actividades verano

Pag. IES “EL PORTILLO” 1

ACTIVIDADES DE VERANO 2012-13

3º ESO

Tema 1.- Magnitudes y unidades. Método científico.

Deberías responder afirmativamente a las siguientes preguntas. Si la

respuesta es ‘no’ o tienes dudas, repasa el concepto correspondiente.

- ¿Sabes qué es una magnitud?

- ¿Conoces el significado de magnitud fundamental y derivada?

¿Sabes en qué se diferencian?

- ¿Sabes qué es una unidad?

- ¿Sabes qué significa medir?

- ¿Sabes qué es el Sistema Internacional de unidades?

- ¿Sabes cuáles son las magnitudes y unidades (nombre y símbolo)

fundamentales del Sistema Internacional?

- ¿Conoces la clasificación del sistema métrico decimal?

- ¿Sabes la equivalencia entre unidades de capacidad y unidades de

volumen (ambas son la misma magnitud)?

- ¿Sabes en qué consiste el cambio de unidades por el método de

factores de conversión?

- ¿Qué se coloca en el numerador del factor de conversión?

- ¿Qué se coloca en el denominador del factor de conversión?

A.1 Transforma las siguientes unidades:

a) 4 dag a g

b) 5 Gm a m

c) 35 km a cm

d) 3,2 Ts a s

Para convertir unidades, se introduce un factor, denominado factor

de conversión. que relacione las unidades que queremos cambiar,

en el orden numerador/denominador que nos convenga para poder

simplificarlas.

Consulta las equivalencias (múltiplos y submúltiplos en el libro.

Ejemplo: Transforma: 6 kg.m/s2

a g.cm/s2

Tenemos que pasar los kg a g (1 kg = 103 g) y pasar los m a cm (1cm

= 10-2

m, o bien, 1m = 102 cm )

2

5

2-

3

22 s

cmg6.10

m10

1cm.

1kg

g10.

s

m6kg

s

m6kg

Ejemplo: Queremos pasar 3 Mg a g

Como sabemos que al prefijo M le corresponde 106, entonces, 1 Mg =

106 g. Esto quiere decir que el factor de conversión es 1

10

16

g

Mg y/o

también que 11

106

Mg

g. En el caso que nos ocupa, nos interesa utilizar

la 2ª expresión:

gMg

gMg 6

6

10·31

103

Este proceso se repetirá las veces que sea necesario.

Factor que

multiplica a la

unidad

Prefijo Factor que

multiplica a la

unidad

Prefijo

Nombre Símbolo Nombre Símbolo

1018

exa E 10-1

deci d

1015

peta P 10-2

centi c

1012

tera T 10-3

mili m

109 giga G 10

-6 micro

106 mega M 10

-9 nano n

103 kilo K 10

-12 pico p

102 hecto H 10

-15 femto f

101 deca da 10

-18 atto a


e) 50 hm a m

f) 32 pm a m

g) 6 nN a N

h) 65 µg a g

i) 2,6 pg a mg (pásalo primero a g y luego a mg)

i) 3 µg a cg

k) 2,5 mm a hm

l) 10 Mm a km

A.2 Completa:

1 m = 10 dm = 102 cm = …. Mm

1 m2 = 10

2 dm

2 = 10

4 cm

2 = … mm

2

1 m3 = 10

3 dm

3 = ..... cm

3 = ….. mm

3

A.3 Transforma:

a) 7cm2 a mm

2

b) 2,4 m3 a dm

3

c) 3 dm2 a m

2

d) 0,9 cm3 a mm

3

e) 5 km2 a cm

2

f) 2 mm3 a dm

3

g) 6 hL a cm3

h) 5,7 km/h a m/s

i) 6 kg·m/s2

a g·cm/s2

j) 0,32 g/cm3 a g/l

k) 6·1023

pm/h a m/s

l) 54 l/min a cm3/h

m) 6 dam/min a cm/s

n) 3,5 g/L a kg/m3

ñ) 4 dg/cm3 a g/L

o) 3 L/h a m/s

A.4 Expresa en notación científica las siguientes cantidades:

Cantidad Notación científica

1000000

5400

1300000

0,0016

0,00000145

A.5 Realiza las siguientes operaciones en notación científica:

a) 3,27·108 + 2,46·10

6 =

b) 2,1·103 ·1,5·10

5 =

c) 5,52·1015

- 2,23·1014

=

Para sumar y restar números expresados en notación científica, es

necesario que las potencias de 10 tengan el mismo exponente,

operándose entonces las partes decimales.

Ejem.: (7·1025

)+(4·1024

)=

(7·1025

)+(0’4·1025

)=(7+0’4)·1025

=7’4·1025

Para multiplicar, dividir y elevar a una potencia un número en

notación científica, operaremos por un lado las partes decimales y

por otra, las potencias de 10, aplicando las propiedades

correspondientes a las operaciones con potencias.

Ejem: (2·1035

)·(4·106) = (2·4)·10

35+6 = 8·10

41

(6·1018

):(3·10-5

) = (6:3)·1018-(-5)

= 2·1023

Cuando un número es demasiado grande o excesivamente

pequeño, es más cómodo utilizar la Notación Científica. Ésta

se compone de un producto de dos partes, la primera es un

número decimal con una única cifra entera no nula y la

segunda, una potencia de 10. → N = a’bcd...·10n

Ejem: 3.450.000.000.000 = 3’45·1012


d) 1,024·108·(- 3,2·10

20)=

e) 1,35·10-11

- 8,42·10-12

=

f) 7,5·10-32

· 3,6·1025

=

g) 2,43·1023

+ 9,28·1022

=

h) 5,4·1017

: 6·1015

=

i) 8,25·1015

-1,3·1016

=

j) 8,1·108 : 2,7·10

12 =

k) 1,25·10-5

: 2,5·1017

=

l) (2,35·108 + 3,16·10

6)·10

3 =

A.6 Expresa las siguientes medidas en el Sistema Internacional de

unidades y en notación científica:

a) 38 nm

b) 3,235 MJ

c) 1298 ps

d) 32,26 μA

e) 28300 hm

f) 3,25 ·104

mg

g) 42,35 · 10-4

TK

h) 28,546·104

pF

A.7 Señala la magnitud estudiada en las siguientes medidas y

exprésala en el S.I.

Magnitud Cantidad Conversión al S.I. Notación científica

5 mm2

3 Ml

28 km3

6 dag

28 cm

0,9 hl

3200 mm/s

A.8 La masa de la Luna es de 7,34·1023

kg y la de la Tierra es de

5,98·1024

kg. ¿A cuántas lunas equivale la masa de la Tierra?

Sol: ≈ 8,1 lunas

A.9 a) Las dimensiones de un terreno son 3 km de largo y 1,5 km

de ancho. Calcula la superficie del terreno y exprésala en m2.

b) Calcula el volumen de una piscina de dimensiones 50 m x 25 m x

6 m y exprésala en litros.

c) Calcula el volumen de un cubo de 0,12 cm de arista y expresa el

resultado en unidades del S.I.

A.10 Dadas las siguientes relaciones entre magnitudes distintas:

1ª) A = 3·B

2ª) C = 2·B2

3ª) D·E = 12

Se pide:

a) Construid las tablas correspondientes

B A B C E D

1 1 1

2 2 2

3 3 3

4 4 4

5 5 6

6 6 8

7 7 10

b) Construid las gráficas correspondientes


A.11 Se ha medido el volumen y la masa de diferentes piezas

hechas con el mismo tipo de madera. Los datos de ambas variables

se recogen en la tabla siguiente:

volumen, (cm3) 12 20 24 32 50

masa, (gramos) 10 16 19 26 40

a) Representa gráficamente la masa frente al volumen

b) ¿Qué relación

existe entre ambas

magnitudes?

c) Di de que

magnitud se trata y

determina su valor

d) ¿La masa y el

volumen son

magnitudes

derivadas o

fundamentales?

Explica como las

medirías.


Tema 2. Modelo cinético-molecular de la materia

A.1 Vamos a representar las partículas más pequeñas que forman

la materia por pequeños círculos. Teniendo presente las

características de los sólidos, líquidos y gases, indica que dibujo

puede representar a cada uno de ellos.

A). B). C).

a) Pensando en las propiedades que tienen los sólidos, los líquidos y

los gases, ¿cómo deben ser de fuertes las fuerzas que hay entre las

partículas en los tres estados?

b) Si destapamos una botella que contenga un gas oloroso, al cabo

de un momento podemos olerlo las personas que están a cierta

distancia de la botella. ¿Qué propiedad deberán de tener las

partículas que forman los gases para que ocurra eso?

A.2 Explica las distintas etapas del proceso de vaporización de un

trozo de hielo que se encuentra a –20ºC hasta transformarse en

vapor de agua a 120ºC. Para ello emplea la teoría cinético-

molecular de la materia.

A.3 Explica los siguientes hechos empleando el modelo cinético-

molecular

a) Los sólidos y los líquidos son prácticamente incompresibles, en

cambio los gases pueden comprimirse y expandirse con facilidad.

b) Los líquidos y gases fluyen adaptándose a la forma del

recipiente, pero los sólidos no.

c) Los gases deben conservarse en recipientes cerrados.

d) La densidad de los gases es muy inferior a la de los líquidos y

sólidos.

Los científicos cuando no saben con seguridad una cosa se la

imaginan, hacen un modelo de cómo puede ser aquello que quieren

saber, y después, hacen experimentos para comprobar si lo que

ocurre en realidad puede ser explicado por el modelo que han

imaginado o no.

Resumen del modelo cinético-molecular de la materia

1. La materia está formada por un gran número de partículas, tan

pequeñas que no pueden verse al microscopio llamadas

MOLÉCULAS.

2. Entre molécula y molécula no hay nada, espacio vacío.

3. Las moléculas de todas las sustancias, sean sólidas, líquidas o

gaseosas, están en constante movimiento aumentando la velocidad

según aumenta la temperatura. Cuanto más aumentemos la

temperatura, más se mueven las partículas y es más probable que la

materia pase a estado líquido o incluso gaseoso.

4. Entre las moléculas existen fuerzas de atracción, que son

mayores en los sólidos, menores en los líquidos y casi nulas en los

gases.

Por lo tanto, los distintos estados de agregación de la materia se

representan así:

Estado sólido: las partículas están muy próximas entre sí,

ocupando posiciones fijas y ordenadas alrededor de las que se

mueven por vibración.

Estado líquido: las partículas están a distancias similares a los

sólidos, pero las fuerzas de cohesión son más débiles y esto hace

que las partículas puedan moverse unas sobre otras, por lo que ya no

están ordenadas, pero sin poder independizarse una de otras

Estado gaseoso: las partículas se mueven tanto que vencen las

fuerzas de cohesión y se alejan en todas direcciones.


e) Cuando mezclamos dos líquidos o dos gases, sus partículas tienden

a dispersarse unas entre otras.

A.4 Trata de explicar los siguientes fenómenos mediante el modelo

cinético-molecular:

a) Un globo con aire parece inflarse al acercarlo a una estufa.

b) La presión de las ruedas de un coche aumenta después de un

recorrido largo, y por eso se recomienda vigilar la presión de los

neumáticos antes de empezar un viaje

c) Cuando cae una gota de tinta en un vaso con agua, aquella se

mezcla en el agua. ¿Si el agua estuviera caliente, la gota se mezclaría

más rápidamente o no en el agua?

d) Si aumentamos la presión sobre un gas podemos licuarlo.

A.5 a) ¿Qué cambios de estado representan las dos figuras siguientes?

b) Indica que figura representa un sólido que está fundiendo; cual un

líquido pasando en gas; y cual un sólido pasando a gas.

c) Hasta ahora hemos hablado de sustancias formadas por moléculas

todas iguales; se trataban de sustancias puras. Las figuras que vienen

a continuación representan mezclas, y verás que están formadas por

más de una clase de moléculas. Indica cuales corresponden a

mezclas de sólidos, de líquidos y de gases.

d) La vaporización se puede dar por evaporación o por ebullición

¿En qué consiste cada una? ¿a qué temperatura tienen lugar?

2. Estados de agregación de la materia. Cambios de

estado

A.6 Completa la siguiente tabla

Sólidos Líquidos Gases

Volumen Constante

Forma

Fluyen Si

Se pueden comprimir Muy poco

Se pueden expandir


A.7 Indica si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:

a) La materia en cualquier estado tiene masa.

b) La materia en cualquier estado tiene volumen fijo.

c) La materia en cualquier estado tiene forma propia.

d) La materia en cualquier estado ocupa un lugar en el espacio.

A.8 Completa estas frases:

En un sólido las partículas que lo forman están ( ) y si la

estructura es regular tenemos ( )

Los líquidos y los gases carecen de ( ) y adoptan la ( ) del

recipiente que les contiene.

El gas se diferencia del líquido en que ( ) no se puede

comprimir y ( ) si.

Los gases se ( ) hasta ocupar el recipiente que les

contiene.

Los estados de agregación que presenta la materia son ( ),

de ellos el que presenta menor cohesión entre sus partículas es

( ), el que presenta mayor cohesión es ( ), el

( ) presenta un grado de cohesión intermedio respecto a los

otros dos estados.

A.9 Define:

- Fusión

- Solidificación

- Condensación

- Vaporización

- Evaporación

- Ebullición

- Sublimación

- Sublimación regresiva

A.10 Haz un esquema con los nombres que reciben los distintos

cambios de estado.

A.11 Cuando un sistema material cambia de estado, ¿se modifica

su masa? ¿Y su volumen?

A.12 Contestar a las siguientes preguntas teniendo en cuenta las

propiedades características de distintas sustancias puras, dadas en

la tabla siguiente:

Sustancias

puras

Punto de

fusión (ºC)

Punto de

ebullición (ºC)

Densidad

(kg/m3)

Hidrógeno -260 -252 0,0899 Oxígeno -219 -183 1,43 Alcohol etílico -114 78 789

Mercurio -39 359 13600 AGUA 0 100 1000 Oro 1063 2600 19300 Hierro 1535 3000 7850

Cualquier material puede encontrarse en estado sólido, líquido o

gaseoso, en función de las condiciones de presión y temperatura a las

que esté sometido.

Todos los cambios de estado se producen acompañados de

intercambio de energía con el ambiente. La fusión, la vaporización

y la sublimación se producen cuando, a la sustancia que está

cambiando de estado, se le suministra energía. En cambio, durante

la condensación, la solidificación y la sublimación regresiva, la

sustancia pierde energía.


a) Si comprobamos que una sustancia hierve a 100 ºC, ¿de qué

sustancia se trata?

b) ¿Qué sustancia tiene una densidad de 7850 kg/m3?

d) ¿En qué intervalo de temperaturas es líquido el alcohol etílico? ¿Y

el agua? ¿Y el hierro? ¿Y el oxígeno?

e) Si sabemos que las sustancias de menor densidad, FLOTAN sobre

los de mayor densidad, indicar si se hundirá o flotara el hierro en

mercurio

f) ¿El hierro a 2500 ºC es gaseoso? ¿El mercurio a 300 ºC es líquido?

A.13 La gráfica de la figura

corresponde a la curva de

calentamiento de una

sustancia pura:

a) ¿qué cambios de estado

tienen lugar? Como se llaman

estos cambios de estado

b) ¿cuáles son los puntos de

fusión y ebullición de esta

sustancia?

c. ¿por qué se mantiene

constante la temperatura durante un cambio de estado?

d. Justifica si la siguiente afirmación es verdadera o falsa: “el calor

latente de cambio de estado se invierte en aumentar la temperatura”.

Entre las propiedades características para identificar una

sustancia destacan la densidad, las temperaturas de cambio de estado

y la solubilidad.


Tema 3. Materia: mezclas y sustancias puras.

A.1 Escribe 5 cosas que sean materia y 3 cosas que no sean materia.

A.2 Clasifica los siguientes sistemas materiales en homogéneos y

heterogéneos. “Agua, granito, azúcar, leche, aire, gasolina, sal, humo, diamante, aceite puro

de oliva, hormigón, vidrio, butano, madera, bronce, sangre, aluminio, café,

acero, arena, agua de mar, oro, paella, lejía”

A.3 a) ¿De qué está formada el agua del mar? b) ¿Y la leche? c) ¿Y el

aire? d) ¿Qué es el acero?

Buscar en la enciclopedia o Internet

A.4 Entre las sustancias siguientes, indica cuales crees que están

formadas por una sola sustancia (SUSTANCIA PURA) y cuales

son MEZCLAS, y por tanto están formadas por más de una

sustancia. “el hierro, el zumo de naranja, la leche, la sal común (cloruro de sodio), la

madera de los árboles, la sangre, el azúcar de la cocina (sacarosa), la

gaseosa, el amoniaco de la limpieza, el cobre de los cables eléctricos, las

baldosas del suelo, el vidrio, el petróleo, el arroz, el agua del grifo, el

alcohol, el bronce, el oro de 24 quilates, el salfuman, el vino”.

A.5 Copia en la libreta y completa los huecos:

SUSTANCIA PURA es materia que está formada

por……………….……clase de sustancia.

MEZCLA es materia que está formada por………………………..

3. Separación de mezclas.

A.6 Busca en enciclopedias o Internet los siguientes métodos físicos

de separación y describe brevemente qué propiedad característica

aprovecha:

Filtración, Decantación, Destilación, Cristalización, Extracción

A.7 ¿Cómo separarías los componentes de las mezclas siguientes?

a) Arena y limaduras de hierro de tamaños parecidos.

b) Virutas de madera y granos de arroz de tamaños parecido.

c) La sal del agua del mar.

d) Azúcar y limaduras de plomo, de tamaños parecidos.

e) Agua y aceite.

Materia es todo aquello que ocupa un volumen y tiene masa. No

es materia por ejemplo el sonido, la amistad, la luz, la velocidad, el

pensamiento, una caricia)

Por su aspecto la materia se clasifica en:

Sistemas heterogéneos: son aquellos que por su aspecto (a simple

vista) podemos diferenciar sus componentes, (partes del sistema en

que presente diferente composición y propiedades).

Sistemas homogéneos: aquellos que presentan la misma

composición y propiedades en todos sus puntos, por ello, no

podemos distinguir sus componentes ni siquiera al microscopio.

Los sistemas heterogéneos es evidente que se tratan de mezclas de

distintas sustancias.

Los sistemas homogéneos pueden estar formados por una o más

sustancias. Si un sistema homogéneo está formado por una única

sustancia se la denomina Sustancia pura, si se trata de

una mezcla de dos o más componentes se denomina Disolución.

Cuando tenemos una mezcla de varias sustancias puras intentamos

aprovechar las diferencias que hay entre las propiedades

características de cada una para separarlas mediante métodos físicos

de separación.


f) Agua y alcohol.

3. Densidad.

A.8 La densidad del níquel es de 8,9 g/cm3

¿Cuál será la masa de un

bloque de níquel que ocupa 2 cm3

de volumen?

Sol. 17,8 g

A.9 Si 2L de cierto líquido tienen una masa de 1578 g. Calcula su

densidad en g/cm3

y kg/m3

Sol. 0,789 g/cm3

y 789 kg/m3

A.10 Si la densidad del mercurio es 13,6 g/cm3, calcula el volumen de

mercurio necesario para tener un kilogramo de esta sustancia.

Sol. 73,5 cm3

A.11 Queremos calcular la densidad de una piedra. Para ella

llenamos una probeta con 50 cm3

de agua, introducimos la piedra en

ella y vemos que el nivel del agua asciende hasta los 55 cm3. Si

pesamos la piedra en una balanza y esta indica que son 10 g. Calcula

su densidad en g/cm3

y kg/m3

.

Sol. 2 g/cm3

y 2000 kg/m3

3. Disoluciones

A.12 a) Pon ejemplos de disoluciones, indicando el SOLUTO y el

DISOLVENTE, de:

Sólidos en líquidos Líquidos en líquidos Gases en líquidos

b) Los sólidos se pueden disolver en sólidos y esas disoluciones se

llaman ALEACIONES.

¿Cómo puede disolverse un sólido en otro sólido? Nombra alguna

aleación que conozcas.

La densidad es la magnitud física que relaciona la masa y el volumen

de un sistema material.

Densidad = masa /volumen

La densidad se expresa en g/cm3

o kg/m3

Pese a que masa y volumen son propiedades generales, la densidad es

una propiedad característica, puesto que no hay dos sustancias puras

diferentes con la misma densidad.

Una disolución es una mezcla homogénea de dos

o más sustancias, es decir presenta las mismas

propiedades y composición en todos sus puntos,

y sus componentes no pueden distinguirse ni a

simple vista ni con medios ópticos ordinarios

(lupa o microscopio)

A la sustancia que está en mayor proporción se

llama DISOLVENTE, a la que está en menor

proporción SOLUTO. El conjunto de los dos es

la disolución.

Aunque las más habituales son las disoluciones de un sólido en líquido

(azúcar en agua, café soluble...) puede haber de todos los tipos: gas en

gas (aire), líquido en gas (humedad ambiental), sólido en gas (polvo), gas

en líquido (gaseosa), líquido en líquido (gasolina), sólido en sólido

(aleaciones de metal, acero, bronce, latón)


A.13 Una mezcla de 22 mL de etanol y 22 mL de agua da un volumen

final de 42,6 mL. Justifica este hecho.

3. Formas de expresar la concentración de una disolución

A.14 Vamos a interpretar la etiqueta de un agua mineral: ½ L de

agua mineral natural

Calcio Ca2+

118 mg/L

Magnesio Mg2+

51 mg/L

Potasio K+

2,9 mg/L

Sulfatos SO42-

280 mg/L

Bicarbonatos HCO3- 230 mg/L

a) ¿Cuántos gramos de bicarbonatos hay en la botella?

b) Si una persona bebe 4 botellas de estas en un día, ¿cuánto

magnesio habrá ingerido?

A.15 a) ¿Qué quiere decir que el agua de mar tiene una

concentración del 3% en peso?

b) ¿Qué quiere decir que un vino es de concentración 13% de

alcohol en volumen?

A.16 Un vino tinto tiene una graduación del 12% de alcohol en

volumen. ¿Cuánto alcohol hay en una botella de ¾ de litro? (da el

resultado en cm3)

Sol: 90 cm3

A.17 Tenemos agua del mar de una concentración del 5% en masa

de sal; un vino del 11% en volumen de alcohol, y un agua de beber

con 20 g/L de sales. Contesta:

a) De cada 100 g de agua del mar, ¿cuántos gramos de agua pura

hay?

b) ¿Cuántos litros de vino contienen 22 L de alcohol?

c) Un vaso de ¼ de litro de agua, ¿cuántos gramos de sales

contiene?

A.18 Se mezclan 61 gramos de azúcar en 1464 gramos de agua.

¿Cuál es la concentración de azúcar de la disolución en % en

masa?

Sol: 4% en masa de azúcar

Disolución diluida: cuando la cantidad de soluto disuelto es

pequeña.

Disolución concentrada: aquella que tiene una alta proporción de

soluto disuelto.

Disolución saturada: cuando la disolución no admite más soluto, si

añadimos más soluto se irá al fondo del vaso sin disolverse.

La cantidad máxima de soluto que puede disolverse a una

temperatura en una cantidad de disolvente se llama

SOLUBILIDAD, “S”. La solubilidad se suele medir en gramos de

soluto por cada 100 g de disolvente. La solubilidad depende de la

temperatura: en los gases “s” disminuye si T aumenta (desventarse

un refresco), en cambio en los sólidos “s” aumenta si T aumenta)

Cuando una disolución no está saturada es necesario definir su

concentración, es decir, la proporción en que se encuentran sus

componentes. Hay varias formas de definir la concentración:


A.19 Queremos preparar 250 gramos de una disolución de sal en

agua del 4% en peso de concentración. ¿Cuántos gramos de sal

necesitaremos y cuánta agua añadiremos?

Sol: 10 g de sal y 240 g de agua.

A.20 Para alimentar a un enfermo, el médico ha dicho que debe

prepararse una disolución de agua y azúcar del 5% en masas. El

acompañante del enfermo pesa 125 gramos de azúcar y le añade 2375

gramos de agua. ¿Crees que ha preparado la disolución pedida por el

médico?

Sol: Si es correcta

A.21 ¿Qué tanto por ciento de cloruro de sodio contienen el agua de

mar si de 1 Kg de agua se obtienen 25 g de aquella sal?

Sol: 2,5% de sal

A.22 Se disuelven 12 g de cloruro de sodio y 13 g de cloruro de

potasio en 250 g de agua destilada. Halla el % en masa de cada soluto

en la disolución obtenida.

Sol: 4,4% de cloruro de sodio y 4,7% de cloruro de potasio

A.23 Calcula la concentración en g/L de una disolución que se ha

preparado disolviendo 25 g de soluto en 100 mL de disolución.

Sol: 250 g/L de soluto

A.24 En un medicamento contra el resfriado leemos la siguiente

composición por cada 5 ml de disolución: “40 mg de trimetropina, 200

mg de sulfametoxazol., 5 mg de sacarina sódica, excipiente: etanol y

otros en c.s.”

a) ¿Qué es el principio activo de un medicamento? ¿Qué es el

excipiente?

b) Calcular la concentración de cada componente en g/l

A.25 Es obligatorio que en las etiquetas del agua mineral aparezca

la concentración de las diferentes sales que tiene disueltas, y que en

ningún caso pueden superar los límites máximos establecidos por

Sanidad.

A partir de la siguiente etiqueta, calcular

la cantidad de cada sal que contendrá

una botella de litro y medio de esa agua

mineral.

A.26 La solubilidad del nitrato de potasio es de 25 g en 100 ml de

agua a 20ºC. Halla la cantidad de nitrato de potasio que hay que

disolver en 40 dl para formar una disolución saturada a esta

temperatura.

A.27 Observa las curvas

de solubilidad de la

gráfica y contesta:

a. ¿A qué sustancia le

afecta menos en su

solubilidad una variación

de temperatura?

b. ¿A qué sustancia le

afecta más en su

solubilidad una variación

de temperatura?

c. ¿Cuál es la solubilidad del sulfato de cobre hidratado a 20º y

40º?

d. ¿Qué ocurrirá si intentamos disolver 40 g de sulfato de cobre

hidratado en 100 g de gua a 20º?

e. ¿A qué temperatura se disolverán los 40 g anteriores?

f. ¿Qué cantidad de sulfato de cobre hidratado se disolverá a 40º en

200 g de agua?


TEMA 4. El Átomo

A.1 ¿Es infinitamente divisible la materia?.

A.2 En un anillo de oro, ¿cuántos tipos de átomos podemos encontrar

suponiendo que no contiene otro metal? ¿Y si estuviera formado por

una aleación de oro y plata?

4. Naturaleza eléctrica de la materia.

A.3 Pon dos ejemplos de fenómenos cotidianos que puedan

interpretarse fácilmente considerando que la materia está formada

por partículas. Explica brevemente la respuesta.

A.4 ¿Qué número de electrones tiene en exceso un objeto cuya carga

es de -10 C? ¿Cuántos electrones ha perdido dicho objeto si su carga

es de +2 C?

Solución: 10·6,25·1018

e- y 2· 6,25·10

18 e

-.

A.5 Los protones del núcleo están separados entre sí 10-15

m. Calcula

la fuerza electrostática que ejerce un protón sobre el otro.

Solución: 230,4 N

Los avances experimentales y teóricos de los siglos XIX y XX han

permitido conocer mejor la estructura interna de la materia. Ahora

sabemos que toda la materia está formada por un conjunto de

átomos que, a su vez, están constituidos por las llamadas partículas

subatómicas: los electrones, los protones y los neutrones

(principalmente).


5. Componentes fundamentales del átomo.

A.5 Tratar de explicar con las hipótesis anteriores los siguientes

fenómenos:

a) Que al acercar un cuerpo electrizado a otro neutro aparezcan

atracciones.

b) Que al tocar un cuerpo neutro con otro electrizado aparezcan a

menudo repulsiones.

A.6 Dos cargas puntuales, de 3·10-9

C cada una, se colocan en el

vacío a una distancia de 9 m. Calcula la fuerza que se ejerce entre

ellas.

A.7 Dos cargas puntuales del mismo signo, de 10-6

C y 10-9

C, se

encuentran a 3 cm en el vacío. Calcula el valor de la fuerza con

que interaccionan.

A.8 Dos cargas puntuales de valores q1 = - 5·10-6

C y q2 = 5·10-9

C

interaccionan, de tal manera que la carga 1 atrae a 2 con una

fuerza de 10 mN. Calcula la distancia entre las cargas si están en el

vacío.

A.9 Calcula el valor de la carga eléctrica que colocada en el vacío a

una distancia de 20 cm de otra de 20 μC, es repelida con una

fuerza de 10 N.

5. Componentes del átomo.

Al final del s. XIX los experimentos realizados sobre la conducción de

la electricidad por los gases, dieron como resultado el descubrimiento

de una extraña luz que procedente del polo negativo, o cátodo (de ahí el

nombre de "rayos catódicos"), llenaba los tubos cuando eran sometidos a

voltajes elevados.

Diversos experimentos revelaron que la naturaleza de esa luz. Thomson

demostró en 1897 que estaba formada por pequeñas partículas con

masa y carga negativa que fueron bautizadas con el nombre de

electrones.

Los electrones saltan de los átomos del gas que llena el tubo cuando es

sometido a descargas eléctricas. Los átomos, por tanto, no eran

indivisibles (Dalton). Surge el modelo de Thomson.

Coulomb estudió en detalle las fuerzas de interacción entre partículas

con carga eléctrica, haciendo referencia a cargas puntuales.

1) La fuerza de interacción entre dos cargas q1 y q2 duplica su

magnitud si alguna de las cargas dobla su valor, la triplica si alguna de

las cargas aumenta su valor en un factor de tres, y así sucesivamente.

Concluyó entonces que el valor de la fuerza era proporcional al

producto de las cargas.

2) Si la distancia entre las cargas es r, al duplicarla, la fuerza de

interacción disminuye en un factor de 4; al triplicarla, disminuye en un

factor de 9 y al cuadriplicar r, la fuerza entre cargas disminuye en un

factor de 16. En consecuencia, la fuerza de interacción entre dos

cargas puntuales, es inversamente proporcional al cuadrado de la

distancia.

Por lo anterior el enunciado de la Ley de Coulomb queda: "La magnitud de cada una de las fuerzas eléctricas con que interactúan dos cargas puntuales es directamente proporcional al producto de las cargas e inversamente proporcional al cuadrado de la distancia que las separa" 3) La fuerza electrostática depende del medio en que estén situadas

las cargas eléctricas; por ello, hubo que introducir la constante k,

llamada constante de Coulomb. En el vacío esta constante vale:

k = 9·109 N·m

2 / C

2

Expresión matemática de la ley anterior.


A.10 Sabiendo que la carga del electrón es de 1,602·10-19

C, ¿cuántos

electrones son necesarios para tener una carga de un 1 C?

Solución: 6,25·1018

e-

A.11 El modelo atómico nuclear distingue dos partes en el átomo:

_________________ y _____________ .

● ___________________ . Es muy pequeño en comparación con el

volumen total del átomo y concentra casi toda su _____________.

Consta de dos tipos de partículas:

- Los ________________, con carga eléctrica _________________.

- Los ________________, eléctricamente ________________.

● ___________________ . Es la zona donde los _________________

se mueven en torno al ____________. Los ________________ tienen

carga eléctrica negativa (la carga eléctrica del ____________ es

igual que la del _______________, pero de signo contrario). Su

masa es unas

______________________________________________. Los átomos

contienen el mismo número de ___________________ en la corteza

que de ___________ en el núcleo; en consecuencia son

____________________________________.

A.12 Observa el dibujo del margen que representa el modelo

atómico del átomo de Carbono-14 y contesta:

a) ¿Cuántas partículas hay en el

núcleo?

b) ¿Cuántos protones tiene?

c) ¿Y cuántos neutrones?

d) ¿Qué tipo de partículas hay en la

corteza? ¿Cuántas hay?

e) ¿Cómo simbolizamos el átomo de

helio representado en el dibujo?

A.13 Completa el siguiente párrafo:

“El número atómico del fósforo es 15 y su número másico 31. El

__________ del _____________ de fósforo tiene _______ protones

y ___________ neutrones. La _____________ del átomo de fósforo

en estado neutro tiene ______ ___________”.

A.14 Si Z es el número atómico de un átomo de un elemento y A

es su número másico, entonces A – Z es su:

a) Número de neutrones.

b) Número de neutrones menos su número de protones.

c) Número de electrones.

E. Rutherford realiza en 1911 un experimento crucial con el que se

trataba de comprobar la validez del modelo atómico de Thomson.

(Ver en el libro el experimento). La interpretación, de los resultados

de la experiencia, dada por Rutherford fue la siguiente:

Si el modelo atómico propuesto por Thomson fuera cierto las

partículas no podrían atravesar el átomo. Por ello propone un nuevo

modelo que explique los resultados obtenidos.

Para que las partículas se desvíen deben encontrar en su

trayectoria una zona (núcleo) en la que se concentre carga de signo

positivo y cuya masa sea comparable o mayor a la de las partículas

α. La zona en la que se concentra la masa y la carga positiva

debería de ser muy pequeña comparada con la totalidad del átomo

y los electrones giran en círculos alrededor del núcleo.


A.15 Indica el número de protones y de neutrones de los siguientes

elementos:

a) : Número de protones = ____ . Número de neutrones = ____.

b) :

c) :

d) :

e) :

A.16 El núcleo de un átomo consta de 6 protones y 8 neutrones,

entonces:

a) Su número atómico es 8.

b) Su número másico es 8.

c) Su número atómico es 14.

d) Su número másico es 14.

e) Su número de electrones es 14.

Señala la(s) respuesta(s) correcta(s).

A.17 Completa la siguiente tabla:

Símbolo Elemento Z A Nº de

protones

Nº de

neutrones

Nº de

electrones

Si28

14

Mg24

12

K39

19

Si29

14

12 13

6 12

Sodio 23

7 8

A.18 Define y explica los siguientes conceptos: número atómico,

número másico e isótopos de un elemento químico.

Isótopos: Son átomos con el mismo número atómico y distinto

número másico.

Para representar los átomos isótopos, hay que indicar el número

másico (A) propio del isótopo y el número atómico (Z), colocados

como índice y subíndice, respectivamente, a la izquierda del símbolo

del elemento. A

ZX

A continuación se resumen la masa y la carga de las partículas

elementales.


A.19 El hierro (Z = 26) tiene cuatro isótopos. De ellos, el isótopo de

menor masa tiene 28 neutrones y el de mayor masa tiene 32

neutrones. Escribe el símbolo de cada uno de estos dos isótopos del

hierro y la constitución de sus átomos.

A.20 Define y explica que es un ión y los tipos de iones que hay.

A.21 Un isótopo del magnesio (Z = 12, A = 26) ha perdido dos

electrones de su corteza. Escribe el símbolo del ión correspondiente e

indica la constitución de los átomos de este ión.

A.22 Completa:

Átomo

Z

A

Nº de

protones

Nº de

neutrones

Nº de

electrones

C 6 12

Na 11 12

Cl 19 10

Ca 20 20

P 15 31

S2-

16 32 18

Ar 18 22

Cl- 19 10

Ca2+

20 20

P3-

15 31

Formulación y Nomenclatura

La materia por defecto es eléctricamente neutra. Un cuerpo se

encuentra cargado cuando ha perdido o ganado electrones, de

manera que algunos átomos ya no tienen el mismo número de

electrones que de protones y por tanto se denominan iones. Un átomo

se cargará positivamente si pierde electrones y se cargará

negativamente si gana electrones.

El nombre químico siempre debe indicar la fórmula

correspondiente sin ninguna ambigüedad. Por contra, una fórmula

puede tener distintos nombres según se utilizan las distintas

nomenclaturas: Tradicional, de Stock o la de la IUPAC o sistemática.

- Nomenclatura tradicional. Este es el método más ambiguo y su uso

únicamente se debe a estar establecido por la costumbre.

Se basa en los prefijos PER- e HIPO- y en los sufijos -ICO y -OSO.

Estos afijos indican cuál de los números de oxidación posibles de un

elemento es el que se debe tener en cuenta.

- Nomenclatura de Stock. Se expresa el número de oxidación del

elemento más electropositivo (metal) mediante números romanos entre

paréntesis.

- Nomenclatura Sistemática: Se usan los numerales griegos (mono-,

di-, tri-, tetra-, penta-, hexa-, hepta-, ...) como prefijo del elemento al

que se refieren.

Elementos

En la naturaleza existen más de cien elementos con los que se forma

toda la materia. Cada uno se representa por un símbolo que suele

coincidir con las iniciales del nombre. En algunos casos en los

nombres compuestos se usa una raíz latina distinta a la del nombre del

elemento: Azufre – sulfuro, Plata – argéntico, Hierro – ferroso o cobre –

cúprico.

Mediante números alrededor del símbolo se indican algunas

características del elemento o del ión:

A número másico → parte superior izquierda

Z número atómico → parte inferior izquierda

Q ± número de cargas total → parte superior derecha

N número de átomos → parte inferior derecha

816

O2-


Compuestos binarios del oxígeno

A.1 Nombrar

1.- Fe2O3

2.- FeO

3.- N2O

4.- SO3

5.- Cr2O3

6.- CaO

7.- P2O5

8.- CO2

9.- CO

10.- MgO2

A.2 Formular

1.- Óxido de nitrógeno (V)

2.- Óxido de azufre (VI)

3.- Óxido de hierro (II)

4.- Óxido de aluminio

5.- Monóxido de carbono

6.- Peróxido de hidrógeno

7.- Óxido de cadmio

8.- Óxido de fósforo (III)

9.- Óxido de plata

10.- Óxido de mercurio (II)

Compuestos binarios del hidrógeno

A.3 Nombrar

1.- H2S

2.- CH4

3.- HCl

4.- NH3

5.- AlH3

6.- PH3

7.- CaH2

8.- LiH

9.- AsH3

10.- FeH2

A.4 Formular

1.- Cloruro de hidrógeno

2.- Trihidruro de fósforo

Óxidos

Óxidos Metálicos (Óxidos Básicos).

Son combinaciones del oxígeno con un metal.

M2OV

Óxidos No Metálicos (Óxidos Ácidos o Anhídridos).

Son combinaciones de oxígeno con un no metal.

NM2OV

Hidruros.

Hidruros Metálicos.

Son compuestos binarios formados por hidrógeno y un metal. Se nombran

con la palabra hidruro.

MHV

Hidruros No Metálicos.

- Hidruros volátiles: Son aquellos compuestos binarios constituidos por

hidrógeno y un no metal. Muchos de ellos tienen nombres especiales: NH3 –

Amoníaco, CH4 – Metano, PH3 – Fosfina.

- Hidrácidos: Son aquellos hidruros no metálicos que forman disolución

ácida en agua. Si están puros se nombran de la forma X-uro de hidrógeno

(cloruro de hidrógeno) y si están disueltos, ácido X-hídrico. (ácido

clorhídrico)


3.- Ácido clorhídrico 4.- Fosfina

5.- Tetrahidruro de plomo

6.- Bromuro de hidrógeno

7.- Metano 8.- Ácido sulfhídrico

9.- Amoníaco

10.- Hidruro de oro (III)

Compuestos binarios

A.5 Nombrar

1.- P2O5 2.- CuBr2

3.- SO3 4.- Cl2O7 5.- HCl

6.- CaBr2

7.- Al2S3 8.- H2O2 9.- CH4 10.- FeO

A.6 Formular

1.- Dicloruro de pentaoxígeno

2.- Óxido de nitrógeno (I)

3.- Cloruro de calcio

4.- Tetraóxido de dinitrógeno 5.- Amoniaco

6.- Óxido de plata

7.- Hidruro de aluminio

8.-Trióxido de dioro

9.- Borano

10.- Bromuro férrico

Compuestos ternarios (Hidróxidos)

A.7 Nombrar

1.- NaOH

2.- Ca(OH)2

3.- Au(OH)3

4.- Sn(OH)4

5.- Ni(OH)3

6.- Fe(OH)2

7.- Pt(OH)4

8.- Mg(OH)2 9.- AgOH

10.- Al(OH)3

A.8 Formular

1.- Hidróxido de potasio

2.- Hidróxido de platino (II)

3.- Hidróxido de calcio

4.- Trihidróxido de cobalto

5.- Tetrahidróxido de plomo 6.- Hidróxido de plata

7.- Hidróxido de hierro (III) 8.- Hidróxido de cobre (I)

9.- Hidróxido de magnesio

10.- Hidróxido cúprico

Hidróxidos (o bases).

Es la unión de un catión metálico con el grupo OH- o anión hidroxilo

M(OH)V


Compuestos ternarios (oxoácidos)

A.9 Nombrar

1.- H2CO3

2.- HNO3 3.- HBrO

4.- H2SO4

5.- HClO4

6.- HClO3

7.- HClO

8.- HClO3 9.- H2SO3 10.- HNO2

A.10 Formular

1.- Ácido hipoyodoso

2.- Ácido nítrico 3.- Ácido sulfuroso 4.- Ácido nitroso 5.- Ácido sulfúrico

6.- Ácido nitroso

7.- Ácido carbónico 8.- Ácido clórico 9.- Ácido perclórico

10.- Ácido cloroso

Repaso

1.- SO3

2.- CH4

3.- MgCl2

4.- Sb2O5

5.- PCl5

6.- KCl

7.- H2CO2

8.- Ácido clórico

9.- Trióxido de azufre 10.- Trihidruro de fósforo

11.- Óxido de nitrógeno (V) 12.- Ácido nitroso 13.- Hidróxido de cobre (II)

14.- Peróxido de sodio 15.- Óxido de plomo (II) 16.- Ácido nítrico 17.- Hidróxido de aluminio 18.- Pentafluoruro de yodo 19.- Bromuro de Estroncio 20.- Hidruro de plomo (IV)

Ácidos.

Los ácidos, de forma aproximada, son compuestos que en disolución

acuosa ceden protones, H+.

Todos los ácidos, por tanto, contienen en su fórmula Hidrógeno con

valencia +1. Si no llevan Oxígeno se llaman Hidrácidos y si sí que

llevan Oxígeno se llaman Oxoácidos.

El nombre de estos últimos, en la nomenclatura tradicional, procede

del anhídrido correspondiente al que se le ha añadido alguna o varias

moléculas de agua.

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