica de Newton

Contenidos conceptuales
Leyes de Newton. Principio de inercia. Principio de masa. Principio de interacción. Aplicaciones. Masa y peso. Diagrama de cuerpo libre. Cálculo de fuerzas resultantes. Momento de una fuerza. Condiciones de equilibrio. Cálculos de aceleración y velocidad en función de fuerzas aplicadas. Centro de gravedad y centro de masa.

Contenidos procedimentales
Trabajo con álgebra de vectores. Proyecciones. Elaboración de diagramas de cuerpo libre. Determinación de centro de masa de cuerpos de densidad homogénea. Elaboración de un informe de laboratorio de física.

Objetivos específicos
· Comprender las causas que provocan los movimientos estudiados en la unidad 6
· Relacionar los conceptos de la dinámica de Newton con experiencias de la vida cotidiana y analizar la validez actual de principios postulados hace siglos
· Entender las condiciones que se deben dar para que un cuerpo esté en equilibrio
· Comprender los conceptos de centro de masa y gravedad y ser capaz de determinar dichos centros para un cuerpo homogéneo de forma irregular

Actividades
· Trabajo Práctico Nº 4: Determinación del centro de gravedad de un cuerpo. Presentación de informe.
· Guía de ejercicios SERIE 7, referidos a:
o Determinación de fuerzas resultantes
o Suma vectorial de fuerzas
o Movimientos rectilíneos generados por aplicación de fuerzas
o Relación entre fuerza y aceleración
o Interacción de fuerzas

Bibliografía obligatoria

· Sears, F.; Zemansky, M.; Young, H.; Freedman, R. (2004): Física Universitaria. México. Pearson Educación. Décimo primera edición. Capítulo 4, págs. 119-125, 128-144.
· Guía de Problemas – Serie 7 (Proporcionada por el docente)


Unidad 8
Trabajo mecánico e introducción a las leyes de la conservación

Contenidos conceptuales
Concepto de energía y trabajo. Cálculo del trabajo. Concepto de energía cinética. Cálculo de la velocidad. Teorema fundamental de la energía cinética. Energía potencial gravitatoria. Energía mecánica. Fuerzas conservativas y no conservativas. Potencia.

Contenidos procedimentales
Elaboración de esquemas y diagramas relacionando los conceptos de energía y trabajo con los contenidos estudiados en las unidades 6 y 7.

Objetivos específicos
· Comprender los conceptos de energía y trabajo. Relacionarlos con fenómenos de la vida cotidiana.
· Trabajar relacionando los contenidos de las unidades anteriores e integrando los conceptos de movimiento con sus causas y las implicaciones energéticas.
· Poder realizar cálculos sencillos utilizando las leyes de la conservación.

Actividades
· Guía de ejercicios SERIE 8, referidos a:
o Cálculo del trabajo de una fuerza, o de una resultante de fuerzas
o Energía cinética
o Energía potencial gravitatoria
o Energía mecánica
o Relación entre energía y velocidad

Bibliografía obligatoria

· Sears, F.; Zemansky, M.; Young, H.; Freedman, R. (2004): Física Universitaria. México. Pearson Educación. Décimo primera edición. Capítulo 6, págs. 207-216, 227-228; Capítulo 7, págs. 241-247, 260-262
· Guía de Problemas – Serie 8 (Proporcionada por el docente)

3er Año - Serie de ejercicios Nº5

MAGNITUDES ATÓMICO-MOLECULARES / NOMENCLATURA / FORMACIÓN DE COMPUESTOS / GASES

1. Las masas atómicas de los isótopos 3517Cl (75,53%) y 3717Cl (24,47%) son 34,968 uma y 36,956 respectivamente. Calcule la masa atómica promedio del cloro. Los porcentajes entre paréntesis indican la abundancia relativa.

2. Las masa atómicas del 63Li y del 73Li son 6,0151 uma y 7,0160 uma, respectivamente. Calcule la abundancia natural de estos dos isótopos. La masa atómica promedio del Li es 6,941 uma.

3. Defina el concepto de mol.

4. ¿Cuántos átomos de S hay en 5,10 moles de azufre?

5. ¿Cuántos moles de cobalto hay en 6,00 x 109 átomos de cobalto?

6. ¿Cuántos moles de átomos de Calcio hay en 77,4 g de Ca?

7. ¿Cuántos gramos de oro hay en 15,3 moles de Au?

8. ¿Cuál es la masa en gramos de un solo átomo de cada uno de los siguientes elementos?: Hg, Ne, Ag, V.

9. ¿Cuál es la masa en gramos de 1,00 x 1012 átomos de plomo?

10. ¿Cuántos átomos están presentes en 3,14 g de cobre?

11. ¿Cuál de las siguientes cantidades contiene más átomos; 1,10 g de átomos de hidrógeno o 14,7 g de átomos de cromo?

12. ¿Cuál de las siguientes cantidades tiene mayor masa; 2 átomos de plomo o 5,1 x 10-23 moles de helio?

13. Calcule la masa molecular (en uma) de cada una de las siguientes sustancias: CH4, NO2, SO3, C6H6, NaI, K2SO4, Ca3(PO4)2

14. Calcule la masa molar de cada una de las siguientes sustancias: Li2CO3, CS2, CHCl3 (cloroformo), C6H8O6 (ácido ascórbico o vitamina C), KNO3, Mg3N2

15. Calcule la masa molar de un compuesto si 0,372 moles de él tienen una masa de 152 g.

16. ¿Cuántas moléculas de etano (C2H6) están presentes en 0,334 g de C2H6?

17. Calcule el número de átomos de C, H y O en 1,50 g del azúcar glucosa (C6H12O6)

18. La urea (NH2)2CO se utiliza, entre otras cosas, como fertilizante. Calcule el número de átomos de N, C, O y H en 1,68 x 104 g de urea.

19. Las feromonas son un tipo especial de compuestos secretados por las hembras de muchas especies de insectos con el fin de atraer a los machos para aparearse. Una feromona tiene la fórmula molecular C19H38O. Normalmente, la cantidad de esta feromona secretada por un insecto hembra es alrededor de 1,0 x 10-12 g. ¿Cuántas moléculas hay en esa cantidad?

20. La densidad del agua es 1,00 g/ml a 4ºC. ¿Cuántas moléculas de agua están presentes en 2,56 ml de agua a dicha temperatura?

21. ¿Qué representa una fórmula química? Defina fórmula molecular y fórmula empírica. ¿Cuáles son las diferencias y semejanzas entre las fórmulas empírica y molecular de un compuesto?

22. El estaño (Sn) existe en la corteza terrestre como SnO2. Calcule la composición centesimal en masa de Sn y de O en SnO2.

23. Durante muchos años se utilizó el cloroformo (CHCl3) como anestésico de inhalación a pesar de ser también una sustancia tóxica que puede dañar el hígado, los riñones y el corazón. Calcule la composición centesimal de este compuesto.

24. El alcohol cinámico se utiliza principalmente en perfumería, en especial en jabones y cosméticos. Su fórmula molecular es C9H10O.
a. Calcule la composición centesimal del alcohol cinámico.
b. ¿Cuántas moléculas de alcohol cinámico están presentes en una muestra de 0,469g?

25. Todas las sustancias que aparecen enlistadas a continuación se utilizan como fertilizantes que contribuyen a la nitrogenación del suelo. ¿Cuál de ellas representa la mejor fuente de nitrógeno, basándose en su composición centesimal?
a. Urea (NH2)2CO
b. Nitrato de amonio NH4NO3
c. Guanidina HNC(NH2)2
d. Amoníaco NH3

26. La alicina es el compuesto responsable del olor característico del ajo. Un análisis de dicho compuesto muestra la siguiente composición centesimal: C: 44,4%; H: 6,21%; S: 39,5%; O: 9,86%. Calcule su fórmula empírica. ¿Cuál es su fórmula molecular si su masa molar es alrededor de 162 g?

27. El peroxiacilnitrato (PAN) es uno de los componentes del esmog. Está formado por C, H, N y O. Determine la composición centesimal de oxígeno y la fórmula empírica a partir de la siguiente composición centesimal: 19,8% de C; 2,50% de H y 11,6% de N.

28. ¿Cuál es la fórmula empírica de cada uno de los compuestos que tienen la siguiente composición?
a. 2,1% de H; 65,3% de O y 32,6% de S
b. 20,2% de Al y 79,8% de Cl

29. Nombre los siguientes compuestos: HBr, CaO, CO, CO2, H2O2, Li2CO3, KNO2, HIO3, PF5, P2O5, CdI2, SrSO4, Al(OH)3, NaHCO3, HCl, Mg(OH)2, NaOH, H2SO4, CCl4, CuSO4, Hg2O, KClO, Ag2CO3, HNO3, KMnO4, CsClO3, NH4NO3, FeO, NaH.

30. Escriba las fórmulas de los siguientes compuestos:
a. Nitrito de rubidio
b. Sulfuro de potasio
c. Sulfuro ácido de sodio
d. Fosfato de magnesio
e. Fosfato ácido de calcio
f. Tetrafluoruro de carbono
g. Sulfato de amonio
h. Perclorato de plata
i. Tricloruro de boro
j. Cianuro de cobre (I)
k. Clorito de estroncio
l. Ácido perbrómico
m. Hidróxido cúprico
n. Carbonato de plomo (II)
o. Fluoruro de estaño (II)
p. Decasulfuro de tetrafósforo
q. Óxido mercúrico
r. Yoduro mercurioso

31. Escriba las ecuaciones de formación de los siguientes ácidos:
a. Ácido nitroso
b. Ácido sulfúrico
c. Ácido clorhídrico
d. Ácido carbónico
e. Ácido hipocloroso

32. Escriba las ecuaciones de formación de los siguientes hidróxidos:
a. Hidróxido de aluminio
b. Hidróxido plúmbico
c. Hidróxido ferroso
d. Hidróxido de sodio
e. Hidróxido de manganeso

33. Escriba los nombres, fórmulas y ecuaciones balanceadas de formación de todas las sales que se pueden obtener por neutralización utilizando los ácidos e hidróxidos de los puntos 31 y 32.

34. Un gas que ocupa un volumen de 725 ml a una presión de 0,970 atm se deja expandir a temperatura constante hasta alcanzar una presión de 0,541 atm. ¿Cuál es su volumen final?

35. Una muestra de gas amoníaco ejerce una presión de 5,3 atm a 46ºC. ¿Cuál es la presión cuando el volumen del gas se reduce a una décima parte de su valor inicial a la misma temperatura?

36. El volumen de un gas es de 5,80 l, medido a 1,00 atm. ¿Cuál es la presión del gas en mm de Hg si el volumen cambia a 9,65 l? (La temperatura permanece constante)

37. Una muestra de aire ocupa un volumen de 3,8 l cuando la presión es de 1,2 atm.
a. ¿Qué volumen ocuparía a 6,6 atm?
b. ¿Cuál es la presión requerida para comprimirlo a 0,075 l? (La temperatura permanece constante)

38. Un volumen de 36,4 l de gas metano se calienta de 25ºC a 88ºC a presión constante. ¿Cuál es el volumen final de gas?

39. En condiciones de presión constante, una muestra de gas hidrógeno con un volumen inicial de 9,6 l a 88ºC se enfría hasta que su volumen final es de 3,4 l. ¿Cuál es su temperatura final?

40. Una muestra de gas nitrógeno contenido en un recipiente con un volumen de 2,3 l a una temperatura de 32ºC, ejerce una presión de 4,7 atm. Calcule el número de moles presentes del gas.

41. Dado que 6,9 moles del gas monóxido de carbono están presentes en un recipiente con un volumen de 30,4 l, ¿cuál es la presión del gas (en atm) si la temperatura es 62ºC?

42. ¿Qué volumen ocuparán 5,6 moles de hexafluoruro de azufre gaseoso si la temperatura y presión del gas son 128ºC y 9,4 atm?

43. Una cierta cantidad de gas está contenida en un recipiente de vidrio a 25ºC y a una presión de 0,800 atm. Supongo que el recipiente puede soportar una presión de 2,00 atm ¿cuánto se puede elevar la temperatura del gas sin que se rompa el recipiente?

44. Un globo lleno de gas con un volumen de 2,50 l a 1,2 atm y 25ºC se eleva hasta la estratósfera (unos 30 km sobre la superficie de la Tierra), donde la temperatura y la presión son -23ºC y 3,00 x 10-3 atm, respectivamente. Calcule el volumen final del globo.

45. La presión de 6,0 l de un gas ideal en un recipiente flexible se reduce a un tercio de su presión original, y su temperatura absoluta se reduce a la mitad. ¿Cuál es el volumen final del gas?

46. Un gas liberado durante la fermentación de la glucosa (en la fabricación del vino) tiene un volumen de 0,78 l a 20,1ºC y 1,00 atm. ¿Cuál es el volumen del gas a la temperatura de fermentación de 36,5ºC y 1,00 atm de presión?

47. Un gas ideal que parte de 0,85 atm y 66ºC se expande hasta que su volumen, presión y temperatura finales son 94 ml, 0,60 atm y 45ºC, respectivamente. ¿Cuál era su volumen inicial?

48. Un gas a 772 mm de Hg y 35ºC ocupa un volumen de 6,85 l. Calcule su volumen en CNPT.

49. El hielo seco es dióxido de carbono sólido. Una muestra de 0,050 g de hielo seco se coloca en un recipiente vacío que tiene un volumen de 4,6 l a 30ºC. Calcule la presión del interior del recipiente después de que todo el hielo seco se ha convertido en CO2 gaseoso.

50. En CNPT, 0,280 l de un gas pesan 0,400 g. Calcule la masa molar del gas.

51. A 741 torr y 44ºC, 7,10 g de un gas ocupan un volumen de 5,40 l. ¿Cuál es la masa molar del gas?

52. Las moléculas de ozono en la estratósfera absorben una buena parte de la radiación solar nociva. La temperatura y presión típicas del ozono en la estratósfera son 250 K y 1,0 x 10-3 atm, respectivamente. ¿Cuántas moléculas de ozono están presentes en 1,0 l de aire en estas condiciones?

53. Suponiendo que el aire contiene 78% de nitrógeno gaseoso, 21% de oxígeno gaseoso y 1% de argón, todos en volumen, ¿cuántas moléculas de cada gas están presentes en 1,0 l de aire en CNPT?

54. Un recipiente de 2,10 l contiene 4,65 g de un gas a 1,00 atm y 27,0ºC
a. Calcule la densidad del gas en gramos por litro
b. ¿Cuál es la masa molar del gas? Suponga un comportamiento ideal.

55. Calcule la densidad del bromuro de hidrógeno (HBr) gaseoso en gramos por litro a 733 mm de Hg y 46ºC.

56. Un cierto anestésico contiene 64,9% de C, 13,5% de H y 21,6% de O en masa. A 120ºC y 750 mm de Hg, 1,00 l del compuesto gaseoso pesa 2,30 g. ¿Cuál es la fórmula molecular del compuesto?

57. Un compuesto tiene la fórmula empírica SF4. A 20ºC, 1,00 g del compuesto gaseoso ocupa un volumen de 22,1 ml y ejerce una presión de 1,02 atm. ¿Cuál es la fórmula molecular del gas?

58. Una mezcla de gases contiene 0,31 moles de CH4, 0,25 moles de C2H6 y 0,29 moles de C3H8. La presión total es 1,50 atm. Calcule las presiones parciales de los gases.

59. Un matraz de 2,5 l a 15ºC contiene una mezcla de N2, He y Ne a presiones parciales de 0,32 atm para N2, 0,15 atm para He y 0,42 atm para Ne.
a. Calcule la presión total de la mezcla
b. Calcule el volumen en litros en CNPT que ocuparán el He y el Ne si el N2 se elimina selectivamente

60. El aire seco cerca del nivel del mar tiene la siguiente composición en volumen: N2, 78,08%; O2, 20,94%; Ar, 0,93%; CO2, 0,05%. La presión atmosférica es 1,00 atm. Calcule:
a. La presión parcial de cada gas en atm
b. La concentración de cada gas en moles por litro a 0ºC

61. Una mezcla de gases de helio y neón se recogió sobre agua a 28ºC y 745 mm de Hg. Si la presión parcial del helio es 368 mm de Hg, ¿cuál es la presión parcial del neón? (La presión de vapor de agua a 28ºC es 28,3 mm de Hg)

62. Calcule la presión ejercida por 2,50 moles de CO2 confinados en un volumen de 5,00 l a 450 K. Suponga comportamiento real y aplique las correcciones correspondientes. (Constantes de van der Waals para el CO2: a = 3,59 atm x l2 / mol2; b = 0,0427 l / mol). Compare la presión con la que predice la ecuación del gas ideal.

63. A 27ºC, 10,0 moles de un gas contenido en un recipiente de 1,50 l ejercen una presión de 130 atm. ¿Es este un gas ideal?

3er Año - Serie de ejercicios Nº4

UNIONES QUÍMICAS

1. Escriba las estructuras de Lewis para los siguientes átomos e iones: I, I-, S, S2-, P, P3-, Na, Na+, Mg, Mg2+

2. Para cada uno de los siguientes pares de elementos, establezca si el compuesto binario que forman es iónico o molecular. Escriba la fórmula empírica y la estructura de Lewis del compuesto.
a. I y Cl
b. Mg y F

3. Escriba la estructura de Lewis de las siguientes moléculas. Indique la polaridad de la molécula y de las uniones.
a. CO2
b. H2SO4
c. NH3
d. CCl4
e. HCl
f. CH4
g. HNO3
h. SO3
i. Cl2O3
j. PH3

4. Enumere los siguientes enlaces en orden creciente de carácter iónico: cesio-flúor, cloro-cloro, bromo-cloro, silicio-carbono.

5. Las fórmulas de los fluoruros de los elementos del tercer período con NaF, MgF2, AlF3, SiF4, PF5, SF6, ClF3. Clasifique estos compuestos como covalentes o como iónicos.

6. Describa alguna característica de un compuesto iónico que lo distinga claramente de un compuesto covalente.

7. Dibuje estructuras de Lewis para los siguientes compuestos de fluoroclorocarbonos (CFCs), los cuales son parcialmente responsables del agotamiento del ozono en la estratósfera:
a. CFCl3
b. CF2Cl2
c. CHF2Cl
d. CF3CHF2

8. Dibuje una estructura de Lewis para el N2O5 en la que cada átomo de N esté enlazado a tres átomos de O.

9. ¿Cuál es la diferencia entre un átomo y una molécula?

10. Proporcione dos ejemplos para cada uno de los siguientes incisos:
a. Una molécula diatómica que contenga átomos del mismo elemento
b. Una molécula poliatómica que contenga átomos del mismo elemento
c. Una molécula diatómica que contenga átomos de distintos elementos
d. Una molécula poliatómica que contenga átomos de distintos elementos

11. ¿Qué significa P4? ¿Cuál es la diferencia con 4P?

12. ¿Qué es un compuesto iónico?

13. Prediga la geometría de cada una de las siguientes especies, de acuerdo al modelo de la TREPEV:
a. PCl3
b. CHCl3
c. SiH4
d. HgBr2
e. CO2

3er Año - Serie de ejercicios Nº3

PROPIEDADES PERIÓDICAS

1. Clasificar los siguientes elementos en metales, no metales y metaloides: As, Xe, Fe, Li, B, Cl, Ba, P, I, H, Si.

2. Escriba la configuración electrónica externa de:
a. Los metales alcalinos
b. Los metales alcalino-térreos
c. Los halógenos
d. Los gases nobles

3. ¿Qué se quiere decir cuando se afirma que dos iones o un átomo y un ion son isolectrónicos?

4. ¿Por qué la afirmación “los átomos del elemento X son isoelectrónicos a los átomos del elemento Y” es errónea?

5. En la tabla periódica, el elemento hidrógeno algunas veces se agrupa con los metales alcalinos y otras veces, con los halógenos. Explique por qué el hidrógeno puede ser similar a los elementos del grupo 1A y a los del grupo 7A.

6. Un catión M2+ derivado de un metal de transición tiene cuatro electrones en el subnivel 3d. ¿Cuál podría ser M?

7. Un ión metálico con una carga neta de +3 tiene cinco electrones en el subnivel 3d. Identifique el metal.

8. ¿Cuáles de las siguientes especies son isoelectrónicas entre sí?: C, Cl-, Mn2+, B-, Ar, Zn, Fe3+, Ge2+

9. Agrupe las especies que son isoelectrónicas: Be2+, F-, Fe2+, N3-, He, S2-, Co3+, Ar.

10. ¿Cómo cambia el tamaño de un átomo cuando se convierte en un anión y cuando se convierte en un catión? Justifique.

11. Con base en la posición en la tabla periódica, seleccione el átomo de mayor radio atómico en cada uno de los siguientes pares:
a. Na y Cs
b. Be y Ba
c. N y Sb
d. F y Br
e. Ne y Xe

12. Acomode los siguientes átomos en orden decreciente de su radio atómico: Na, Al, P, Cl, Mg.

13. Defina energía de ionización. ¿Por qué la segunda energía de ionización siempre es mayor que la primera energía de ionización para cualquier elemento?

14. La primera y segunda energías de ionización del K son 419 kJ/mol y 3052kJ/mol, en tanto que las del Ca son 590 kJ/mol y 1145 KJ/mol, respectivamente. Compare los valores y justifique la diferencia.

15. Dos átomos tienen las siguientes configuraciones electrónicas:
a. 1s2 2s2 2p6
b. 1s2 2s2 2p6 3s1
La primera energía de ionización de uno de ellos es 2080 kJ/mol y la del otro es 496 kJ/mol. Asigne cada uno de los valores de energía de ionización a cada una de las configuraciones electrónicas proporcionadas. Justifique su elección.

16. Especifique cuál de los siguientes elementos se esperaría que tuviera mayor afinidad electrónica: He, K, Co, S y Cl. Justifique.

17. Considerando los valores de afinidad electrónica de los metales alcalinos, ¿sería posible que estos metales formaran un anión M-, donde M representa un metal alcalino?

18. Explique por qué los metales alcalinos tienen mayor afinidad electrónica que los metales alcalinotérreos.

19. Como grupo, los gases nobles son muy estables químicamente. ¿Por qué?

20. Acomode las siguientes especies isoelectrónicas en orden de: a) radio iónico creciente; b) energía de ionización creciente
a. O2-
b. F-
c. Na+
d. Mg2+

21. ¿Cuál es el número de masa de un átomo de hierro que tiene 28 neutrones?

22. Calcule el número de neutrones del Pu-239

23. Para cada una de las siguientes especies, determine el número de protones y el número de neutrones en el núcleo:
a. 32He
b. 42He
c. 2412Mg
d. 2512Mg
e. 4822Ti
f. 7935Br
g. 19578Pt

24. Indique el número de protones, neutrones y electrones en cada una de las siguientes especies:
a. 157N
b. 3316S
c. 6329Cu
d. 8438Sr
e. 13056Ba
f. 18674W
g. 20280Hg

25. Escriba el símbolo adecuado para cada uno de los siguientes isótopos:
a. Z = 11, A = 23
b. Z = 28, A = 64
c. Z = 74, A = 186
d. Z = 80, A = 201

26. Indique el número de protones y electrones de cada uno de los siguientes iones comunes: K+, Mg2+, Fe3+, Br, Mn2+, C4-, Cu2+

3er Año - Serie de ejercicios Nº2

TEORÍA ATÓMICA

1. Un electrón de un cierto átomo está en el nivel cuántico n = 2. Enumere los valores posibles de l y m que puede tener.

2. Un electrón de un átomo está en el nivel cuántico n = 3. Enumere los valores posibles de l y m que puede tener.

3. Dé los valores de los números cuánticos asociados a los siguientes orbitales:
a. 2p
b. 3s
c. 5d

4. Dé los valores de los números cuánticos (n, l, y m) y el número de orbitales en cada subnivel, para los siguientes subniveles:
a. 4p
b. 3d
c. 3s
d. 5f

5. Analice las diferencias y similitudes entre un orbital 1s y 2s.

6. ¿Cuál es la diferencia entre un orbital 2px y 2py.

7. Calcule el número total de electrones que pueden ocupar:
a. Un orbital s
b. Tres orbitales p
c. Cinco orbitales d
d. Siete orbitales f

8. Indique el número total de:
a. Electrones p en N (Z=7)
b. Electrones s en Si (Z = 14)
c. Electrones 3d en S (Z = 16)

9. Indique cuáles de los siguientes conjuntos de números cuánticos son inaceptables en un átomo y explique por qué:
a. 1, 0, ½ , ½
b. 3, 0, 0, + ½
c. 2, 2, 1, + ½
d. 4, 3, -2, - ½
e. 3, 2, 1, 1

10. Indique si las siguientes configuraciones electrónicas corresponden a estados fundamentales y de no ser así indicar cuál sí correspondería a dicho estado:
a. Al: 1s2 2s2 2p4 3s2 3p3
b. B: 1s2 2s1 2p5
c. C: 1s2 2s1 2p3

11. Escriba las configuraciones electrónicas en estado fundamental para los siguientes elementos: B, V, Ni, As, I, Au

12. La configuración electrónica de un átomo neutro es 1s2 2s2 2p6 3s2. Escriba un conjunto completo de números cuánticos para cada uno de los electrones. Dé el nombre del elemento.

13. El número atómico de un elemento es 73. ¿Los átomos de este elemento son diamagnéticos o paramagnéticos?

14. Indique el número de electrones no apareados presentes en cada uno de los siguientes átomos: B, Ne, P, Sc, Mn, Se, Kr, Fe, Cd, I, Pb.

15. ¿Cuál de las siguientes especies tiene más electrones no apareados? S+, S, o S-.

16. Indique si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas y justifique:
a. Un orbital es lo mismo que una órbita
b. El número cuántico del momento angular define el nivel de energía del electrón
c. Las propiedades magnéticas de un átomo dependen de su configuración electrónica
d. El orbital individual p en cada nivel de energía es esférico
e. La probabilidad de encontrar dos electrones con los mismos cuatro números cuánticos es cero
f. La distribución más estable de los electrones en un subnivel es aquella que tiene el mayor número de electrones apareados
g. El principio de Heisenberg proporciona la guía para la construcción de la configuración electrónica de los elementos.
h. La energía del electrón de un átomo de hidrógeno sólo está determinada por su número cuántico principal.
i. En los átomos polielectrónicos, el número cuántico principal es el único que determina la energía del electrón.
j. Un electrón en estado fundamental tiene mayor energía que en estado excitado.
k. Un electrón emite un fotón cuando pasa de un estado de mayor energía a uno de menor energía.

3º Año - Serie de ejercicios Nº1

SISTEMAS MATERIALES / PROPIEDADES INTENSIVAS Y EXTENSIVAS / NOTACIÓN CIENTÍFICA

1. Clasifique las siguientes propiedades en intensivas y extensivas y justifique su elección:
a. Longitud
b. Volumen
c. Temperatura
d. Masa


2. Dé dos ejemplos de propiedades intensivas y extensivas que no estén incluidos en la lista del punto 1

3. Clasifique cada una de las siguientes sustancias como un elemento o un compuesto:
a. Hidrógeno
b. Agua
c. Oro
d. Azúcar

4. Clasifique los siguientes sistemas materiales en homogéneos, (de ser así indique si se trata
de sustancias puras o no, y de no serlo indicar los componentes) o heterogéneos, y en este último caso especifique cuáles son las fases que lo componen:
a. Agua de mar
b. Gas helio
c. Cloruro de sodio (sal de mesa)
d. Helado de chocolate con almendras
e. Bebida gaseosa
f. Leche chocolatada
g. Aire
h. Acero

5. Indique qué métodos de separación utilizaría para los siguientes sistemas materiales heterogéneos:
a. Un vaso de agua con arena
b. Cubos de hielo flotando en agua
c. Limadura de hierro mezclada con arena y azúcar

6. Indique cuáles son las unidades del sistema internacional para expresar lo siguiente:
a. Longitud
b. Volumen
c. Masa
d. Tiempo
e. Energía
f. Temperatura

7. Escriba los números representados por los siguientes prefijos: mega, kilo, deci, mili, micro, nano, pico.

8. El bromo es un líquido color café rojizo; calcule su densidad (en g/ml) si 586 g de la sustancia ocupan 188 ml.

9. El mercurio es el único metal líquido a la temperatura ambiente. Su densidad es de 13,6 g/ml. ¿Cuántos gramos de mercurio ocuparán un volumen de 95,8 ml?

10. Convierta las siguientes temperaturas a grados Celsius:
a. 77 K, el punto de ebullición del nitrógeno líquido
b. 4,2 K, el punto de ebullición del helio líquido
c. 601 K, el punto de fusión del plomo

11. Convierta las siguientes temperaturas a grados Kelvin:
a. 113ºC, el punto de fusión del azufre
b. 37ºC, la temperatura corporal normal
c. 357ºC, el punto de ebullición del mercurio

12. Indique en qué estado de agregación se encuentran las sustancias mencionadas en los puntos 9 y 10 a 38ºC y 1 atm de presión.

13. Exprese las siguientes cantidades en notación científica:
a. 0,0000000027
b. 356
c. 47764
d. 0,096

14. Exprese los siguientes números en forma decimal:
a. 1,52 x 10-2
b. 7,78 x 10-8
c. 2,14 x 106

15. Exprese las respuestas para los siguientes cálculos en notación científica:
a. 0,0095 + (8,5 x 10-3) =
b. 653 / (5,75 x 10-8) =
c. 850000 – (9 x 105) =
d. (3,6 x 10-4) x (3,6 x 106) =
e. 5,4 x 10-3 – 9,8 x 10-13 =

16. Efectúe las siguientes operaciones:
a. 5,67 m + 0,6 m + 4,33 m =
b. 3,7 g – 2,91 g =
c. 4,51 cm x 3,66 cm =
d. 7310 km / 570 km =
e. (3,26 x 10-3 mg) – (7,88 x 10-5 mg) =

17. Efectúe las siguientes conversiones:
a. 22,6 m a dm
b. 25,4 mg a kg
c. 68,3 cm3 a m3

18. El precio del oro, el 3 de noviembre de 1995, fue de $ 384.- por onza. ¿Cuánto costaron 100 g de oro ese día? (1 onza = 28,4 g)

19. El aluminio es un metal ligero (densidad = 2,7 g / cm3) que se utiliza en la construcción de aviones, líneas de transmisión de alto voltaje, latas para bebidas y papel aluminio. ¿Cuál es su densidad en kg / m3?

20. Para la determinación de la densidad de una barra metálica rectangular de composición homogénea, un estudiante hizo las siguientes mediciones: longitud: 8,53 cm, ancho: 2,4 cm, altura: 1 cm; masa: 52,7 g. Calcule la densidad del metal.

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Diego.