unnoba curso ingreso 2013 evaluaciÓn de conocimientos
TRANSCRIPT
UNNOBA Curso Ingreso 2013 EVALUACIÓN DE CONOCIMIENTOS
El ingreso a la Universidad supone algunos cambios que requieren tu adaptación. Una nueva institución, distintas modalidades de cursado, la necesidad de adquirir rutinas de estudio para responder a las nuevas demandas, serán algunos de los desafíos que deberás enfrentar.
La Universidad te propone distintas herramientas para ayudarte en este proceso de adaptación, un curso semipresencial, un curso presencial, y en este caso una Evaluación de Conocimientos.
Para el cursado de las materias del primer año de la carrera universitaria, es necesario que revises algunos contenidos desarrollados en el nivel medio. Esta evaluación que te proponemos tiene ese objetivo. Según la carrera en la que te inscribas los contenidos a evaluar serán diferentes.
Este material que te estamos presentando es para acompañarte en el proceso de preparación de la evaluación de la materia QUIMICA, sabemos que el solo nombre es probable que te intimide un poco, pero podemos asegurarte que con un poco de dedicación y con algunas herramientas que te acercamos la tarea es perfectamente posible.
Te presentamos un Programa que consta de 5 Unidades. Para cada unidad tendrás una Introducción Teórica en la que se desarrollan los contenidos y el primer material que te aconsejamos leer. Luego una Guía de Actividades, en la que encontrarás ejercicios resueltos y otros que te proponemos para que intentes resolver. Los textos de la bibliografía adjunta o incluso los que utilizaste en el secundario te pueden ayudar a completar la teoría.
Además te adjuntamos una evaluación semejante a la que deberás resolver, que como podrás comprobar, no tiene mayor grado de dificultad que los problemas propuestos en la guías.
Te alentamos para comenzar la tarea y te esperamos el día de la evaluación……
Algunas orientaciones…
Sabemos que cada persona tiene su propia forma de trabajo y estudio.
No obstante, nos atrevemos a realizar algunas recomendaciones - fruto de nuestra experiencia - para optimizar tu aprendizaje.
Habrá quienes se sientan confundidos al enfrentar este proceso de preparación. En un principio es normal sentirse un poco perdido.
¡A no angustiarse que siempre nos pasa al empezar algo nuevo! Pero les aseguramos que se sentirán mejor en la medida en que entren en sintonía con el material. Por eso les proponemos:
o Leer la teoría,
o Intentar resolver la ejercitación. Volver a la teoría cuando surjan las dudas o preguntas.
La primera pregunta que siempre se hace es:
¿Cuánto tiempo deberé dedicar al estudio?
Necesitarás armar un cronograma de estudio en base la fecha de evaluación y a los días que dispongas para la tarea. Las unidades tienen un tiempo de preparación muy similar y lo aconsejable es
repartir las horas de estudio en días diferentes, no concentrar en tiempos largos porque disminuye el rendimiento.
Vamos a las recomendaciones
• Trabajar el material REGULARMENTE:
o ¿dónde?
Elijan un lugar tranquilo si es posible con luz natural y alejado de las distracciones.
o ¿Cuándo?
¿Han pensado en qué momentos lo harán?
No es bueno dejarlo “para cuando tenga un rato” sino planificar esos momentos: determinar horarios y, en lo posible, tratar de cumplirlos.
Lo ideal es adelantar algo cada día.
Si dejan todo para hacerlo sólo una vez por semana, se corre el riesgo de sentirse desbordado y perder las ganas!
Todas éstas no son cuestiones menores. Piensen en esto, organicen sus tiempos y sigan la rutina que más les convenga.
• ESTABLECER UNA RUTINA:
El curso está organizado en 5 unidades temáticas.
Les recomendamos:
o Leer primero la introducción teórica de la unidad
o Luego realizar a las actividades.
o Al ver la extensión de las actividades, calculen el tiempo que les demandará realizarlas.
No olviden que con esto sucede lo mismo que con muchas de las cosas que hacemos a diario. ¡Hay que estimar que todo llevará el doble de
tiempo que calculamos! ☺☺☺☺
Curso Ingreso 2013 EVALUACIÓN DE CONOCIMIENTOS Programa Química Unidad 1 Sistemas materiales Teoría atómica Materia. Sistemas materiales homogéneos y heterogéneos. Fases y Componentes. Propiedades intensivas y extensivas. Sustancias puras, simples y compuestas. Mezclas. Átomo. Molécula. Ion. Cationes y Aniones. Partículas subatómicas. Símbolo nuclear. Actividades de comprensión de textos y producción escrita.
Unidad 2 Nomenclatura y formulación de compuestos Inorgánicos Tabla periódica de los elementos. Grupos y Períodos. Metales y no metales Número de oxidación. Nomenclatura según: IUPAC, clásica o funcional y sistema de prefijos griegos de: hidruros, óxidos, hidróxidos, bases, sales, y ácidos. Nomenclatura de aniones y cationes. Actividades de comprensión de textos y producción escrita. Unidad 3 Magnitudes Atómico moleculares Masa molecular absoluta y relativa. UMA. Mol. Volumen molar, número de Avogadro, fórmula mínima y molecular. Actividades de comprensión lectora y producción escrita. Unidad 4 Estequiometría de reacciones química Significado de la ecuación química, balanceo de ecuaciones, ley de conservación de la masa, cálculos estequiométricos simples. Actividades de comprensión lectora y producción escrita. Unidad 5 Soluciones Sustancias puras: simples y compuestas. Propiedades intensivas y extensivas. Mezclas Sistemas homogéneos y heterogéneos. Fases. Componentes. Soluciones. Unidades físicas de concentración. Actividades de comprensión lectora y producción escrita. BIBLIOGRAFÍA:
• ATKINS, P.W. –Química general - Ediciones Omega, Barcelona (1992) • ANGELINI,BAUMGARTNER y otros – Temas de Química general – Ed.
Eudeba, Buenos Aires (1993) • BRAWN T. L. Y LEMAY H. E. Química: La ciencia central- Prentice-Hall
• CHANG,R – Química – Ed. Mc Graw Hill, México (2000) • MAHAN MYERS - Química, Curso Universitario - Ed. Addison-Wesley
Iberoamericana, Wilmington-(1990) • MARTÍNEZ, JORGE M. Y DONATI, EDGARDO R. - "Principios Básicos de
Química" (Edición Universitaria) (2000) • MORTIMER,- Química -Grupo Editorial Iberoamericana (1983) • SIENKO, M.J. Y R.A. PLANE - Química: Principios y Aplicaciones. Ed. Mc
Graw Hill. México. (1985) • WHITTEN, W.K. Y K.D. GAILEY - Química General - Ed. Interamericana.
México. (1996
Unidad 1 Sistemas materiales Teoría atómica Temas Materia.Sistemas materiales homogéneos y heterogéneos. Fases y Componentes Propiedades intensiva y extensivas. Sustancias puras simples y compuestas.Mezclas. Atomo.molécula.Ion.Cationes y Aniones.Partículas subatómicas.Símbolo nuclear.
Introducción teórica Sistemas materiales. Materia es aquello que tiene volumen y masa, y denominamos sistema a una porción de materia aislada para su estudio. El área que rodea al sistema se denomina entorno y la suma de ambos es el universo Denominamos propiedades de un sistema a sus cualidades, que impresionan nuestros sentidos o a los instrumentos de medida y las interacciones entre los componentes del sistema. Estas propiedades pueden clasificarse en intensivas cuando no dependen de la cantidad de materia del sistema ej la densidad y extensivas cuando si dependen por ej el volumen. Llamamos sustancias simples aquellas que no pueden ser descompuestas por medio fisicoquímicos en sustancias mas simples, y sustancias compuestas a las que si pueden hacerlo. Es esta una definición basada en la capacidad operacional de la descomposición del sistema, mas adelante definiremos sustancias simples y compuestas basándonos en la estructura de la materia.. Un sistema material puede estar constituido por sustancias puras simples o compuestas o mezclas de ellas. Las mezclas pueden clasificarse en homogéneas y heterogéneas , en el primer caso las propiedades intensivas del sistema son iguales en todos sus puntos ej agua salada ,en cambio en el segundo encontramos cambios en sus propiedades ,en al menos dos puntos del mismo, ej aceite y agua. Fase se denomina a cada una de las zonas del sistema heterogéneo con iguales propiedades intensivas. Un sistema heterogéneo debe tener al menos dos fases.
En cambio componente del sistema se denomina a cada una de las sustancias simples o compuestas que forman parte de él. Toda mezcla debe tener al menos 2 componentes. En las mezclas donde uno de los componentes se halla disperso en el otro ,el tamaño de las partículas del soluto puede ser variable y de ello van a
depender muchas de sus propiedades ,cuando el tamaño de las partículas esta comprendido 1 µ y 1 mµ el sistema constituye un coloide, cuando las partículas son mayores se denominan suspensiones y menores a ese rango el sistema se trata de una solución, en ellas no pueden observarse partículas dispersas ni aun con la ayuda de un ultramicroscopio, es decir se denominan soluciones a las mezclas homogéneas Teoría Atómico Molecular En 1803 Dalton basado en los resultados de las experiencias realizadas por el mismo y otros investigadores , enuncia la teoría que la materia tenía naturaleza atómica es decir estaba constituida por pequeñas partículas indivisibles llamadas átomos, idénticas entre si dentro de un mismo elemento y distintas respecto a los demás. Esta teoría permitió
explicar muchas propiedades sobre todo la manera que los elementos se combinaban para formar los compuestos. Podemos definir átomo como la menor porción de un elemento capaz de entrar en combinación química. Luego otro investigador, Avogadro introduce el concepto de molécula como la menor porción de una sustancia que puede existir al estado libre, hoy sabemos que algunos de las afirmaciones de Dalton en su teoría no son ciertas , Cuáles? Los átomos, a su vez, están constituidos por partículas, dos de ellas se encuentran empaquetadas en una región central muy pequeña que se denomina núcleo y son los protones y neutrones y un tercer conjunto de partículas, los electrones situados por fuera, en una zona denominada extranuclear. Podemos comparar estas partículas subatómicas según su localización, masa y carga
partícula masa relativa (uma)
carga localización aproximada exacta
electrón 1/1835 0.000549 -1 extranuclear protón 1 1.00758 +1 nuclear neutros 1 1.00893 0 nuclear
El átomo es eléctricamente neutro, por tanto coinciden el número de protones y electrones ,ya que la carga de estas partículas tienen la misma magnitud pero signo opuesto, de modo que la sumatoria de cargas es cero. Los átomos que pertenecen a un mismo elemento tienen el mismo número de protones, y por lo dicho en el párrafo anterior tendrán el mismo número de electrones, pudiendo diferir en el número de neutrones. A la esta familia de átomos que poseen igual número de protones y difieren en el número de neutrones se la denomina isótopos. Habíamos comentado en la sección anterior, que las sustancias simples son aquellas que no podían descomponerse aplicando métodos fisicoquímicos, desde el punto de vista de la estructura de la materia podemos decir que son aquellas que están constituidas por un solo tipo de átomos, mientras que las sustancias compuestas son la que esta constituidas por átomos distintos.
Los elementos en la naturaleza pueden presentarse bajo distintas formas, a cada una de ellas se la denomina variedad alotrópica. Ej el elemento oxígeno puede presentarse como la sustancia simple oxígeno(O2) y la sustancia simple ozono (O3)son sus dos variedades alotrópicas. Aclarados estos conceptos podemos definir elemento como el componente
de una sustancia simple, en sus variedades alotrópicas y al constituyente de las sustancias compuestas que por descomposición pueden dar dicha sustancia simple. Es decir ,por Ej.el elemento oxígeno O2 O3 CO2 es el constituyente de sust. simples sust. compuesta alótropos A los elementos se los representa convencionalmente a través de los símbolos químicos constituidos por 1 , 2 o 3 letras Ej O ,Fe, Mg Denominamos número másico a la suma del número de protones y neutrones de un átomo, son como habíamos dicho las partículas nucleares , siendo el número atómico el número de protones del átomo. En base a estos dos parámetros podemos indicar el símbolo nuclear de un átomo como sigue:
Otro ejemplo 35 37 se trata de la representación de isótopos del elemento 17Cl 17Cl cloro, que poseen 17 protones,17 electrones, y 18 y 20 neutrones respectivamente,toda esta formación puede obtenerse aplicando las definiciones anteriores, intente corroborarla. Los átomos de los diferentes elementos, según su naturaleza , presentan la tendencia a ganar o perder electrones originando especies cargadas llamadas iones en procesos que denominamos ionización. Si un átomo gana un electrón, poseerá un exceso de carga negativa ya que el número de protones no ha variado, se formó un ión con carga negativa que denominamos anión, Este proceso lo podemos representar como sigue: X + e-→ X- ( X remplaza al símbolo del elemento) anión La energía puesta en juego en este proceso se denomina afinidad electrónica Inversamente cuando un átomo pierde un electrón: X → X+ + e- la energía de ionización, es la energía requerida para catión realizar este proceso. Los denominan iones mono, di o trivalentes etc. a los que poseen 1, 2 o 3 cargas eléctricas respectivamente. Monoatómicos son aquellos iones constituidos por un solo elemento ej Na+, cuando participan mas de un elemento se los denomina iones poliatómicos ej NH3
+.Combinado ambos conceptos podemos decir por ej que CO3-2 es un anión poliatómico divalente. Guía de estudio
1. Defina átomo y molécula
2. Defina elemento químico, relaciónelo con el concepto de sustancia simple
3. ¿Cuáles son las partículas subatómicas?
4. ¿A qué se denomina número másico(A) y número atómico(Z)? ¿Cómo escribe el
símbolo nuclear del átomo de un elemento? Dé ejemplos.
5. ¿Qué es un ión? Defina anión, catión y proceso de ionización.
6. ¿Qué son isótopos? ¿Qué son alótropos?
Unidad 1 Sistemas Materiales Teoría atómica
Guía de actividades 1. Indique falso o verdadero.
a) La materia está constituida por átomos b) La energía está constituida por átomos c) Todos los átomos de un elemento son idénticos entre sí. d) En todos los átomos el número de neutrones es igual al número de
electrones. 2. Completar los espacios en blanco
a) La menor porción de materia que interviene en una reacción química se denomina ............................................................
b) La menor porción de una sustancia que puede existir al estado libre se denomina…………………………………………………..
c) Una sustancia cuya molécula contiene un solo tipo de átomo de denomina …………………………………………………….. d) Una sustancia cuya molécula está formada por más de una clase de átomos se denomina .............................................................. 3. Complete el siguiente cuadro:
Partículas subatómicas Localización Carga eléctrica Masa relativa (uma) aproximada
Protón +
Electrón 1/1835
Neutrón Nuclear
4. Justifique su respuesta a) Todos los átomos de un mismo elemento tienen igual número atómico b) En un ión el número de protones es igual al número de electrones. c) El número atómico puede ser mayor que el número másico d) Un ion monoatómico no puede ser divalente
5. Decida falso o verdadero. El átomo del elemento Oxígeno de A = 16
a) Posee 16 protones b) Posee 16 electrones c) Posee 8 neutrones d) Hay átomos de oxígeno que no poseen 8 neutrones
f) hay átomos de oxígeno que no poseen 8 protones
6. Escriba el símbolo nuclear de los átomos que poseen
a) 53 protones y 74 neutrones b) 29 electrones y 35 neutrones c) A=40 y 20 electrones d) A = 31 y Z = 15
Cuántos electrones poseen las especies a y d)
7. Decida falso o verdadero. El proceso de transformación de un átomo en un ión implica:
a) Pérdida de electrones b) Pérdida de protones c) Pérdida de neutrones d) Ganancia de electrones
8. Indique la única opción correcta: El Na+
a) Es un anión monovalente b) Es un catión monovalente c) Es la representación de un átomo de sodio
9. Escriba el símbolo químico de los siguientes iones: a) Anión monovalente del cloro b) Anión divalente del oxígeno c) Catión monovalente del litio d) Catión divalente del magnesio e) Catión trivalente del aluminio
10. Cuál es la diferencia en el significado de las siguientes expresiones
a) 3 Fe+2 y Fe+3 b) 2 Cu+ y Cu+2
11. Indique a través del proceso de pérdida o ganancia de electrones como pueden obtener los siguientes iones a partir de los respectivos átomos.
a) Catión divalente del calcio b) Anión monovalente del yodo c) Catión divalente del cinc d) Anión divalente del azufre
12. Completar el siguiente cuadro:
Símbolo
nuclear Z A
Nº
electrones
Nº
protones
Nº
neutrones
Carga
200Hg+2
80
120
29 63 + 2
79 118 + 3
Se 45 - 2
13. Indicar para las siguientes especies químicas el número de protones, neutrones y
electrones que poseen, mencionando para cada par, si se trata de isótopos y/o
isoelectrónicos. 12 13
a) 6C 6C
40 40
b) 20Ca+2 18Ar
32 40
c) 16S = 18Ar
26 27
d) 13Al 13Al+3
14. Indicar si cada una de las siguientes sustancias es un elemento o un compuesto
a. Carbono grafito b. nitrógeno c. estaño d. Carbono diamante e. alcohol f. plata g. agua oxigenada h. glucosa 15- Indicar si las siguientes especies indicar:
a. El número de electrones de a) y b) b. Si son isoelectrónicas c .El Z de b) d. Si son isótopos e .Si son alótropos
a) 16 S
b) k
16-De ejemplos de los sistemas materiales que se indican a continuación: SIMPLE a)Ej……… SUSTANCIA PURA HETEROGENEO COMPUESTA b)Ej… MEZCLA c) Ej…………… SISTEMA SIMPLE d) Ej……… SUSTANCIA PURA HOMOGENEO COMPUESTA e) Ej……
MEZCLA f) Ej……………
32
40
-2
+
17- Los sistemas que se esquematizan a continuación se encuentran a temperatura ambiente, indicar para cada uno: número de fases, compontes, si son homogéneos o heterogéneos, si se trata de sustancias puras o mezclas y si las sustancias involucradas son simples o compuestas. H2 H2
H2 H2 Fe Fe Fe Fe Fe Fe Fe Fe Fe En exceso de O = C = O 18- En las siguientes ecuaciones faltan indicar los electrones, colóquelos del lado correcto teniendo en cuenta el cambio de la carga de las entidades químicas participantes: a) Na → Na+
b) Cl - → Cl –
c) Al+3 → Al
d) Fe+2 → Fe+3
i) El número atómico de b) es 40
ii) a) es un catión monoatómico divalente
iii) a) y b) son isoelectrónicos
iv) a) y b) son isótopos
v) b) El número atómico del catión es 19
O H H H O H O H H
O H H O = C = 0 O = C = O O H H
Unidad 2 Nomenclatura y formulación de compuestos Inorgánicos
Temas Tabla periódica de los elementos. Grupos y Períodos .Metales y no metales Número de oxidación. Nomenclatura según: IUPAC, clásica o funcional y sistema de prefijos griegos de: hidruros, óxidos, hidróxidos, bases, sales, y ácidos. Nomenclatura de aniones y cationes. Introducción teórica Tabla periódica En la tabla periódica los elementos esta ordenados según su número atómico creciente, quedan dispuestos en hileras horizontales que llamamos periodos y verticales que son los grupos. La tabla periódica actual tiene 18 columnas y 7 filas Los elementos metálicos de propiedades características entre ellas la tendencia a formar cationes, se encuentran en la parte izquierda de la tabla, los no metales con mayor tendencia a formar aniones en la parte derecha. Podemos identificar tres zonas, la de los elementos representativos, los de transición y los de transición interna. Intente ubicar esa zonas en una tabla periódica. Los grupos que pertenecen a los elementos representativos son 8 y se indican con números romanos del I al VIII A y los de transición del I al VIII B, intente ubicar estos grupos en la tabla. a los elementos del grupos I A se los denomina Alcalinos, los del grupo IIA alcalino térreos, los del VII A halógenos. Número de Oxidación El número de oxidación se define como la carga asignada a cada átomo de un elemento que forma parte de un compuesto o un ion, considerando que todas las uniones químicas en el compuesto, son de naturaleza iónica Reglas para su determinación
1- El número de oxidación de un elemento en estado libre; no combinado con otros elementos es cero Ejemplos: Na, H2; O2; Cl2; etc.
2- El hidrógeno combinado con otros elementos posee nº de oxidación +1; excepto
en los hidruros metálicos; en los que le corresponde el número de oxidación (-1) 3- El oxígeno en los óxidos posee nº de oxidación -2, en los peróxidos, como el
H2O2; el estado de oxidación es -1,en combinación con el flúor el oxígeno toma número de oxidación +2 (OF2)
4- Los metales cuando están combinados siempre tienen estado de oxidación
positivo. Los metales del grupo I y II A tienen número de oxidación +1 y+2 respectivamente.
5- El número de oxidación de un ión monoatómico como Na+; Cl-; S2- ; Fe3 +; etc.
es igual a su carga. 6- Los halógenos, elementos que pertenecen al grupo VII A de la tabla periódica,
cuando están combinados con otro elemento menos electronegativo que ellos en
un compuesto binario; actúa con estado de oxidación -1. Del mismo modo el azufre en esos mismos casos actúa con -2.
7-La suma algebraica de los números de oxidación de los átomos que forman parte
de un compuesto multiplicado por su atomicidad , es igual a cero. La suma algebraica de los números de oxidación de los átomos que constituyen un ion poliatómico es igual a la carga del ion
Sistemas de Nomenclatura -Nomenclatura numerales de Stock. Utiliza números romanos colocados entre paréntesis, denominados numerales de Stock para indicar los números de oxidación de los elementos que constituyen el compuesto. -Sistema prefijos griegos Utiliza prefijos (di,tri, tetra ) para indicar la atomicidad(número de átomos de cada elemento que constituyen el compuesto) -Nomenclatura Clásica o funcional( tradicional) Utiliza sufijos (oso, ico, ato, ito) para indicar si el número de oxidación de un elemento en el compuesto es alto o bajo
Con el objeto de facilitar la formulación y la nomenclatura de los compuestos inorgánicos, se los puede clasificar en función del número de elementos diferentes que lo constituyen en: Compuestos Binarios A –Hidruros B -Oxidos C -Sales binarias Compuestos Ternarios A-Hidróxidos
B-Oxoácidos C-Oxosales
Compuestos Cuaternarios A-Sales Acidas
Compuestos Binarios Son los compuestos formados por 2 elementos diferentes. A este grupo pertenecen las siguientes compuestos: A -Hidruros B -Oxidos C -Sales binarias
A-Hidruros Cuando uno de los elementos es el hidrógeno reciben el nombre genérico de hidruros, que a su vez pueden clasificarse en hidruros de metales y no metales según sea el elemento que acompaña al hidrógeno en la combinación. i) Hidruros de metales → Hidrógeno + metal ii)Hidruros de no metales → Hidrógeno + No metal i) Hidruros de metales El hidrógeno en estos compuestos posee estado de oxidación -1; siendo el elemento más electronegativo del compuesto. Como regla general el elemento menos electronegativo se escribe a la izquierda de la fórmula Fórmula general: MHx x: nº de oxidación del metal M:metal Nomenclatura Clásica Se nombra como Hidruro de metal o Hidruro metal…seguido del sufijo oso ó ico según el número de oxidación del metal sea bajo o alto respectivamente ,cuando el metal pueda presentar mas de un estado de oxidación
Ejemplos: FeH2: hidruro ferroso. NaH: hidruro de sodio
Nomenclatura numerales de Stock Se nombra como Hidruro de metal seguido del numeral de Stock que indica el número de oxidación del no metal cuando este pudiese presentar mas de uno
Ejemplo: FeH2: hidruro de hierro (II) NaH: hidruro de sodio
ii)Hidruros de no metales Fórmula general: Hx N x: nº de oxidación del no metal
N: no metal Nomenclatura Sistemática Cuando el no metal que acompaña al hidrógeno pertenece a los Grupos VI y VII A, se los nombra como No metal uro de HidrógenoEl hidrógeno en estos compuestos posee estado de oxidación +1.
Ej: HCl cloruro de hidrógeno H2S sulfuro de hidrógeno
A estos compuestos por manifestar propiedades ácidas se los denomina hidrácidos. Se los puede nombrar como Acido no metal ….hídrico.
Ej.: HCl Ácido clorhídrico H2S Ácido sulfhídrico
Excepciones: Los hidruros de los elementos no metálicos de los grupos III,IV,V,VI A se les asigna nombres propios; entre ellos el agua (H2O); el amoníaco (NH3); la fosfina (PH3) y la arsina (AsH3).En el caso del amoníaco el N como excepción se escribe a la izquierda a pesar de ser el elemento mas electronegativo.
B-Óxidos: Cuando uno de los elementos es el oxígeno tenemos los óxidos, que a su vez podemos clasificarlos según el elemento que acompaña al oxígeno en óxidos de metales y no metales.
i) Óxidos de metales → Oxígeno + Metal ii)Óxidos de no metales → Oxígeno + No Metal
En los óxidos(excluyendo peróxidos y superóxidos) el oxígeno posee estado de oxidación -2; y el metal estado de oxidación positivo. i) Óxidos de metales
Fórmula general: MxOy
Nomenclatura numerales de Stock:Se nombran como óxido de metal indicando entre paréntesis en números romanos(numeral de Stock)el número de oxidación del metal cuando este pudiese presentar mas de uno Ejemplo: Fe2O3 óxido de hierro (III) PbO2 óxido de plomo (II) NaO óxido de sodio Nomenclatura Clásica: Se nombran como óxido de metal u oxido metal…. seguido del sufijo oso ó ico que indica que el metal tiene estado de oxidación bajo o alto respectivamente en los casos en que pueda presentar mas de un número de oxidación. Ejemplos: Fe2O3 óxido férrico PbO2 óxido plumboso KO2 óxido de potasio ii) Óxidos de no metales
Fórmula general: NMxOy
Nomenclatura numerales de Stock: Se nombran como óxido de no metal indicando entre paréntesis en números romanos (numeral de Stock)el número de oxidación del no metal cuando este pudiese presentar mas de uno. Ejemplos: Cl2O3 óxido de cloro (III) Cl2O5 óxido de cloro (V)
Li2O óxido de litio Sistema de prefijos Griegos: Se antepone el prefijo mono; di; tri ; tetra; penta; etc. según la atomicidad del oxígeno seguido de la palabra óxido del no metal anteponiendo los prefijos mono; di; tri ; tetra; penta; etc. según la atomicidad del no metal Ejemplos: Cl2O3 trióxido de dicloro P2O5 pentóxido de difósforo C)Sales binarias Compuestos formados por un elemento metálico y uno no metálico Metal + No Metal
Fórmula general: Mx Ny x: nº de oxidación del no metal y: nº de oxidación del metal
Nomenclatura Sistemática : Se nombra como No metal uro de metal seguido del número romano entre paréntesis que indica el número de oxidación del metal cuando pudiese existir más de uno. Ejemplo:
Cu2S sulfuro de cobre (I) CaS sulfuro de calcio
Nomenclatura Clásica: Se nombran como No metal..uro de metal o No metaluro metal…seguido del sufijo oso ó ico para indicar el estado de oxidación bajo o alto respectivamente del metal en los casos que sea posible más de uno. Ejemplos: CuS2 sulfuro cuproso MgCl2 cloruro de magnesio
Compuestos ternarios Son los compuestos formados por tres elementos diferentes. Pertenecen a este grupo los siguientes compuestos químicos: A-Hidróxidos B-Oxoácidos C-Oxosales
A) Hidróxidos Fórmula general: M(OH)n
Nomenclatura Sistemática: Se nombra como hidróxido del metal seguido del número romano entre paréntesis que indica el número de oxidación del metal en los casos que pudiese existir más de uno.
Ejemplo: Cu(OH)2 hidróxido de cobre (II) Pb(OH)4 hidróxido de plomo (IV) Ca(OH)2 hidróxido de calcio
Nomenclatura Clásica: Se nombra como hidróxido del metal o hidróxido de metal seguido del sufijo oso ó ico según que el metal este con su menor o mayor número de oxidación respectivamente Ejemplo: NaOH hidróxido de sodio Cu (OH)2 hidróxido cúprico B)OXOACIDOS
Fórmula general: HyNOx N: No metal , con nº de oxidación positivo
Nomenclatura Sistemática: Se antepone los prefijos mono, di, tri; etc. seguido la palabra “oxo” indicando el número de átomos de oxígeno presente en la molécula, luego se nombra el átomo central (no metal)con la terminación “ato” y entre paréntesis y en números romanos, se indica el estado de oxidación del no metal y por último la palabra hidrógeno.
Ejemplos: HNO3 trioxonitrato (V) de hidrógeno H2SO4 tetraoxo sulfato (VI) de hidrógeno
Nomenclatura Clásica: Se nombran como Acido no metal …seguido de oso o ico según el no metal este en el estado de oxidación bajo o alto respectivamente
Ejemplos: HNO3 ácido nítrico HNO2 ácido nitroso H2SO4 ácido sulfúrico
HClO2 ácido cloroso Hay elementos que poseen más de dos estados de oxidación positiva; característica típica en los halógenos; que poseen hasta cuatro diferentes: +1; +3;+5;+7.En estos casos; la nomenclatura clásica aplica los sufijos “oso” e “ico” a los estados de oxidación intermedios (+3,+5) y los estados extremos se indican agregando el prefijo “hipo” cuando se trata del mínimo (+1) y “per”, cuando actúan con el máximo.
Ejemplos: HClO Acido hipocloroso HClO4 Acido perclórico Aniones de oxácidos Dado el oxácido de formula general: HyNOx Su anión: NOx
y-
Nomenclatura Sistemática :Se nombran como Ion , prefijo que indica el número de átomos de oxígeno en el compuesto, luego el no metal …ato seguido del número romano entre paréntesis que indica su estado de oxidación.
Ejemplos: NO3
- Ion trioxonitrato (V) NO2
- Ion dioxonitrato (III)
Nomenclatura Clásica: Se nombran como Ion no metal …Seguido de ito o ato según que el no metal este en su estado de oxidación bajo o alto respectivamente
Ejemplos: NO3
- Ion nitrato NO2
- Ion Nitrito
C)Oxosales
Formula general: Ma(NOx)b Nomenclatura: Se nombran como Anión de catión, utilizando en cada nomenclatura las reglas para nombrar al catión y anión respectivamente Ejemplos Nomenclatura Clásica. Ca(NO2)2 nitrito de calcio. Fe(NO3)3 nitrato férrico Nomenclatura Sistemática Ca (NO2)2 Dioxonitrato (III) de calcio Fe (NO3)3 Trioxonitrato (V) de hierro (III) Compuestos cuaternarios Dentro de los compuestos cuaternarios estudiaremos las sales ácidas Las sales ácidas tienen en su constitución uno ó más hidrógenos. Por tanto sus aniones son hidrogenados. Ejemplos… Anión Catión Sal Nomenclatura Clásica Numeral Sistemática HSO4
- Na+ Na(HSO4) Sulfato ácido de sodio Hidrógeno tetraoxo
sulfato (VI) de sodio HCO3
- Ca++ Ca(HCO3)2 Carbonato ácido de calcio Hidrógeno trioxo carbonato (IV) de calcio
Bibliografía recomendada
• ANGELINI,BAUMGARTNER y otros – Temas de Química general – Ed. Eudeba, Buenos Aires (1993) • MARTÍNEZ, JORGE M. Y DONATI, EDGARDO R. - "Principios Básicos de Química" (Edición
Universitaria) (2000)
Guía de estudio 1. ¿Cuáles son las características básicas de los siguientes sistemas de nomenclatura?
a) Sistemática (IUPAC) b) Clásica o funcional c) Prefijos griegos
2¿Cómo calcula el número de oxidación de un elemento en un compuesto?
3¿Qué es un compuesto binario?
4¿Qué es un hidruro? ¿Cómo nombra y formula los hidruros?
5¿Qué es un óxido? ¿Cómo nombra y formula los óxidos?
6¿Qué es una sal binaria? ¿Cómo nombra y formula esta clase de compuesto?
7¿Qué es un compuesto ternario?
8¿Qué es un hidróxido? ¿Cómo nombra y formula a esta clase de compuesto?
9¿Qué es un oxácido? ¿Cómo nombra y formula a esta clase de compuesto?
10¿Qué es una oxosal? ¿Cómo nombra y formula a esta clase de compuesto?
11¿Cómo nombra y formula los iones? Dedúzcalo a partir de la nomenclatura de sales.
12¿Qué es un compuesto cuaternario? Dé ejemplos de ellos. ¿Cómo los nombra?
Unidad 2 Nomenclatura y formulación de compuestos Inorgánicos
Guía de actividades 1. Coloque el número de oxidación de cada uno de los elementos que forman parte de
los siguientes compuestos: a. ZnO b. LiH c. H3PO3 d. KNO3
e. Ca(OH)2 f. CaCO3 g. NaClO h. KI 2. Escribir los óxidos de los siguientes metales teniendo en cuenta su número de
oxidación. Indicar el nombre de los compuestos. Elemento Nº oxidación Fórmula Nombre
Li +1
Ca +2
Al +3
Pb +2
Pb +4
Fe +3
Fe +2
Zn +2
3. Escribir los óxidos de los siguientes elementos no metálicos teniendo en cuenta su número de oxidación. Indicar el nombre de los compuestos.
Elemento Nº oxidación Fórmula Nombre
C +2
C +4
N +2
N +3
N +4
P +3
P +5
S +4
Cl +3
4. Nombre y formule los hidruros de los siguientes metales según su número de oxidación y nómbrelos.
Elemento Nº oxidación Fórmula Nombre
Li +1
Be +2
Fe +2
Fe +3
5. Nombre y formule los hidruros de los siguientes no metales. Dé el nombre del compuesto.
Elemento Nº oxidación Fórmula Nombre
N - 3
P - 3
S - 2
As - 3
Cl - 1
S - 2
6. Formule los siguientes compuestos:
a. Sulfuro de hierro (II), b. Cloruro férrico, c. Bromuro de Cu (II), d. Cloruro de hidrógeno e. Sulfuro de hidrógeno 7. Escribir las fórmulas y dar los nombres de los hidróxidos correspondientes a los
siguientes metales: Elemento Nº oxidación Fórmula Nombre
Na +1
Mg +2
Zn +2
Cu +1
Fe +2
Fe +3
8.Dé el nombre o escriba la fórmula según corresponda de los siguientes oxoácidos
a. H2SO4 b. Trioxonitrato (V) de hidrógeno c. Ácido nitroso d. Trioxo carbonato (IV) de hidrógeno e. H3PO4 9Escriba la fórmula de las siguientes oxosales ácidas:
a. hidrógeno sulfato (VI) de potasio b. dihidrógeno fosfato (V) de sodio c. hidrógeno carbonato (IV) sodio 10.Dé el nombre y la fórmula de los compuestos que se forman por combinación de las siguientes especies:
NO3- Cl - S = SO4
-2 PO4
-3 CO3
-2
H+
NH4+
Al+3
Fe+2
Unidad 3 Magnitudes Atómico moleculares
Temas Masa molecular absoluta y relativa. UMA. Mol. Volumen molar, número de Avogadro, fórmula mínima y molecular. Introducción teórica La masa de los átomos es muy pequeña del orden de 10-23 gramos, pero se puede expresarse en base a una escala de masas atómicas relativas, es decir asignándole el valor uno a una determinada fracción de la masa del átomo de un elemento, y luego la masa de los demás átomos viene expresada por un número que indica cuantas veces su masa es superior a la unidad de masa atómica. En la actualidad la unidad de masa atómica (uma) se define como las 12 avas partes de la masa del átomo de 12 C. En base a esta convención, si decimos que la masa atómica relativa (MAR) del N es 14, significa que su masa es catorce veces superior a la uma. En la tabla periódica figuran las masas atómicas relativas de todos los elementos expresada como el promedio ponderado de las masas de los isótopos que existen de cada uno de los elementos, teniendo en cuenta su abundancia relativa. Aplicando estos conceptos a las moléculas, podemos decir que la masa molecular relativa (MMR) nos indica el número de veces que su masa es superior a la uma. Para calcular la masa atómica relativa de una molécula sumamos la masa atómica relativa de cada uno de los átomos que la componen multiplicado por su atomicidad. Por ejemplo para calcular el MMR del H2SO4 sabiendo que : MAR H : 1 MAR S :32 MAR O:16 entonces MMR del H2SO4 (2) 1 + 32 + (4)16 : 98 Sabiendo que la unidad de masa atómica equivale a 1.66 10-24 g podrán calcularse fácilmente la masas atómicas y moleculares absolutas .
Vamos a definir una cantidad química el mol como la masa de sustancia que contiene 6.02 1023 partículas. A este número se lo denomina número de Avogadro.
Así por ejemplo un mol de Fe es la masa de sustancia que contiene 6.02 1023 átomos de hierro, y un mol de O2 contiene 6.02 1023 moléculas de oxígeno. Cuando una sustancia gaseosa se encuentra a la presión de 1 atmósfera y a la temperatura de 0 ºC se dice que esta en condiciones normales de temperatura y presión (CNTP),en esa situación un mol de un gas (ideal) ocupa un volumen de 22.4 litros ,al que se denomina volumen molar normal de un gas.
La fórmula molecular de un compuesto indica el número exacto de cada elemento que la constituye la molécula. Para indicar esta fórmula, se colocan los símbolos químicos de los elementos que la componen y como subíndice el número de átomos de ese elemento que forma parte de ella, este subíndice se denomina atomicidad. Ejemplo H2SO4 esta representación de la molécula nos indica que está compuesta por 2 átomos de hidrógeno, uno de azufre y 4 de oxígeno. La formula mínima de un compuesto en cambio, expresa los elementos que la componen y como subíndices la cantidad relativa de cada uno de los átomos indicado en la forma de los menores números enteros posibles Ejemplo CH2 si esta es la formula mínima del compuesto nos indica que posee el doble de átomos de hidrógeno que de carbono, pero no da información de cuantos átomos de cada uno forman la molécula.
Guía de estudio
1. ¿Qué es la uma?
2. ¿Qué unidad tomamos para indicar la masa atómica absoluta del átomo de un
elemento (MAA)?
3. ¿Qué indica la masa atómica relativa de un elemento (MAR)?
4. ¿Qué es la masa molecular absoluta (MMA)?
5. ¿Qué definimos como masa molecular relativa (MMR)?
6. ¿Qué es mol?
7. ¿A qué denominamos volumen molar?
8. Diferencie fórmula mínima y fórmula molecular de un compuesto
Unidad 3 Magnitudes Atómico moleculares
Guía de actividades
1.Indique la masa atómica relativa del Fe ,el carbono, y el potasio, indicando según
corresponda el símbolo o nombre del elemento
resolución
Debemos para ello disponer de una tabla periódica de los elementos en ella figuran los
datos de símbolos y masas relativas de todos los elementos.
En la bibliografía figuran también tablas de los elementos ordenados en forma alfabética
por sus nombres, indicando sus símbolos químicos masas y otros datos (EJ Química
Chang 4ta edición pag 1065 disponible en Biblioteca UNNOBA)
Asi veremos que:
hierro Fe MAR 56 carbono C MAR 12 potasio K MAR 19
2. Calcule la masa molecular relativa de las siguientes moléculas
a) H2O b) H2SO4 c) CO2
resolución: a)la masa molecular será igual a la suma de las masas atómicas de los
átomos que constituyen la molécula multiplicado por su atomicidad
a) 2 (MAR) H + (MAR) O = 2 x 1 + 16 = 18
b) 2 (MAR) H +(MAR) S + 4(MAR) O = 2 x 1 + 32 + 4x16 = 98
c) (MAR) C + 2(MAR) O = 12 + 2 x 16 = 44
3.Calcule la masa molecular absoluta de la molécula de agua
resolución: sabiendo que la masa molecular relativa del agua es 18,significa que su
masa es 18 veces superior a la uma . Además si la masa de una uma equivale a :
1.66 10-23 g, podemos calcular
1 uma…………….. 1.66 10-23 g
18 uma……………. x = 2.99 10-23 g
3. Calcule la masa molar del agua resolución: sabiendo que la MMR expresada en gramos es la masa molar de un compuesto y que la MMR del agua (H2O) es 18 entonces 18 gramos es la masa de un mol de agua ,en esa masa hay 6.02 1023 moléculas de agua. 4. Calcule cuántos moles de moléculas de CO2 hay en 176 g de ese gas
resolución: recordemos MMR en g = Masa de un mol.
Entonces si la MMR del CO2 es 44,podemos calcular:
44 g CO2……………. 1 mol CO2
176 g CO2……………. x = 4 moles CO2
5. Cuántos moles de hierro son 560 g de ese metal? resolución: sabiendo que MAR g = Masa molar, y que el MAR del Fe es 56,podemos calcular. 56 g Fe…………….1 mol de átomos de Fe 560 g Fe………………x = 10 moles Fe 6. Cuantos átomos de oxígeno hay en 10 moles de HNO3? resolución: 1 mol HNO3 ……………. 6.02 1023 molec HNO3 10 moles HNO3 ………..x= 6.02 1024 molec.HNO3
1 molec. HNO3…………… 3 átomos de O 6.02 1024 molec. HNO3…… x = 18.1 1024 átomos de O recuerde que habitualmente hay mas de una manera correcta de resolver un problema, todas esas maneras son válidas. 1. Calcule la MMR de los siguientes compuestos: a)NH3 b)CCl4 c)BF3 2. ¿Cuántas moléculas y moles de moléculas hay en:
a) 100 g de N H3 Rta 5.88 moles 3.54 1024 moléculas b) 100 g de CCl4 Rta 0.649 moles 3.91 1023 moléculas c) 100 g de BF3 Rta 1.47 moles 8.85 1023 moléculas
3. Cuántos gramos de H2S hay en 10 moles del compuesto?
4. La fórmula del compuesto fosfato de calcio es Ca3 (PO4)2. Indicar las opciones correctas
a) Una molécula del compuesto tiene una masa de 310 g. b) 2 moles del compuesto tienen una masa de 620 g. c) En un mol del compuesto hay 3 moles de átomos de calcio d) En 310 g del compuesto hay 4 moles de átomos de oxígeno.
5. ¿Cuántos moles de átomo o moléculas, según corresponda, hay en la masa indicada de las siguientes especies? a. 16 g O b. 32 g O2 c. 92 g NO2 d. 64 g S e. 40 g BeCl2 f. 630 g HNO3
Rta: a) 1 mol átomos b)1 mol de moléc. c) 2 moles moléc. d) 2 moles átomos e) 0.5 moles moléc. f) 10 moles moléc.
6¿Cuántos átomos de O hay en la cantidad indicada de las siguientes especies? a. 16 g O b. 32 g O2 c. 1 mol O d. 2 moles de P2O3 e. 294 g H2SO4
Rta a) 6.02 1023 átomos b) 1.20 1024 átomos c) 6.02 1023 átomos d) 3.61 1024
átomos e) 7.22 1024 átomos
7¿Qué volumen ocupa en condiciones normales de temperatura y presión (CNTP) las siguientes sustancias gaseosas?: a. 20.0 g de H2 b. 4.00 moles de O2 c. 0,500 moles de Cl2 d. 12.0 g He Rta a) 224 l b)89.6 l c)11.2 l d)67.2 l 8. ¿Cuántos átomos de O hay en 440 g de CO2? Rta 1.20 1025 at.
9. ¿Cuántas moléculas de dióxido de carbono y átomos de oxígeno hay en 224 dm3 de CO2 medidos en CNTP? Rta 6.02 1024 molec. y 1.20 1025 at
10. La fórmula molecular de la glucosa es C6 H12 O6,Cuál es su fórmula mínima?
Unidad 4 Estequiometría de reacciones químicas
Temas Significado de la ecuación química, balanceo de ecuaciones, ley de conservación de la masa, cálculos estequiométricos simples. Introducción teórica La ecuación química es la representación grafica simbólica, y convencional de una reacción química. Se indican los reactivos que son las sustancia que van a sufrir el cambio químico y los productos que son las nuevas sustancias que aparecen luego del proceso, todas representadas a través de sus formulas químicas , los reactivos a la izquierda separados por un signo +,luego una flecha y los productos a la derecha en la misma forma. El número y tipo de átomos a la izquierda de la flecha debe ser igual que los que aparecen a la derecha ,si la reacción química es un reordenamiento de los átomos presentes en el sistema, los átomos representados a la izquierda deben aparecer a la derecha aunque estén formando parte de nuevos compuestos. Este concepto se basa en la ley de conservación de la masa enunciada por Lavoisier que dicen que la masa de un sistema cerrado se conserva independientemente de los cambios físicos o químicos que ocurran en el sistema. Por lo tanto luego de la reacción la masa total del sistema no ha cambiado, no se creo ni se perdió masa, esto es cierto siempre que no estén implicados en el proceso reacciones nucleares que ponen en juego altísimas cantidades de energía. Por ello en la ecuación química debemos colocar números delante de la formula de cada una de las sustancia intervinientes de manera de satisfacer la ley de constancia de la masa. Estos números se denominan coeficientes estequiométricos. Encontrar el juego adecuado de coeficientes estequiométricos de una reacción es un proceso que se denomina balance o ajuste .Este proceso puede ser realizado en reacciones sencillas por el método de prueba y error, en otros casos puede recurrirse a métodos sistematizados como el método algebraico o el método de ion electrón para reacciones de oxido reducción. Para la siguiente ecuación química balanceada veamos que información cuantitativa nos proporciona: 2CO (g) + O2 (g) → 2 CO2(g) 2 moléculas de 1 molécula de 2 moléculas de monóxido de carbono oxígeno dióxido de carbono 2 moles de 2 moles de moléculas 2 moles de moléculas moléculas de CO de O2 de CO2 56 g de CO 32 g de O2 88 g de CO2 44.8 l (CNTP) 22.4 l(CNTP) 44.8 l (CNTP)
En una reacción química completa los reactivos reaccionan entre si dando origen a los productos hasta que al menos uno de ellos se agote ,en ese memento se pone punto final a la reacción Este reactivo que se acaba y produce que la reacción se detenga se denomina reactivo limitante o en defecto
Guía de estudio
1. ¿Qué es una ecuación química y qué información brinda?
2. Enuncie la ley de conservación de la masa
3. ¿En qué consiste el proceso de balanceo de una ecuación química?
4. ¿Qué diferencia existe entre índices estequiométricos y la atomicidad de las
fórmulas de las especies químicas que intervienen en la reacción?
5. ¿Qué se entiende por reactivo limitante?
Unidad 4 Estequiometría de reacciones químicas
Guía de actividades
Exprese los resultados de los cálculos que realice en esta guía con 3 cifras significativas. 1. Balancear y nombrar productos y reactivos de las siguientes ecuaciones químicas:
2. ¿Qué información cuantitativa puede obtener de la siguiente ecuación química?
C (s) + O2 (g) → CO2 (g)
a)en término de átomos y moléculas b)en término de moles de átomos y moléculas c)en término de gramos d)utilizando el concepto de volumen molar en CNTP.
3. Para la reacción:
NaOH + HCl → NaCl + H2O
a. HCl + NaOH → NaCl + H2O
b. C6O6H12 + O2 → CO2 + H2O
c. AgNO3 + NaCl → Na NO3 + AgCl
d. Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2
e. KClO2 + NO → Cl2 + KNO3
f. FeCl3 + Zn → FeCl2 + ZnCl2
g. KOH + H2SO4 → K2SO4 + H2O
NaOH HCl
a) 1 mol 1 mol
b) 2 moles 1 mol
c) 1 mol 2 moles
d) 20 g 18.25 g
i) Determinar en cada caso cual es el reactivo limitante ii) Calcular la masa del reactivo en exceso que quedó sin reaccionar iii) Calcule en cada caso la masa de sal formada 4. Dada la ecuación química:
Zn (s) + CO2 (g) → Zn O (s) + CO (g)
a. Verificar que la ecuación se halle balanceada b. Calcular cuantos gramos de CO2 serán necesarios para que reaccione
completamente 2 moles de Zn Rta :88.0g c. ¿Cuántos gramos de ZnO se habrán producido? Rta:162 g d. ¿Qué volumen de CO se habrá producido expresado en CNTP Rta:44.8 l
resolución b) c) 1 mol Zn………….. 44g CO2 1 mol de Zn………… .81 g ZnO 2 mol Zn………….. x = 88.0 g CO2 2 moles de Zn……….. x = 162 g ZnO d) 1 mol Zn…………… 22.4 l CO 2 moles Zn…………… x = 44.8 l CO 5. El litio reacciona con el agua para formar el hidróxido correspondiente y libera hidrógeno gaseoso: a) Escribir la ecuación balanceada b) ¿Cuántos gramos de litio serán necesarios para producir 22,4 dm3 de H2 en
CNTP? Rta: 13.9 g c) ¿ Cuántos moles de hidróxido de litio se producirán? Rta: 2.00 moles 6. Si se hacen reaccionar 96.0 g de magnesio con 320 g de O2 para producir óxido de magnesio:
a) Escribir la ecuación química balanceada b) Calcular cuántos gramos de óxido de magnesio se producirán Rta: 160 g c) ¿Cuántos gramos de reactivo en exceso quedan sin reaccionar? Rta: 256 g resolución 2Mg + O2 → 2MgO
i) 96.0g 320 g ----
f) --- 320 – 64.0 = 256 g 160 g
48.0 g Mg………..32.0 gO2
96.0 g Mg…………. x = 64.0 g O2 (Rvo en Exceso)
48.0 g Mg…………..80. g MgO
96.0 g Mg…………… x = 160 g MgO
7. .El peróxido de hidrógeno reacciona con la hidracina según la ecuación:
N2H4 + H2O2 → N2 + H2O
a)Balancee la ecuación b)Calcule la masa de hidracina (N2H4) que se necesitará para hacer reaccionar completamente 200 g de H2O2 Rta: 94.1 g 8. Se dispone de 302 g de Sn O2 y 48.0 g de C , que reaccionan según la ecuación:
SnO2 (s) + C (s) → Sn (s) + CO (g)
a) Balancee la ecuación b) ¿Cuántos moles de Sn se obtendrán? Rta: 238 g c) ¿Cuántas moléculas de CO se producirán? Rta: 24.1 1023 molec.
9. Formule productos y reactivos y balancee la ecuación:
a. Dióxido de azufre + oxígeno → trióxido de azufre b. ácido clorhídrico + hierro → cloruro de hierro (II) + hidrógeno c. cinc + sulfato de cobre (II) → sulfato de cinc + cobre d. nitrógeno + hidrógeno → amoníaco e. cromato de potasio + nitrato de plomo(II) → nitrato de potasio + cromato de plomo
(II) 10. Se hacen reaccionar 20.0 g de amoníaco con exceso de óxido de cobre (II). Obtenemos nitrógeno gaseoso, cobre metálico y agua.
a. Escribir la ecuación balanceada b. Calcular el número de moléculas de nitrógeno producidas Rta:3.54 1023 molec. c. Los moles de óxido de cobre (II) consumidos Rta: 1.77 moles d. El volumen de nitrógeno en CNTP producidos Rta: 11.2 l
Unidad 5 Soluciones Temas Sustancias puras: simples y compuestas.. Propiedades intensivas y extensivas Mezclas Sistemas homogéneos y heterogéneos. Fases. Componentes Soluciones. Unidades físicas de concentración. .
Materia es lo que tiene volumen y masa, y denominamos sistema a una porción de materia aislada para su estudio. El área que rodea al sistema se denomina entorno y la suma de ambos es el universo Las propiedades de un sistema son sus cualidades que impresionan nuestros sentidos o a los instrumentos de medida y las interacciones entre ellos. Estas propiedades pueden clasificarse en intensivas cuando no dependen de la masa del sistema ej la densidad y extensivas cuando si dependen por ej el volumen. Llamamos sustancias simples aquellas que no pueden ser descompuestas por medio fisicoquímicos en sustancias mas simples, y sustancias compuestas a las que si pueden descomponerse en sustancias mas simples. Es esta una definición basada en la capacidad operacional de la descomposición del sistema. Un sistema material puede estar constituido por sustancias simples o compuestas o mezclas de ellas.
Las mezclas pueden clasificarse en homogéneas y heterogéneas , en el primer caso las propiedades intensivas del sistema son iguales en todos sus puntos ej agua salada ,en cambio en el segundo encontramos cambios en sus propiedades ,en al menos dos puntos del mismo, ej aceite y agua. Fase se denomina a cada una de las zonas del
sistema heterogéneo con iguales propiedades intensivas. Un sistema heterogéneo debe tener al menos dos fases. En cambio componente del sistema se denomina a cada una de las sustancias simples o compuestas que forman parte de él. Toda mezcla debe tener al menos 2 componentes. En las mezclas el tamaño de las partículas de los componentes puede ser variable y de ello van a depender muchas de las propiedades del sistema ,cuando el tamaño de las partículas esta comprendido 1 µ y 1 mµ el sistema constituye un coloide que tiene propiedades muy especiales, cuando las partículas son mayores se denominan suspensiones y menores a ese rango el sistema se trata de una solución, en ellas no pueden observarse partículas dispersas ni aun con la ayuda de un ultramicroscopio, es decir se denominan soluciones a las mezclas homogéneas Una solución pude tener dos o mas componentes, Las binarias, de dos componentes se acostumbra a denominarlos soluto y solvente, reservando generalmente este ultimo nombre para el agua cuando esta presente en el sistema ,o bien al que este en mayor proporción o a veces al químicamente menos importante. Los componentes de una solución pueden pertenecer a cualquiera de los estados sólido, liquido o gaseoso , aunque una buena parte de las soluciones que manejamos habitualmente son de sólidos en líquidos podemos pensar ej de cualquiera de las combinaciones ,intente encontrar algunos de ellos. Dado un determinado soluto y solvente pueden preparase distintas soluciones variando la cantidad de cada uno de ellos. Para indicar como esta constituido el sistema indicamos su concentración que es la proporción de soluto a solvente o soluto a
solución del sistema. La expresión de la composición cuantitativa de estos sistemas pueden realizarse en base al uso de las unidades físicas o químicas de concentración. Las unidades físicas son las siguientes: unidad física abrev. significado % masa en masa % m/m g. de soluto por 100g de solución % masa en volumen % m/v ml de soluto por 100 ml de solución % volumen en volumen % v/v ml de soluto en 100 ml de solución g por litro g/l g de soluto por 1000 ml de solución partes por millón ppm partes de soluto por 106 partes de solución
Guía de estudio
1. ¿A qué se denomina materia?
2. ¿Cómo define sistema – entorno – universo?
3. A qué denomina sustancias puras? Clasifíquelas en simples y compuestas.
Diferéncielas y dé ejemplos.
4. Diferencie sistemas homogéneos y heterogéneos.
5. Defina fase y componente
6. ¿Qué es una propiedad? Cuando la define como intensiva y cuando extensiva
7. ¿Qué es una mezcla?
8. ¿Cómo define solución? Diferéncielas de dispersión y suspensión. A qué llaman soluto y solvente
9. Clasifique a las soluciones según el estado de agregación de sus componentes. Dé
ejemplos.
10. ¿Cómo define concentración de una solución?
11. ¿Cuáles son las unidades físicas de expresión de la concentración de una solución?
Unidad 5 Soluciones
Guía de actividades
1. Si una solución contiene 25.0 g. de Na Cl en 50.0 g. de solución. ¿Cuál es su concentración en % m/m? Rta 50.0 %m/m
resolución 25.0 g NaCl…………………………50.0 g(sc) x = 50.0 % m/m……………………100 g(sc)
2. Si se agrega agua a 15.0 g. de KCl hasta obtener 250 cm3 de solución. ¿Cuál es la concentración de la solución en % m/ v? Rta 6.00 % m/v
3. Si se agregan 200 g de agua a 40.0 g de NaOH ¿Cuál es la concentración en % m/m?
Rta 16.7 %m/m resolución masa (st) + masa(sv) = masa (sc) (st) soluto (sv) solvente (sc) solución 40.0 g + 200 g = 240 g 240 g (sc)………… 40.0g (st) 100 g (sc)…………. x = 16.7 % m/m
4. ¿Cuántos gramos de agua contendrán 50.0 g de una solución de concentración 10.0 % m/m? Rta 45 g
5.La solubilidad del NaCl a 20 ºC es de 35,8 g / 100 ml de agua. ¿Cuánta agua se
necesita a esa temperatura para disolver 1,00 kg de sal? Rta : 2,79.103 ml
6.Calcular la concentración: a) en % m/m, de una solución que se prepara a partir de 13,0 g de soluto y 28,0 g de solvente. b) en % m/v de una solución que se prepara disolviendo 15,0 g de NaCl en 350 ml de solución. c) en % v/v, de una solución obtenida por mezcla de 75 ml de alcohol con 520 ml de agua. Considerar volúmenes aditivos. Rta: a) 31,7 % m/m; b) 4,28 % m/v; c)12,6 % v/v. 7.Se disuelven 10.0 g de soluto en 190 g de agua, la densidad de la solución así preparada es de δ = 1.20 g/cm3 .Cuál es la concentración de la solución en %m/v?Rta:5.99 % m/v resolución masa (st) + masa(sv) = masa (sc) 10 g + 190 g = 200 g 1.20 g (sc)…………..1.00 cm3 (sc) 200 g (sc)………….. x = 167 cm3 (ml) (sc) 10.0 g(st)…………… 167 ml (sc) x = 5.99 % m/v …… 100 ml (sc) 8¿Cuál será la concentración en % m/v de una solución 5.00% m/m si su densidad = 1,40 g/cm3? Rta 7.00 %m/v
9. Se toman 10.0 ml de una solución 5.00 % m/v de OHNa y se lleva a 50.0 ml de volumen final con agua destilada.Calcular el % m/v de la solución diluida. Rta :1.00 %m/v resolución 5.00 g (st)…………….. 100 ml (sc)
x = 0.500 g (st)……….. 10.0 ml (sc) 0.500 g (st)……………. 50.0 ml(sc) x = 1.00 % m/v……… 100 ml(sc) 10-Qué volumen de una solución de KCl 10,0 %m/v debe tomarse para preparar 50.0 ml de solución 1.00 %m/v de la misma sal? Rta: 5.00 ml 11.Si una solución de HNO3 contiene 6,30 g de soluto en 150 ml de solución. ¿Cuál es la concentración % m/m Rta: 42% m/m
12.Si a 50.0 cm3 de una solución de concentración 6.00 % m/v se le agregan 100 ml de agua,¿Cuál es su nueva concentración en %m/v? Rta 2.00 m/v
13.Se mezclan 10,0 g de soluto con 60,0 ml de agua. Expresar la concentración de la solución en % m/v si la densidad es 1,60 g/cm3 Rta 22.9 %m/v 14. Se dispone de una solución 0.309 %m/m de HCl .Expresar la concentración de la solución en términos % m/v si la densidad de dicha solución es de 1.18 g/cm3. Rta 0.365 %m/v 15. A qué volumen habrá que diluir 50.0 ml de una solución 30.0 % m/v de NaCl para preparar una solución 2.50 %m/v de la sal. Rta : 600 ml
46.Cuántos gramos de agua contendrán 200 g de una solución 25.0 % m/v si su densidad es de 1.28 g/cm3. Rta 161 ml
Bibliografía
� ATKINS, P.W. –Química general - Ediciones Omega, Barcelona (1992) � ANGELINI,BAUMGARTNER y otros – Temas de Química general – Ed. Eudeba, Buenos Aires
(1993) � BRAWN T. L. Y LEMAY H. E. Química: La ciencia central- Prentice-Hall � CHANG,R – Química – Ed. Mc Graw Hill, México (2000) � MAHAN MYERS - Química, Curso Universitario - Ed. Addison-Wesley Iberoamericana,
Wilmington-(1990) � MARTÍNEZ, JORGE M. Y DONATI, EDGARDO R. - "Principios Básicos de Química" (Edición
Universitaria) (2000) � MORTIMER,- Química -Grupo Editorial Iberoamericana (1983) � SIENKO, M.J. Y R.A. PLANE - Química: Principios y Aplicaciones. Ed. Mc Graw Hill. México.
(1985) � WHITTEN, W.K. Y K.D. GAILEY - Química General - Ed. Interamericana. México. (1996)
MODELO DE EVALUACION 1-Para las especies químicas representadas a) 39 K b) 80Br -1
19 35
1) Cuántos electrones tiene b) 2) Cuántos neutrones tiene a) 3) Cuántos protones tiene el anión monoatómico?
2-Dadas las siguientes sustancias: a) Na2S b) Ni(OH)2 c)Acido Sulfúrico d) SO2
e) Na NO3 5)Formular el oxácido 6) Indicar cuál es el hidróxido 7)Nombrar a) e indicar de qué tipo de compuesto se trata 8) Nombrar el óxido
3-En 980 g de H2SO4 9) Cuántos moles de moléculas hay? 10) Cuántas moléculas? 11) Cuantos moles de átomos de oxígeno? 12) Cuántos átomos de oxígeno?
4-Se hacen reaccionar 200 g de PbO2 con 1,80 moles de HCl según la reacción :
PbO2 + HCl PbCl2 + Cl2 (g) + 2 H2O
14) Balancear la ecuación 15) Indicar reactivo limitante y la masa de reactivo en exceso que queda sin reaccionar
16) Calcular el volumen de cloro obtenido en CNPT 17) Calcular la masa de sal obtenida
5-Para la solución acuosa HNO3 50,0 % m/m y densidad 1,08 g/cm3
18) Calcular el % m/ v 19) Indicar los gramos de soluto presentes en 300 ml de solución B.
Datos: MAR H = 1 S = 32 O = 16 Pb = 207 Cl = 35,5