TALLER DE QUÍMICA GRADO 11

Taller  de  química

La palabra átomo fue propuesta por los griegos Leucipo y Demócrito : A = sin ; TOMO = división, consideraban que la materia estaba constituida por átomos y que estos eran indivisibles. Planteaban la discontinuidad de la materia.

Aristóteles se encargó de negar la discontinuidad de la materia y propuso que ésta era la reunión de 4 elementos : agua, aire, tierra, fuego.

POSTULADOS DE JOHN DALTON (1 808)

1- Los elementos químicos están constituidos por partículas muy pequeñas llamadas átomos que son indivisibles, impenetrables e indestructibles.

2-Los átomos de un mismo elemento son idénticos en todas sus propiedades, especialmente en tamaño y peso (masa).

3-Los átomos de elementos diferentes son totalmente diferentes en todas sus propiedades. 

4° Los diversos compuestos químicos están formados por átomos combinados en proporciones fijas, estos se combinan de acuerdo a una relación aritmética sencilla.

01.- Según la Teoría Atómica indique el nú­mero de afirmaciones no incorrectas:

(  ) 500 años a C, Leucipo y Demócrito sos­tuvieron que la división de la materia era finita.

(  ) La Teoría Atómica no logró desarrollarse por el predominio en la época, de los 4 elementos aristotélicos.

(  ) Dalton con su teoría logra cambiar la men­talidad en el estudio de la materia de una forma filosófica a otra científica.

(  ) Según Dalton los átomos pueden subdividirse si las reacciones químicas son muy violentas.

EL ÁTOMO

EL átomo es un sistema energético, eléctricamente neutro. Presenta una parte interna llamada núcleo atómico y otra externa conocida como envoltura electrónica, nube electrónica, zona cortical o corteza atómica, según como se a precia en el gráfico. El núcleo atómico contiene principalmente los protones y neutrones (nucleones) y la corteza atómica ^electrones (negatrones).

Los elementos químicos (sustancias simpples) están formados por átomos iguales pero no idénticos. Tienen un nombre y un símbolo. Ejemplo: carbono (C), potasio (K), níquel (Ni) mercurio (Hg); etc.

01.- Relacione:

I. Átomos con igual número atómico pero diferente número de neutrones.

II. Átomos con igual cantidad de neutrones.

III. Antipartícula del electrón

IV. Especie con exceso de electrones.

a. Isótonos         b. anión          c. nítidos       d. positrón

Resolución.-

I. ISÓTOPOS (HÍLIDOS) : Elementos de igual número atómico, pero diferente cantidad de neutrones y diferente número de masa.

ISÓBAROS : Elementos diferentes que solamente coinciden en su número de masa

II. ISÓTONOS: Elementos diferentes que únicamente coinciden en su cantidad de neutrones

III. ELECTRÓN:

POSITRÓN:      (antipartícula del electrón)

IV. CATIÓN : Especie positiva (deficiencia de electrones)

ANIÓN : Especie negativa (exceso de electrones) RPTA. B

EJEMPLO

Un átomo de carga -5 tiene un número de masa que es el quíntuplo de su número atómico. Determine su carga nuclear si posee 128 neutrones.

A) 26      B)32     C)37    D) 39       E) 42

2.- Un átomo de carga +6 tiene un número atómico que es la tercera parte de su número de masa. Determinar su número de electrones si posee 200 nucleones neutros.

A) 94   B) 100    C) 106   D) 108   E) 112

01.- Respecto a la abundancia de los elementos químicos más notables en la corteza te­rrestre (incluidos océanos y atmósfera) señale la relación de abundancia correcta:

A) Aluminio > Silicio   > Oxígeno > Calcio > Hierro

B) Oxígeno > Aluminio Silicio    > Hierro > Calcio

C) Silicio    > Aluminio > Oxígeno > Hierro > Calcio

D) Oxígeno > Silicio   > Aluminio > Hierro > Calcio

E) Calcio    > Aluminio > Hierro    > Oxígeno > Silicio

01.- No es correcta :

A) Mendeleiev clasificó a los elementos quí­micos después de estudiar sus propiedades químicas y los ubicó teniendo como base los pesos atómicos crecientes.

B) Los elementos artificiales se obtienen me­diante transmutaciones en el laboratorio.

. C) Sólo los elementos transuránidos son artificiales

D) Los metaloides se comportan como meta­les y como no metales bajo ciertas condicio­nes de presión y/o temperatura.

E) El oxígeno es el elemento más abundante en la corteza terrestre.

01.- Señale la proposición correcta:

A) El enlace químico es la fuerza que mantiene unidos a los átomos sólo para formar moléculas.

B) Cuando los átomos se unen pueden formar estructuras moleculares o estructuras cristalinas.

C) La energía de enlace es la energía de formación mas no la energía de disociación.

D) Al formarse una molécula la energía de los átomos unidos es mayor que la energía cuando están libres.

E) Los átomos libres son más estables que cuando están unidos para formar una molécula.

01.- Considere las siguientes afirmaciones:

* En el los átomos com­parten por lo menos un par de electrones.

* Toda vez que dos átomos se unen mediante un enlace, logran un octeto en su última capa.

* Los compuestos covalentes no conducen la electricidad.

* El enlace puente de hidrógeno se produce entre moléculas no polares que contienen hidrógeno y otro elemento de elevada electronegatividad.

Luego ¿Cuántas son correctas?

A)0     B)l     C)2        D)3              E)4

01.- Según el estado físico de las soluciones, se afirma que :

A) Las soluciones siempre son líquidas a temperatura ambiente.

B) La oclusión de hidrógeno en paladio es una solución gaseosa.

C) Un sólido y un gas nunca pueden disolverse.

D) La densidad de una solución es menor que la densidad del componente más pesado y mayor que la densidad del componente más liviano.

E) El acero no es una solución puramente metálica.

02.- Enumerar cuántas proposiciones son incorrectas: 
I.   Cloruro de sodio y gasolina forman un sistema miscible 
II.   Eter y agua se disuelven en toda proporción

III. La hidratación en una solución diluida es mayor que en una solución concentrada.

IV. El proceso de disolución de un compuesto iónico comprende primero la ruptura de la red cristalina y luego la interacción con el solvente.

A) O     B) 1     C)2       D)3              E)4

Soluciones 

01. - Diga cuántas de las especies se pueden clasificar como soluciones:

* Aire   * agua potable  * amalgama   * alcohol al 96% * cobre      *acero  * bronce * salmuera

A) 4       B)5     C)6       D)7     E)8

02. - Una solución acuosa tiene 16 % en peso de azúcar y tiene una densidad de 1,05 glml. ¿Cuántos gramos de azúcar hay en 400 ml de solución?

A) 50,5       B) 67,2        C)80,l         D)40,6        E)62,7

D=M      =   M=  D.V  = 1,05 glml.  400 ml =   420g x  16 %=   67,2 
     V

03. - 4 litros de agua contienen 80g de ácido acé­tico ¿Cuál es el porcentaje en peso de soluto?

A) 1,96 %        B) 2,56 %        C) 19,6 %       D) 25,6 %        E) 6,7 %

04. - Calcular el volumen de agua (en ml) que se debe agregar a cierta masa de BaCl₂.2FLO para obtener 100 g de solución BaCL al 20% en peso. BaCl₂= 208 H₂0 = 18

A) 45    B)77      C) 50     D) 57        E)  65

01.- Según la ley de conservación de la materia NO es correcto:

A) En las reacciones químicas la suma de las masas de los reactantes es igual a la suma de las masas de los productos.

B) La masa de un sistema material aislado permanece invariable.

C) La materia no se crea ni se destruye, sólo se transforma.

D) En los cambios químicos ordinarios no hay aumento ni pérdida de peso.

E) Las moles de los reactantes son iguales en número a las moles de los productos.

33.- Según la ley de Proust la máxima cantidad que se puede obtener de un producto estará determinado por:

A) El reaccionante en exceso

D) La temperatura de reacción

B) El reactivo limitante

E) La presión de reacción

C) Los reactantes deben estar en iguales proporciones en peso

01.- Marque verdadero (V) o falso (F) según convenga :

( )Enla electrólisis se usa un electrolito en solución acuosa o fundida.

( v )Enla electrólisis se usa corriente continua

( ) 1 Faraday equivale a 1 mol de e~ y es la cantidad de electricidad necesaria para depositar o liberar un equivalente gramo de sustancia.

( ) Un equivalente electroquímico es el peso depositado o liberado en el electrodo al paso de 1 Coulomb

A      A)   V VF B) VVFF C) FVFV D) VVVV E) FFVV

01. - ¿Cuántas proposiciones no son verdaderas?

* Los ácidos cambian a rojo el papel tornasol.

* Las bases tienen sabor agrio.

* Las bases tienen tacto jabonoso cuando se Ies humedece.

* Los ácidos liberan hidrógeno por reacción con metales activos Mg y Zn.

A)0       B)l     C)2       D)3 E)4

02. - Dados:

* El ácido nítrico es triprótico.

* La constante de ionización del agua es 10*¹⁴

* El tornasol en medio ácido toma el color rojo.

* El pH es igual al pOH en medio neutro.

 El número de proposiciones correctas es :

 A)0     B) 1       C)2       D)3 E)4


GASES

1)    Enuncia las leyes de los gases ( Boyle- Mariotte, Charles, Combinada, Princ. Principio de Avogadro, Ley de Dalton, Ley de Graham.)

2)    A qué se denomina condiciones normales?

3)    Define con tus palabras la ley de difusión de Graham.

4)    El CO₂  y el  C₃ H₈  tienen diferente velocidades de difusión. Explica.

5)    En qué consiste el proceso de un gas recogido sobre agua?

6)    Se lleva una muestra de 1 litro de argón a una presión de 6 atmósferas , con 1 litro de neón a una presión de 3050 torr  y 1 litro de helio a una presión de 3 atmósferas a un recipiente rígido de105 litros y temperatura de 290 K.  ¿Cuál será el volumen, la temperatura y la presión total final?

 

Presión  ( P  )	V ( volumen )	n   ( moles)	Tº  ( temperatura)
	5 lt	1.25	300 ºC
10.4	3500  ml	2.40	?
1  atm	?	1	273 K
720 torr	300 ml	?	23ºC
0.45  atm	500 ml	0.001	?

a)  Una masa de H₂ ocupa un volumen de 8 litros a 730 mm de Hg. ¿Cuál es el volumen del gas a 760 mm de Hg, si la temperatura permanece constante?

b)     El volumen de un gas es de 2 litros a 17°C y 740 mm de Hg. Si el volumen aumenta a 4 litros y se mantiene la temperatura constante, ¿qué presión se está ejerciendo sobre el gas?

c)     Un volumen de 5 litros de He a una presión de 1500 Torr y a una temperatura constante de 18°C, fue sometido inicialmente a una presión de 3 atm. ¿Cuál era el volumen inicial?

c)   Una cierta cantidad de gas está sometido a una presión de 2 atm, siendo su volumen de 2 litros. ¿Cuál será la presión de este gas si se le comprime hasta que adquiera un volumen de 95 ml?

a)  Un gas con una masa de 5 g ocupa un volumen de 2.5 litros a 30°C y 2 atm de pre­sión.   Si se aumenta la temperatura a 40°C, ¿cuál es el volumen del gas?

b)   El volumen de una cierta cantidad de S0₂ es de 2.5 litros a 1 atm y 27°C. Si el volumen aumentó a 5 litros, ¿a qué temperatura está el gas?

c)    Una muestra de gas ocupa un volumen de 150 ml a 17°C y 1 atm de presión. ¿Cuál será el volumen del gas?

d)  Un volumen de 1.5 litros de gas medido a una temperatura de 32°C y a una presión de 900 mm de Hg, se calienta a 70°C, ¿cuál será el volumen del gas a esta temperatura?

e)   Un tanque contiene metano: CH4 a 30°C y a una presión de 5 atm. ¿Cuál es la presión interna del gas cuando se calienta el tanque a 35°C?

f)    Una muestra de S03 ocupa un volumen de 3 litros en un recipiente cerrado a 150°C y 970 mm de Hg. ¿Cuál es la temperatura, si la presión aumentó a 2.5 atm?

g)   Una muestra de vapor de H20 se encuentra a 180°C y 1 atm de presión. Si se disminuye la temperatura a 378°K. ¿A qué presión se encuentra el gas?

h)   En un cilindro.se encuentran 10 litros de gas encerrados a una temperatura del80°C

Desarrolla los siguientes ejercicios:

a)  El volumen de Cl₂ a 20°C y a 1 atm de presión es de 150 litros. ¿Qué volumen ocupará a 40° C y 700 mm de Hg de presión?

b)   Dados 10 litros de C0₂ medidos a 4°C y 760 mm de Hg. Determina su volumen a 30°C y 800 mm de Hg.

c)    El volumen de una cantidad de S0₂ a 17°C y 1400 mm de Hg es de 3400 cm³. Calcula su volumen a condiciones normales (C.N).

d)  ¿A cuántas atmósferas de presión debe someterse un litro de gas medido a 1 atm y — 20°C para comprimirlo hasta medio litro, cuando la temperatura es 45°C?

e)  Una masa de gas a 50°C y 780 mm de presión ocupa 450 mi. ¿Qué volumen ocupará el gas en C.N?

f)     Una masa de gas ocupa dos litros en C.N. ¿Qué volumen ocupará a 300°C y 23 atm?

g)  Una muestra de 0₂ ocupa un volumen de 350 mi a 22°C y a 0.8 atm de presión. Calcula la nueva temperatura en grados kelvin, si el volumen cambia a 230 mi y la presión a 0.65 atm.

a)  Calcula el número de moles de un gas que ocupa un volumen de 3 litros, a una tempe­ratura de 20°C y 2.5 atm de presión.

b)   ¿A qué temperatura deben calentarse 0.03 moles de un gas en un recipiente de 30 litros para mantener su presión en 148 mm de Hg?

c)    Si 300 mi de un gas pesan 0.85 g en condiciones normales. ¿Cuál es su peso molecular?

d)  ¿Cuál es el peso molecular de un gas si 15 g del mismo ocupan un volumen de 4 litros a una temperatura de 30° C y a una presión de 723 mm de Hg?

e)   ¿Cuál es la densidad del C0₂ a 40°C y 0.5 atm de presión(peso moleculardelC0₂ es 44 g).

f)     Un gas tiene una densidad de 1.05 g/1 a 18°C y 625 mm de Hg. ¿Cuál es el peso molecular del gas?

g)  ¿Qué volumen de 0₂, a 20°C y 730 mm de Hg puede obtenerse de 100 g de KC10₃?

Analiza el desarrollo del siguiente problema:

Se tienen dos moles de NaCl para preparar una solución de 0.5 molar. ¿Cuántos litros de ella se pueden preparar?

02.- Indicar la proposición falsa:

A) Si se duplica la velocidad cuadrática media de un gas su presión se hace cuatro veces mayor.

B) Un gas real tiende a comportarse como gas ideal a densidades bajas.

C) La presión que ejercen las moléculas de un gas ideal es menor que la de un gas real.

D) A igual presión y volumen la energía cinética de los gases ideales es la misma.

E) Un gas real puede comportarse como ideal a bajas presiones y altas temperaturas

Las Soluciones Químicas

Ejercicios:

1.1.- Una solución de ácido clorhídrico (HCl) acuosa, tiene una concentración de 37.9 % m/m. ¿Cuántos gramos de esta solución contendrán 5.0 g de ácido clorhídrico?.             (Rsta: 13.2 g).

1.2.- Se desea preparar una solución de hidróxido de sodio (NaOH) al 19 % m/m, cuyo volumen sea de 100 mL (la densidad de la solución es de 1.09 g/mL). ¿Cuántos gramos de agua y de NaOH se deben usar?. (Rsta: 20.7 g de NaOH y 79.3 g de agua).

1.3.- ¿Qué concentración en % m/m tendrá una solución preparada con 20.0 g de NaCl (cloruro de sodio, sal común) y 200.0 g de agua?. (Rsta: 9.09 % m/m).

2.4.- Al mezclar 13.5 g de NaOH con 56.8 g de agua se obtiene una solución cuya densidad es de 1.15 g/mL. Determine el % m/v de la solución resultante. (Rsta: 22.1 % m/v).

2.5.- En una reacción química se producen 350 mg de clorhidrato de anilina (C₆H₈NCl). Si las aguas madres alcanzan un volumen de 150.0 mL, ¿cuál será la concentración del clorhidrato en la solución resultante de la reacción?. (Rsta: 0.23 % m/v).

3.1.- Se prepara una solución acuosa con 55.0 mL de metanol (CH₃OH), cuyo volumen total es de 500 mL. Calcule su concentración en % v/v. (Rsta: 11.0 % v/v).

3.2.- Se obtiene una solución de [c] = 33.5 % v/v.

a)       ¿Qué significa 33.5 % v/v?

b)       ¿Qué densidad posee la solución si 100.0 mL de ella mazan 111.0 g?              (Rsta: 1.11 g/mL).

c)       ¿Cuántos mL de soluto habrá en 40.0 mL de solución? (Rsta: 13.4 mL).

d)       Si se agrega agua a estos 40.0 mL de solución hasta completar 150.0 mL. ¿Cuál será el % v/v de la solución resultante?. (Rsta: 8.93 % v/v).

4.- Molaridad, M:

Ejercicios :

4.1.- ¿Cuál es la concentración molar de una solución de HCl (ácido clorhídrico) que contiene 73.0 g de soluto en 500 cm³ de solución?. Dato: 1.0 cm³ = 1.0 mL. (Rsta: 4.0 M).

4.2.- Calcule el número de mol de soluto en las siguientes soluciones:

a)       2.5 L de BaCl₂ (cloruro de bario), 2.0 M. (Rsta: 5.0 mol).

b)       5.0 L de NaI (yoduro de sodio), 0.53 M. (Rsta: 2.65 mol).

5.- Partes por millón, ppm:

Ejercicios:

5.1.- ¿Qué significa la expresión 755 ppm?.

5.2.- ¿Cómo prepararía 30.0 L de una solución acuosa de arcilla de concentración 500 ppm?.

(Rsta: utilizando 15.0 g de arcilla y agregando agua hasta completar 30.0 L).