Reactivos de Evaluación Química General

INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL
UNIDAD PROFESIONAL
INTERDISCIPLINARIA DE BIOTECNOLOGÍA
REACTIVOS DE EVALUACIÓN DE QUÍMICA
GENERAL
DE ACUERDO AL PROGRAMA DE QUÍMICA
GENERAL AGOSTO 2006
ELABORADO POR:
IBQ MARÍA ISABEL GARCÍA VENTURA
NOVIEMBRE 2009
IBQ María Isabel García Ventura
Reactivos de Evaluación Química General
PRESENTACIÓN
El material didáctico “Reactivos de evaluación de Química General
” se elaboró con el objetivo de apoyar el proceso de aprendizaje
de la asignatura de Química General que cursan los alumnos de la
carrera de Ingeniería Biotecnológica, dicha asignatura por su
importancia se ubica en el primer semestre del plan de estudios de
la carrera de Ingeniería Biotecnológica y su propósito es que el
alumno al comprender los principios que rigen el comportamiento
de la materia y la energía en el estudio de fenómenos físicos y
químicos los podrá utilizar para resolver problemas relacionados
con los fenómenos naturales y los procesos Biotecnológicos.
Dicha asignatura tiene como objetivo general el resolver
problemas relacionados con la química previa descripción de las
propiedades de los elementos, los compuestos y sus reacciones.
El presente trabajo se desarrolló en base a los contenidos del
programa de Química General con vigencia de agosto del 2006 y
cubre el 100% de dicho programa
Cada unidad temática de éstos reactivos consta de tres actividades
a realizar que son:
Actividad 1: completar espacios en blanco con la respuesta
correcta.
Actividad 2: resolver problemas.
Actividad 3: diversos ejercicios de aprendizaje.
IBQ María Isabel García Ventura.
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IBQ María Isabel García Ventura
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UNIDAD I. ESTRUCTURA ATÓMICA
1.1 El átomo y partículas subatómicas
1.2 Los isótopos y la determinación de las masas atómicas
1.3 El número atómico
1.4 Peso atómico y la unidad de masa atómica
1.5 Naturaleza de la radiación electromagnética. Relación de la longitud de onda
y la frecuencia con la energía. Espectro electromagnético
1.6 Los números cuánticos y los orbitales atómicos
1.7 Configuración electrónica de iones y átomos
1.8 El principio de Exclusión de Pauli
1.9 El principio de Construcción Progresiva (Aufbau)
1.10 Diamagnétismo y paramagnétismo en átomos
Número de horas teóricas asignadas a está unidad: 4.5
ACTIVIDAD I: COMPLETAR LOS ESPACIOS EN BLANCO CON
LA RESPUESTA CORRECTA
UNIDAD I. ESTRUCTURA ATÓMICA
1.- Científico que puso de manifiesto la existencia del núcleo atómico
_____________.
2.- _______________ fue el científico que determinó la carga del electrón.
3.- La existencia del electrón se puso de manifiesto con la generación de los
rayos ______________.
4.- La relación q/m del electrón la determinó______________.
5.- Los_____________ y los_____________ contribuyen en la determinación de
la masa atómica.
6.- Partícula que no se toma en cuenta para la determinación de la masa atómica
_______________.
7.- Los rayos catódicos son un flujo de ________________.
8.- Es el número de protones o cargas positivas en el núcleo de un
átomo____________.
9.- Las unidades de masa atómica son _______________.
10.- Los _____________ son los átomos de un mismo elemento que difieren
en su masa atómica
11.- Número cuántico que describe la forma de los orbitales
atómicos______________.
12.- Número cuántico que indica el giro del electrón _____________.
13.- La energía no se presenta en forma continua, se manifiesta en porciones a
las que se les llama ______________.
14.- Es la distancia entre dos puntos similares sobre dos ondas sucesivas
_____________.
15.- Es la altura de un máximo o la profundidad de un
mínimo________________.
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16.- En el vacío todas las ondas se desplazan a la velocidad de
_______________.
17.- La ______________ es el número de ondas que pasan por un punto dado en
un segundo.
18.- La teoría ___________ interpreta con éxito muchas de las propiedades de la
radiación electromagnética.
19.- La expresión matemática para la teoría cuántica es ______________.
20.- El principio de ____________________dice “dos electrones no pueden
tener iguales sus cuatro números cuánticos, y un orbital alberga como máximo
dos electrones”.
21.- El principio de __________ dice “el electrón que diferencia a un elemento
del inmediato anterior ocupa el orbital disponible de menor energía”.
RESPUESTAS DE LA ACTIVIDAD 1
UNIDADI. ESTRUCTURA ATÓMICA
1.- Rutherford
2.- Millikan
3.- catódicos
4.- Thomson
5.- protones y neutrones
6.- electrones
7.- electrones
8.- número atómico
9.- uma , g/mol
10.- isótopos
11.- l
12.- s
13.- cuantos
14.- longitud de onda
15.- amplitud
16.- la luz o 300,000 Km/s
17.- frecuencia
18.- cuántica
19.- E = hf
20.-Exclusión de Pauli
21.- Aufbau
ACTIVIDAD 2: RESOLVER LOS SIGUIENTES PROBLEMAS
UNIDAD I
1.- Para el átomo de oxígeno completar la información que se pide en la
siguiente tabla:
No.
de No. cuántico n No. cuántico No. cuántico No. cuántico s
electrón
l
m
1
3
6
3
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2.- Para el anión F- completar la información que se pide en la siguiente tabla:
No.
de No. cuántico n No. cuántico No. cuántico No. cuántico s
electrón
l
m
1
4
8
10
3.- Para el átomo de cobre determinar:
a) la configuración electrónica.
b) el diagrama de energía.
c) los cuatro números cuánticos para los electrones 3 6 y 26.
d) Indicar si dicho elemento es paramagnético o diamagnético.
4.- El carbono natural tiene dos isótopos 12C (98.89%) y 13C (1.11%) calcular el
peso atómico del carbono natural, considerando que la masa del isótopo 12C es de
12.00000 uma y la del 13C es de 13.00335 uma .
5.- El boro consta de dos isótopos naturales: 10B con una masa de 10.012 uma y
el 11B con una masa de 11.009 uma. Si el peso atómico del boro es de 10.811
¿Cual es la composición porcentual del boro natural?
Isótopo
Masa
atómica %
Abundancia
(uma)
Isotópica
1
28.0
92.0
2
29.0
5.0
3
30.0
3.0
6.- La longitud de onda de la luz verde de un semáforo está alrededor de 522 nm
¿Cual es la frecuencia de esta radiación?
7.- Calcular la energía (en Joules) de: a) un fotón con una λ de 5.00X104nm y b)
un fotón que tiene una λ de 5.00X10-2 nm determinar además a que región del
espectro electromagnético pertenecen ambas longitudes de onda.
RESPUESTAS DE LOS PROBLEMAS DE LA ACTIVIDAD 2
UNIDAD I
4.- 12.01113
6.- f = 5.75X10-14 Hz
7.- a) región infrarroja b) rayos X
E = 3.98X10-15 Joules.
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ACTIVIDAD 3: EJERCICIOS DE APRENDIZAJE
UNIDAD 1
1.- ¿Qué es una onda? Explicar los siguientes términos relacionados con las
ondas: longitud de onda, frecuencia y amplitud.
2.- Enumerar los tipos de radiación electromagnética, empezar con la radiación
que tiene la longitud de onda más larga y terminar con la de longitud de onda
más corta.
3.- Explicar brevemente la teoría cuántica de Planck y el concepto de cuanto.
4.- Explicar que es un orbital atómico.
5.- Describir la forma de los orbitales s. p y d.
6.- Describir los cuatro números cuánticos que definen a un electrón en un
átomo.
7.- Explicar porque no se toma en cuanta la masa del electrón en la
determinación de la masa atómica.
8.- Explicar que es el diamagnetismo y el paramagnetismo en átomos.
BIBLIOGRAFIA
Chang Raymond,College Williams, Química Mc Grawn-Hill 2005, Novena edición.
págs. 302-310
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UNIDAD ll. TABLA PERIÓDICA Y
PERIODICIDAD
2.1 Clasificación periódica de los elementos
2.2 Grupos y periodos
2.3 Metales, no metales y metaloides
2.4 Metales alcalinos, alcalinotérreos, de transición y de transición interna
2.5 Halógenos, calcógenos y gases inertes
2.6 Elementos del grupo principal o representativo
2.7 La carga nuclear efectiva y el tamaño átomos e iones
2.8 Variaciones periódicas de las propiedades físicas
2.9 Energía de ionización, afinidad electrónica y electronegatividad
Número de horas teóricas asignadas a está unidad: 4.5
ACTIVIDAD 1: COMPLETAR LOS ESPACIOS EN BLANCO CON
LA RESPUESTA CORRECTA
UNIDAD II. TABLA PERIÓDICA Y PERIODICIDAD
1.- Las propiedades de los elementos químicos son funciones periódicas de sus
_______________.
2.- La ________________ indica que si se ordenan los elementos conforme
aumenta su número atómico se encuentran en forma periódica elementos con
propiedades físicas y químicas similares.
3.- Las columnas verticales de la tabla periódica se llaman ___________o
_______.
4.- Las columnas horizontales de la tabla periódica se llaman _____________
5.- Los ___________ tienen propiedades químicas y físicas similares y los
___________ tienen propiedades que cambian en forma progresiva a través de
la tabla.
6.- Los elementos del grupo IA con excepción del H se conocen como metales
___________.
7.- Los elementos del grupo IIA se llaman ______________.
8.- La ubicación de los de los elementos de la tabla periódica de acuerdo con sus
configuraciones electrónicas los coloca en _____________, _____________ y
_____________.
9.- La facilidad con la que se comparten aceptan o ceden electrones se debe a las
propiedades que les otorga la ________________.
10.- Los elementos representativos son los elementos del grupo_________ de la
tabla periódica.
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RESPUESTAS DE LA ACTIVIDAD 1
UNIDAD II. TABLA PERIÓDICA Y PERIODICIDAD
1.- números atómicos
2.- Ley periódica
3.- grupos o familias
4.- periodos
5.- grupos y periodos
6.- alcalinos
7.- metales alcalinotérreos
8.- familias o grupos, periodos y bloques
9.- configuración electrónica
10.- A
ACTIVIDAD 2: RESOLVER LOS SIGUIENTES PROBLEMAS
UNIDAD II. TABLA PERIÓDICA Y PERIODICIDAD
1.- Dibujar un esquema de tabla periódica e indicar como varía la energía de
ionización, afinidad electrónica y electronegatividad en orden creciente tanto en
grupos como en periodos para los elementos representativos.
2.- con base en la posición de la tabla periódica seleccionar el átomo de mayor
radio atómico en cada uno de los siguientes pares:
a) Na, Cs b) Be, Ba c) N, Bi d) F. Br e)Ne, Xe
3.- Agrupar las siguientes configuraciones electrónicas en parejas que
representen átomos con propiedades químicas semejantes:
a) 1s2 2s2 2p6 3s2
b) 1s2 2s2 2p3
c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6
d) 1s2 2s2
e) 1s2 2s2 2p6
f) 1s2 2s2 2p63s2 3p3
4.- El H tiene un PI = 314 Kcal/mol ¿cuantas Kcal se necesitan para producir 20
iones de H+?
5.- El Cl tiene una energía de ionización de1251 KJ/mol ¿cuantos KJ se
necesitan para producir 100 iones Cl-1?
RESPUESTAS DE LOS PROBLEMAS DE LA ACTIVIDAD 2
UNIDAD II. TABLA PERIÓDICA Y PERIODICIDAD
2.- a) Cs, b) Ba
c) Bi
d) Br
3.- b) y f)
c) y e)
a) y d)
4.- 1.0426X10-20 Kcal
e) Xe
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5.- 2.077x10-19KJ
ACTIVIDAD 3: EJERCICIOS DE APRENDIZAJE
UNIDAD II. TABLA PERIÓDICA Y PERIODICIDAD
1.- Definir el concepto de radio atómico, energía de ionización, afinidad
electrónica, electronegatividad y radio iónico.
2.- Explicar en base a la configuración electrónica de los elementos el porqué la
división por bloques de la tabla periódica.
3.- Explicar porqué los valores de la afinidad electrónica para los gases nobles
son negativos.
4.- Definir el concepto de carga nuclear efectiva y explicar la relación de esta
con el tamaño de los átomos.
5.- Elaborar una lista de los elementos del tercer periodo de de la tabla periódica
por carácter metálico decreciente, elaborar otra lista de esos elementos por
carácter no metálico creciente, explicar las semejanzas de las tendencias.
BIBLIOGRAFIA
Chang Raymond, College Williams, Química Mc Grawn-Hill 2005, Novena
edición. págs. 348-354.
James N. Spencer, George M.Bodner,Lyman H. Rickard, Química CECSA
primera edición págs 236-249.
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UNIDAD III. ENLACE QUÍMICO
3.1 Tipos de enlaces químicos
3.1.1 Enlace iónico
3.1.2 Enlace covalente puro
3.1.3 Enlace covalente polar
3.1.4 Enlace covalente coordinado
3.1.5 Comparación entre las propiedades físicas de los compuestos con diferentes
tipos de enlace
3.2 Escritura de las estructuras de Lewis
3.2.1 Regla del octeto
3.3 Teoría de la repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia y la
geometría de las moléculas
3.3.1 Moléculas en las que el átomo central no tiene pares libres
Número de horas teóricas asignadas a está unidad: 10.5
ACTIVIDAD 1: COMPLETAR LOS ESPACIOS EN BLANCO CON
LA RESPUESTA CORRECTA
UNIDAD III. ENLACE QUÍMICO
1.- Fuerza de atracción que mantienen juntos a los átomos en los compuestos
________________.
2.- Enlace químico que resulta de la reacción de un metal de bajo potencial de
ionización con un no metal (del grupo VI o VII) ______________.
3.- Cuando los átomos de los no metales interaccionan se forman moléculas que
se mantienen juntas por enlaces_________________.
4.- Los enlaces covalentes en cuanto a polaridad se refiere pueden ser
______________ y no_______________.
5.- La idea del enlace covalente fue de ____________________.
6.- Las fórmulas de Lewis se basan en el hecho de que los elementos
representativos alcanzan la configuración de gas raro en la mayoría de sus
compuestos esta regla se llama__________________.
7.- Los enlaces covalentes ________________ se consideran intermedios entre
los enlaces covalentes puros y los enlaces iónicos.
RESPUESTAS DE LA ACTIVIDAD 1
UNIDAD III. ENLACE QUÍMICO
1.- Enlace químico.
2.- Enlace iónico.
3.- covalentes.
4.- covalente polar y covalente no polar.
5.- Lewis.
6.- Regla del octeto.
7.- covalentes polares.
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ACTIVIDAD 2: RESOLVER LOS SIGUIENTES PROBLEMAS
UNIDAD III. ENLACE QUÍMICO
1.- Con fundamento en la “Teoría del Enlace Valencia” para las moléculas: a)
g) HC ≡ CH
BeCl2 b) BF3 c) CH4 d) H2O .e) NH3 f) H2C = CH2
determinar:
a) Estructura de Lewis.
b) Número de electrones de: enlace, no enlace y electrones totales (de valencia).
c) Carga formal.
d) Magnetismo de la especie química (teórico).
e) Tipos de enlace (sigma o pi)
f) Polaridad de enlace.(s)
g) Polaridad de la molécula.
h) Configuración electrónica de cada átomo en su estado basal con diagrama de
energía.
i) Hibridación del átomo central.
j) Geometría molecular.
k) Ángulos de enlace.
RESPUESTAS DE LOS PROBLEMAS DE LA ACTIVIDAD 2
UNIDAD III. ENLACE QUÍMICO
a) Al desarrollar la estructura de Lewis, se observa que se necesita una
hibridación de tipo sp para el átomo central, esta hibridación proporciona dos
orbitales híbridos sp donde se coloca en cada uno de ellos un electrón del Be y
un electrón de valencia del Cl, ésta hibridación lleva a una geometría lineal, al no
haber pares solitarios la polaridad es de cero.
b) el B es el átomo central, se hibrida en sp2 lo que permite tener tres orbitales
híbridos sp2 cada uno de éstos orbitales se traslapa con un orbital p puro del F, la
molécula adquiere una geometría trigonal planar.
c) El átomo central es el C, se hibrida en sp3 lo que le proporciona cuatro
orbitales híbridos sp3 para traslaparse cada uno con un orbital s de cada
hidrógeno el resultado es una molécula con geometría tetraédrica no polar.
d) Ejemplo típico de molécula con pares libres en el átomo central, al desarrollar
estructura de Lewis se observa que el O se tiene que hibridar en sp3 para tener
cuatro orbitales híbridos y así se traslaparían dos de ellos con los dos orbitales s
de los hidrógenos y en los otros dos orbitales híbridos tendrían que colocarse los
dos pares de electrones libres del O, la molécula es angular., la diferencia de
electronegatividad es de 1.4 y por ello los enlaces son muy polares.
e) El átomo central es el N éste átomo tiene un par de electrones libres, se hibrida
en sp3 y uno de los lóbulos sp3 se coloca el par de electrones libres, los tres
lóbulos restantes se traslapan cada uno con orbitales s provenientes de los
hidrógenos, la molécula tiene una geometría piramidal.
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f) Eteno, compuesto que presenta un doble enlace entre carbono-carbono, el C se
encuentra en el centro de un plano triangular, cada átomo de C se hibrida en sp2
obteniéndose tres lóbulos híbridos para cada átomo de C, uno de ellos se usa para
la formación del enlace sigma C-C y los restantes se traslapan con orbitales 1s
provenientes de los hidrógenos, cada átomo de C dispone de un orbital pz puro
para traslaparse entre ellos y formar así el enlace pi, la molécula es no polar.
g) El etino (acetileno) es un compuesto con un enlace triple, cada átomo de C con
enlace triple tiene una hibridación sp lo que proporciona dos lóbulos sp para cada
carbono uno de ellos servirá para formar el enlace sigma entre C-C, además está
hibridación permite a cada átomo de C disponer de dos orbitales puros py y pz
que se traslapan entre si en forma paralela para formar los dos enlaces pi,
molécula no polar con geometría lineal.
ACTIVIDAD 3: EJERCICIOS DE APRENDIZAJE
UNIDAD III. ENLACE QUÍMICO
1.- Elaborar un mapa conceptual de los diferentes tipos de enlace químico.
2.- Explicar que son y que utilidad tienen las fórmulas de puntos de Lewis
3.- Escribir las estructuras de puntos de Lewis de los siguientes iones y
moléculas:
a) H2O b) H2S c) H2 d) NH3 e) NH4+ f) PH4+ g) H2SO4 h) HNO3
i) NO31- j) H3PO4 k) CO324.-Explicar que es la resonancia.
5.- Dibujar las estructuras resonantes de :
a) HCO31- b) CO32- c) SO2 d) SO3
6.- Explicar que es el momento dipolar y que relación tiene con las propiedades
físicas de las moléculas.
Elaborar un mapa conceptual de las fuerzas intermoleculares.
BIBLIOGRAFIA
Chang Raymond, College Williams, Química Mc Grawn-Hill 2005, Novena
edición. págs.
W. Whitten Kennet, D. Gailey Kennet Química General Mc Graw Hill, Madrid
1998 p.p 125-161
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UNIDAD IV. NOMENCLATURA Y REACCIONES
QUÍMICAS INORGÁNICAS
4.1 Definición e importancia de la nomenclatura química
4.1.1 Nomenclatura sistemática (IUPAC) y nomenclatura común
4.1.2 Número de oxidación y reglas para su determinación
4.1.3 Funciones químicas inorgánicas.
4.2 Tipos de reacciones químicas inorgánicas.
4.2.1 Reacciones de combinación
4.2.2 Reacciones de descomposición
4.2.3 Reacciones de desplazamiento simple.
4.2.4 Reacciones de desplazamiento doble.
4.2.5 Reacciones de óxido-reducción
4.3 Definición, clasificación, preparación y nomenclatura:
4.3.1 Ácidos
4.3.2 Bases
4.3.3 Sales
4.3.4 Óxidos
4.3.5 Hidruros
Número de horas teóricas asignadas a está unidad: 4.5
ACTIVIDAD 1: COMPLETAR LOS ESPACIOS EN BLANCO CON
LA RESPUESTA CORRECTA UNIDAD IV NOMENCLATURA Y
REACCIONES QUÍMICAS INORGÁNICAS
1.- El número de oxidación de un elemento no combinado es __________.
2.- Los cationes tienen carga __________.
3.- Los aniones tienen carga ___________.
4.- Los óxidos no metálicos también reciben el nombre de __________ o
___________ y resultan de la combinación de un _____________ con el
_____________ y producen ______________ al combinarse con el agua.
5.- Los hidruros resultan de la combinación del ____________con cualquier
__________.
6.- Las bases también reciben el nombre de ___________ y resultan de la
reacción entre un ____________ con el _____________.
7.- Los hidrácidos resultan de la combinación de un _______________ con el
______________.
8.- Los oxiácidos resultan de la combinación del _______________ con los
______________.
9.- Las sales binarias son sales que provienen de los _______________
10.- Las sales son el producto de la reacción entre ___________ y
______________.
11.- Una reacción química es la _______________ y ______________de
enlaces.químicos.
12.- Tipo de reacción química en la que dos o más especies químicas se unen
para formar un solo producto.
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13.- Reacción química en la que una sola especie se descompone en dos o más
productos _______________.
14.- Reacción en la que los átomos de un elemento desplazan en un compuesto a
los átomos de otro elemento _____________________.
15.- Reacción química que generalmente sucede en solución acuosa donde hay
iones
presentes,
y
se
produce
un
intercambio
entre
ellos
____________________.
16.- Reacciones donde existe transferencia de electrones _______________.
RESPUESTAS DE LA ACTIVIDAD 1
UNIDAD IV. NOMENCLATURA Y REACCIONES QUÍMICAS
INORGÁNICAS
1.- Cero
2.- Positiva
3.- Negativa
4.- Óxidos ácidos, anhídridos, no metálicos, oxígeno y ácidos
5.- Hidrógeno y metal.
6.- Hidróxidos, óxido metálico y agua.
7.- No metal e hidrógeno.
8.- Agua y anhídridos.
9.- Hidrácidos
10.- ácidos y bases.
11.- Ruptura y formación.
12.- Reacción de síntesis.
13.- Reacción de análisis o descomposición.
14.- Simple substitución.
15.- Doble substitución.
16.- Reacciones de óxido reducción.
ACTIVIDAD 2: RESOLVER LOS SIGUIENTES PROBLEMAS
UNIDAD IV. NOMENCLATURA Y REACCIONES QUÍMICAS
INORGÁNICAS
1.- Determinar el número de oxidación para cada uno de los átomos de las
siguientes especies químicas:
b) NaNO3 c) H2SO4 d) H3PO4 e) Al2O3 f) CaCl2
g) PbI2
a) CaCO3
12l) (SO4)
m) CuO
h) i) Al j) S k) (NO3)
2.- Escribe el nombre de las siguientes especies químicas:
a) FeCl2, b) FeCl3, c) FeSO4, d) Fe2(SO4)3
3.- Escribe la fórmula de los siguientes anhídridos (óxidos ácidos)
a) Monóxido de carbono.
b) Dióxido de carbono.
c) Dióxido de nitrógeno.
d) Pentóxido de dinitrógeno.
e) trióxido de azufre.
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f) heptóxido de dicloro.
4.- Escribe la fórmula de los siguientes anhídridos:
a) Anhídrido hipocloroso
b) Anhídrido cloroso
c) anhídrido clórico
d)Anhídrido perclórico e) Anhídrido brómico f) Anhídrido iodoso
g) Anhídrido nítrico h) anhídrido hiponitroso.
RESPUESTAS DE LOS PROBLEMAS DE LA ACTIVIDAD 2
UNIDAD IV. NOMENCLATURA Y REACCIONES QUÍMICAS
INORGÁNICAS
1.- En el CaCO3 los números de oxidación son:
Ca +2, C+4, O-2
En el NaNO3 los números de oxidación son:
Na +1, N +5, O -2
En el H2SO4 los números de oxidación son:
H +1, S +6, O -2
En el H3PO4 los números de oxidación son:
H+1, P +5, O -2
En el Al2O3 los números de oxidación son:
Al +3, O-2
En el CaCl2 los números de oxidación son:
Ca +2, Cl -1
En el PbI2 los números de oxidación son:
Pb +2, I-1
Para el Al y el S el número de oxidación es 0
En el (NO3)1- los números de oxidación son:
N +5, O -2
En el (SO4)2- los números de oxidación son:
S +6, O-2
En el CuO los números de oxidación son:
Cu +2, O-2
2.- a) Cloruro de hierro (II) o Cloruro ferroso
b) Cloruro de hierro (III) o Cloruro férrico
c) Sulfato de hierro (II) o Sulfato ferroso
d) Sulfato de hierro (III) o Sulfato férrico
3.- a) CO b) CO2 c) NO2 d) N2O5 e) SO3 f) Cl2O7
4.- a) Cl2O b) Cl2O3 c)Cl2O5 d) Cl2O7 e) Br2O5 f) I2O3
N2O5
i) N2O
g) I2O3
h)
ACTIVIDAD 3: EJERCICIOS DE APRENDIZAJE
UNIDAD IV
1.- Explicar en que consisten las reglas para asignar números de oxidación.
2.- Elaborar un mapa conceptual de los diferentes tipos de reacciones químicas.
3.- Elaborar un mapa conceptual de la definición, clasificación, preparación y
nomenclatura de ácidos, bases, óxidos e hidruros.
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4.- Elaborar un mapa conceptual de las reacciones del hidrógeno con metales y
no metales, reacciones del oxígeno con metales y no metales, reacciones que dan
origen a hidróxidos (metal + agua y óxido metálico + agua), reacciones que dan
origen a los ácidos del tipo oxiácido (óxido no metálico + agua) y reacciones que
dan origen a sales (metal + no metal,ácido + hidróxido y metal + ácido)
BIBLIOGRAFIA
G.A. Ocampo, F. Fabila G., J.M. Juárez C.,R. Monsalvo V., V.M. Ramírez
R.Fundamentos de Química Grupo Patria Cultural págs. 103-119.
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UNIDAD V. DISOLUCIONES
5.1 Definiciones
5.1.1 Concepto de disolución
5.1.2 Disolventes polares y no polares
5.1.3 Procesos de disolución
5.1.4 Equilibrio químico en disoluciones
5.1.5 Concentración de disoluciones en base a su composición
Disoluciones porcentuales
5.1.5.1 Problemas y cálculos
Disoluciones normales
5.1.5.2 Problemas y cálculos
Disoluciones molares
5.1.5.3 Problemas y cálculos
Disoluciones formales
5.1.5.4 Problemas y cálculos
Disoluciones molales
5.1.5.5 Problemas y cálculos
Disoluciones ppm y ppb
5.1.5.6 Problemas y cálculos
Concepto y aplicación de fracción mol
5.1.5.7 Problemas y cálculos
Número de horas teóricas asignadas a está unidad: 7.5
ACTIVIDAD 1: COMPLETAR LOS ESPACIOS EN BLANCO CON
LA RESPUESTA CORRECTA
UNIDAD V. DISOLUCIONES
1.- Una disolución es una mezcla _________________ de dos o más sustancias,
el ________________ es la sustancia presente en menor cantidad, y el
_______________es la sustancia que está en mayor cantidad.
2.- La _____________ es la máxima cantidad de soluto que se disolverá en una
cantidad dada de solvente a una ______________ específica
3.- la ______________ de una disolución es la cantidad de soluto en una
cantidad dada de disolvente.
4.- La ____________ es el número de moles de soluto en un litro de disolución.
5.- La _____________ es el procedimiento que se sigue para preparar una
disolución menos concentrada a partir de una más concentrada.
6.- La _______________ se define como la parte fraccionaria del número total
de moles de una solución con la que contribuye el componente x de la misma.
7.- La ________________ se define como el número de equivalentes-gramo de
soluto por litro de solución.
8.- La ______________ es el número de moles de soluto por 1000g de
disolvente.
9.- Los ______________ son disoluciones que conducen la corriente eléctrica.
16
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Reactivos de Evaluación Química General
10- Capacidad de una solución para conducir la corriente eléctrica
_______________
11.- Una _______________ significa una parte de soluto por cada 106 partes de
disolución.
12.- Una ________________ significa una parte por 1000 millones de partes.
RESPUESTAS DE LA ACTIVIDAD 1
UNIDAD V. DISOLUCIONES
1.- Homogénea, soluto y disolvente.
2.- Solubilidad y temperatura.
3.- Concentración.
4.- Molaridad,
5.- Dilución
6.- Fracción molar
7.- Normalidad
8.- Molalidad
9.- Electrolitos
10.- conductividad eléctrica
11.- 1 ppm
12.- 1 ppb.
ACTIVIDAD 2: RESOLVER LOS SIGUIENTES PROBLEMAS
UNIDADV. DISOLUCIONES
1.- Calcular el número de miligramos que hay en 3.50 miliequivalentes de :
a) iones Cl-1 b) iones PO4-3
2.- Una solución acuosa contiene 8% de azúcar y tiene la densidad de 1.03 g por
ml ¿Cuántos gramos de azúcar habrá en 400 mL de la solución?
3.- El HCl concentrado que tiene una densidad de 1.20 g por mL, contiene 35%
en peso de HCl ¿Cuál es la composición en fracción molar de dicho ácido?
4.- Cuántos gramos de NaCl hay en 250 ml de una solución 2.5 M?
5.- ¿Qué volumen de solución 0.75 M se puede preparar a partir de 500 g de
Na2SO4?
6.- ¿Cuál es la molaridad de una solución que contiene 250g de CaCl2 en 1500
mL de solución?
7.- Se diluye a 20 litros un litro de solución 12 M de HCl ¿Cuál es la molaridad
de la solución diluida?
8.- Una solución contiene 17 gramos de nitrato de sodio en 100 mL de una
solución, cuya densidad es de 1.10 g por mL calcular:
a) El porcentaje en peso del nitrato de sodio.
b) La molaridad de la solución.
17
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Reactivos de Evaluación Química General
RESPUESTAS DE LOS PROBLEMAS DE LA ACTIVIDAD 2
UNIDAD V. DISOLUCIONES
1.- a) 124 mg b) 111 mg
2.- 33.0 gramos.
3.- NHCl = 0.210
4.- 36.53 g
5.- 4.70 L
6.- 1.5 M
7.- 0.6 M
8.- a) 15.5% b) 2.0 M
ACTIVIDAD 3: EJERCICIOS DE APRENDIZAJE
UNIDAD V. DISOLUCIONES
1.- Escribir la ecuación para calcular la Molaridad y explicar por qué es está una
unidad de concentración conveniente en química.
2.- Describir los pasos implicados en la preparación de una disolución de
concentración molar conocida utilizando un matraz volumétrico.
3.- Describir los pasos básicos implicados en la dilución de una disolución de
concentración conocida.
4.- Escribir la ecuación que permite calcular la concentración de una disolución
diluida, asignar unidades a todos los términos.
5.- Elaborar un mapa conceptual de disoluciones.
6.- Describir que es un solvente polar y un solvente no polar.
BIBLIOGRAFIA
Paul R. Frey, Problemas de química y como resolverlos editorial CECSA décima
novena reimpresión págs. 213-227.
Chang Raymond, College Williams, Química Mc Grawn-Hillente edición. págs.
18
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Reactivos de Evaluación Química General
UNIDAD VI. ESTEQUIOMETRÍA
6.1 Definición e importancia de la estequiometría.
6.2 Pesos atómicos, pesos moleculares, el mol y el número
de Avogadro.
6.3 Interconversión entre masa, moles y número de moléculas.
Composición porcentual de los elementos de un compuesto
6.4 Determinación de fórmulas empíricas
6.5 Balanceo de ecuaciones químicas
6.5.1 Método por tanteo
6.5.2 Método matemático
6.5.3 Método redox
6.6 Cálculos a partir de reacciones químicas
6.6.1 Concepto de pureza
6.6.2 Reactivo limitante
6.6.3 Cantidades de reactivos y productos
6.6.4 Rendimiento de una reacción química
Número de horas teóricas asignadas a está unidad: 6.0 horas
ACTIVIDAD 1: COMPLETAR LOS ESPACIOS EN BLANCO CON
LA RESPUESTA CORRECTA
UNIDAD VI. ESTEQUIOMETRÍA
1.- La ________________ describe las relaciones cuantitativas entre elementos
en compuestos.
2.- La _________________ de una sustancia muestra su composición química y
representa tanto a los elementos presentes como la proporción en la que se
encuentran los átomos de dichos elementos.
3.-______________ es el peso promedio de las masas de los isótopos
componentes de un elemento.
4.- _El _____________ de una molécula se obtiene sumando los pesos atómicos
de los átomos que la constituyen.
5.- Una _______________ es la cantidad de sustancia que contiene tantas
entidades elementales (átomos moléculas u otras partículas) como el número de
átomos contenidos exactamente en 12 gramos del carbono-12.
RESPUESTAS DE LA ACTIVIDAD 1
UNIDAD VI. ESTEQUIOMETRÍA
1.- Estequiometría
2.- Fórmula química
3.- Peso atómico
4.- Peso molecular
5.- Mol
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Reactivos de Evaluación Química General
ACTIVIDAD 2: RESOLVER LOS SIGUIENTES PROBLEMAS
UNIDAD VI. ESTEQUIOMETRÍA
1.- Calcular la masa en gramos que equivale a 0.35 moles de Al.
2.- Calcular el número de moles que hay en un litro de agua.
3.- ¿Cuántas moles hay en un cubo de Al de 10 cm de lado?
4.- ¿Cuántas moles hay en un kilo de hierro?
5.- Calcular el número de milimoles que hay en 1.0 gramo de agua.
6.- Calcular el número de átomos de hidrógeno y de oxígeno que hay en 25
gramos de agua.
7.- ¿Cuántas veces es más pesado un átomo de oxígeno que un átomo de
hidrógeno?
8.- Se determinó que un compuesto contiene 40.01% de carbono, 6.67% de
hidrógeno y 53.32% de oxígeno la masa molecular es de 178 g/mol, determinar
la fórmula del compuesto.
9.- Se encontró que un compuesto 88.80% de cobre y 11.20% de oxígeno
Determinar la fórmula del compuesto.
10.- Una muestra de un compuesto orgánico de 1.224 gramos que contiene
carbono, hidrógeno y oxígeno se quemaron en una atmósfera de oxígeno
produciendo CO2 y H2O. Se formaron 1.794 g de CO2 y 0.729 g de agua ¿Cuál es
la fórmula empírica del compuesto orgánico formado?
11.- Calcular la fórmula de un compuesto que contiene 31.80% de potasio, 29%
de cloro y 39.20% de oxígeno .
12.- ¿Cuántos átomos hay en 136.9 gramos de hierro metálico?
13.- ¿Cuántos átomos hay en 2.451 moles de hierro?
14.- Balancea por tanteo las siguientes ecuaciones químicas:
a) P4 + Cl2 ------------------► PCl3
b) RbOH + SO2 ------------------► Rb2SO3 + H2O
c) P4O10 + CaOH2 ------------------► Ca3(PO4)2 + H2O
15.- La reacción química de la combustión del metano con exceso de oxígeno
está representada por la siguiente ecuación química:
CH4 + 2O2 ------------------► CO2 + 2H2O
a) ¿Cuántas moléculas de oxígeno reaccionarán con 47 moléculas de metano?
b) ¿Cuántas moles de agua pueden producirse si reaccionan 3.5 moles de metano
con oxígeno en exceso.
16.- El fósforo P4 arde en presencia de un exceso de O2 para dar P4O10, en está
reacción ¿qué masa de P4 reacciona con 1.5 moles de O2?
17.- Calcular la masa máxima de NiOH2 que puede prepararse al mezclar dos
disoluciones que contienen 25.9 g de NiCl2 y 10 g de NaOH respectivamente
NiCl2 + NaOH ------------------► NiOH2 + 2 NaCl
18.- Una muestra de 15.6 g de C6H6 se mezcló con un exceso de HNO3 y se
obtuvieron 18.0 g de C6H5NO2, calcular el rendimiento porcentual de
nitrobenceno en esta reacción.
C6H5 + HNO3 ------------------► C6H5NO2 + H2O
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Reactivos de Evaluación Química General
19.- Especificar cual de las siguientes reacciones son de óxido reducción,
identificar el agente oxidante, el agente reductor, la sustancia que se oxida y la
sustancia que se reduce.
a) Cu(s) + 2Ag+(ac) ------------------► 2Ag(s) + Cu+2(ac)
b) HCl(g) + NH3(g) ------------------► NH4(s) +
c) SiCl4(l) + 2H2O (l) ------------------► 4HCl(ac) + SiO2(s)
20.- Balancear por el método óxido reducción la ecuación química siguiente:
K2Cr2O7 + KI + HCl ------------------► KCl + CrCl3 + I2 + H2O
RESPUESTAS DE LOS PROBLEMAS DE LA ACTIVIDAD 2
UNIDAD VI. ESTEQUIOMETRÍA
1- 9.5 gramos de Al
2- 55.5 moleS.
3- 100
4- 17.9
5.- 55.5
6.- 16.744 X 1023 átomos de hidrógeno 8.372 X 10 23 átomos de oxígeno.
7- 15.9 veces.
8- C6H12O6
9- Cu2O
10- CH2O
11- KClO3
12.- 2.451 mol átomos de Fe
13.- 1.476 X 1024 átomos de Fe
14.-a) P4 + 6Cl2 ------------------► 4PCl3
b) 2RbOH + SO2 ------------------► Rb2SO3 + H2O
…...c) P4O10 + 6CaOH2 ------------------► 2Ca3(PO4)2 + H2O
15.- a) 94 moléculas de oxígeno b) 7.0 moles de agua
16.- 37.2 g de P4
17.- 11.6 g de NiOH2.
18.- 73.2 %
19.¿Es redox? Agente Agente
Sustancia Sustancia
oxidante reductor
oxidada
reducida
+
a) Sí
Ag
Cu
Cu
Ag+
b) No
----------------c) No
----------------d) Sí
SiCl4
Mg
Mg
SiCl4
e) No
----------------20.- K2Cr2O7 + 6KI + 14HCl ------------------► 8KCl + 2CrCl3 + 3I2 + 7H2O
ACTIVIDAD 3: EJERCICIOS DE APRENDIZAJE
UNIDAD VI. ESTEQUIOMETRÍA
1.- Definir el concepto de estequiometría.
2.- Elaborar un mapa conceptual con los siguientes términos:
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Reactivos de Evaluación Química General
Peso atómico, pesos molecular,el mol y el número de Avogadro.
3.- Definir los siguientes conceptos: reactivo limitante, reactivo en exceso,
rendimiento de una reacción y pureza.
4.- Escribe el procedimiento general balancear reacciones por el método redox.
5.- definir los siguientes conceptos: Agente oxidante, agente reductor, oxidación,
reducción, semireacción de oxidación y semireacción de reducción.l
BIBLIOGRAFIA
Kenneth W. Whitten, Raymond E. Davis, M Larry Peck , George G. Stanley
Química octava edición Cengage learnig Págs. 84-115
Paul R. Frey, Problemas de química y como resolverlos editorial CECSA décima
novena reimpresión págs. 94-153, 380- 397.
Zumdahal Steven S. Zumdahal Susan A. Química primera edición 2007 grupo
editorial Patria págs 160-177
Gustavo Valencia del Toro, María Eugenia Marín Aguilar Modelos Fisicoquímicos
Solución de Problemas UNAM Facultad de Estudios Superiores de Iztacala 2007. Págs.
14-20.
22
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Reactivos de Evaluación Química General
UNIDAD VII. EQUILIBRIO QUÍMICO
7.1 Estado de equilibrio
7.1.1 Ley de acción de masas
7.1.2 Expresiones de la constante de equilibrio
7.1.3 Principio de Le Chatelier
7.1.4 Factores que influyen sobre el equilibrio químico
7.2 Tipos de constantes de equilibrio
7.2.1 Constantes de equilibrio expresadas en términos de presión.
7.2.2 Constante de equilibrio de formación de complejos.
7.2.3 Constante de equilibrio para ácidos y bases.
7.2.4 Constante de equilibrio para formación de precipitados
Número de horas teóricas asignadas a está unidad: 6.0
ACTIVIDAD 1: COMPLETAR LOS ESPACIOS EN BLANCO CON
LA RESPUESTA CORRECTA
UNIDAD VII. ESTEQUIOMETRÍA
1.- Las reacciones químicas que ocurren en cualquier dirección reciben el nombre
de reacciones ________________.
2.- Existe _____________________ cuando dos reacciones opuestas ocurren de
manera simultánea a la misma velocidad.
3.- Principio que establece que un sistema en equilibrio reacciona para
contrarrestar el efecto que lo modifico y restablecer un nuevo estado de
equilibrio _________________
4.- Algunos de los factores que afectan el equilibrio químico son ___________
__________ y ___________.
5.- La ________________ de una reacción química es el número de moléculas de
reactante por unidad de volumen que se transforman con respecto a la unidad de
tiempo.
6.- Cuando una reacción química sucede hacia la formación de productos se considera
que se efectúa en sentido _________________.
7.- Cuando una reacción química se lleva a cabo hacia la formación de reactantes se
considera que se efectúa en sentido _________________.
8.- A una temperatura dada el valor de la _______________ es constante.
RESPUESTAS DE LA ACTIVIDAD 1
UNIDAD VII. ESTEQUIOMETRÍA
1.- Reversibles.
2.- Equilibrio químico.
3.- Principio de Le Chatelier.
4.- Temperatura, presión y concentración.
5.- Velocidad de reacción.
6.- Directo.
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Reactivos de Evaluación Química General
7.- Inversa.
8.- Constante de equilibrio.
ACTIVIDAD 2: RESOLVER LOS SIGUIENTES PROBLEMAS
UNIDAD VII. ESTEQUIOMETRÍA
1.- Escribir las expresiones para la constante de equilibrio en términos de
concentraciones en los siguientes casos:
a) N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g)
b) H2CO3(ac) + H2O(l) ↔ HCO3-(ac) + H3O+(ac)
2.- En un recipiente vacío de 5.0 L, se coloca cierta cantidad de hidrógeno y
nitrógeno a 5000C cuando se estableció el equilibrio, estaban presentes 3.01
moles de N2, 2.10 moles de H2 y 0.565 moles de NH3, calcular la Kc de la
reacción a 5000C.
N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g)
3.- En un recipiente de 2 L, se colocan 10 moles de N2O a cierta temperatura,
donde se descompone de acuerdo a la siguiente reacción:
2N2O(g) ↔ 2N2(g) +O2(g)
En el equilibrio quedan 2.20 moles de N2O.Calcular el valor de Kc de esta
reacción.
4.- Se calienta una solución acuosa de etanol y ácido acético, ambos a
concentración de 0.810 M Hasta 1000C en el equilibrio, la concentración de ácido
acético es 0.748 M calcular K a 1000C para la reacción:
C2H5OH(l) + CH3COOH(l) ↔ CH3CO2C2H5(ac) + H2O(l)
5.- Suponga que un tanque contiene inicialmente H2S a presión de 10 atm a
8000K , cuando la reacción :
2H2S(g) ↔ 2H2(g) + S2(g)
alcanza el equilibrio la presión parcial del vapor de S2 es 0.020 atm, calcular Kp
RESPUESTAS DE LOS PROBLEMAS DE LA ACTIVIDAD 2
UNIDAD VII. ESTEQUIOMETRÍA
1- a) K = [NH3]2/ [N2][H2]3
2.- Kc = 2.86
3.- 24.5
4.- K = 0.11
5.- 3.2 X10-7
b) K = [HCO3-][H3O+]/ [H2CO3]
ACTIVIDAD 3: EJERCICIOS DE APRENDIZAJE
UNIDAD VII. ESTEQUIOMETRÍA
1.- Explicar el significado de la constante de equilibrio Kc
2.- Considerando la reacción hipotética sencilla A + B ↔ C + D desarrolla la
expresión de la constante de equilibrio.
3.- Explicar que es la ley de acción de masas.
4.- Enunciar el principio de Le Chatelier.
5.- Definir e ilustrar los siguientes términos:
a) Reacción reversible b) Equilibrio estático c) constante de equilibrio.
6.- Explicar el significado de:
24
IBQ María Isabel García Ventura
Reactivos de Evaluación Química General
a) Un valor muy grande de K b) Un valor muy pequeño de K c) un valor de
K aproximadamente igual a 1.
BIBLIOGRAFIA
Kenneth W. Whitten, Raymond E. Davis, M Larry Peck , George G. Stanley
Química octava edición Cengage learninig Págs.659-701
Kotz John C., Treichel, Weaver Gabriela C. Química sexta edición editorial
Thompson págs. 654-679
25
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Reactivos de Evaluación Química General
UNIDAD VIII. ÁCIDOS Y BASES
8.1 Introducción a los conceptos de ácidos y bases.
8.1.1 Teorías de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis.
8.1.2 Ácidos y bases fuertes.
8.1.3 Ácidos y bases débiles.
8.1.4 pH. Escala de pH.
8.1.5 Cálculo del pH de ácidos y bases fuertes y de ácidos y bases débiles.
Número de horas teóricas asignadas a está unidad: 3.0
ACTIVIDAD 1: COMPLETAR LOS ESPACIOS EN BLANCO CON
LA RESPUESTA CORRECTA
UNIDAD VIII. ÁCIDOS Y BASES
1.- Sustancia que en solución acuosa genera iones H+ _______________
2.- Sustancia que en solución acuosa genera iones OH-_______________
3.- Un ácido de ___________________ es un donador de protones.
4.- Especie química aceptora de protones ______________________
5.- Un protón hidratado recibe el nombre de ____________________
6.- Especie química que dona pares de electrones para formar enlaces
covalentes_________________
7.- Especie química que acepta pares de electrones libres para formar enlaces
covalentes.
8.- La fuerza de un ácido está definida por la posición del _______________ de
su reacción de disociación.
9.- Un ácido fuerte produce una base conjugada _________________.
10.- Un ácido _______________ es aquel que se disocia más del 90% en
solución acuosa.
11.- Entre más débil sea un ácido más _________________ es su base
conjugada.
12.- Una sustancia es _______________ cuando puede comportarse como ácido
o como base.
RESPUESTAS DE LA ACTIVIDAD 1
UNIDAD VIII
1.- Ácido de Arrhenius
2.- Base de Arrhenius
3.- BrØnsted
4.- Base de BrØnsted
5.- Ion hidronio
6.- Base de Lewis
7.- Ácido de Lewis.
8.- Equilibrio
9.- Débil.
10.- fuerte
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Reactivos de Evaluación Química General
11.- fuerte
12.- anfótera
ACTIVIDAD 2: RESOLVER LOS SIGUIENTES PROBLEMAS
UNIDAD VIII. ÁCIDOS Y BASES
1.- Calcular [H+] o [OH-] según se requiera para cada una de las siguientes
disoluciones a 25oC e indica si la disolución es neutra, ácida o básica.
a) 1X10-5 M OH- b) 1X10-7M OH- c) 10 M H+
2.- Calcular el pH y el pOH para cada una de las siguientes disoluciones a 250C .
a) OH- 1X10-3 M b) OH- 1M
3.- Se obtuvo el pH de una muestra de sangre humana como 7.41 a 250C Calcular
pOH, [H+] y [OH-] para la muestra.
4.- Calcular el pH de una disolución acuosa de 0.100 M de ácido hipocloroso, el
cual tiene una ka = 3.5 X 10-8.
5.- Calcular el pH de una disolución que contiene HCN 1.0 M (Ka = 6.2 X 10-10)
y HNO2 5.00 M (4X10-4), calcular la concentración del ión CN- en está
disolución en equilibrio.
6.- Calcular el pH de una disolución 5X10-2 M de NaOH.
7.- Calcular el pH de una disolució 15.0 M de NH3 (Kb= 1.8 X 10 -5)
8.- Calcular el pH de una disolución 1.0 M de metil amina (Kb = 4.38 X 10-4)
9.- Calcular la disociación porcentual de ácido acético (Ka = 1.8 X 10-5) en cada
una de las siguientes disoluciones:
a) 1.0 M b) 0.100 M
Calcula la disociación porcentual de ácido en cada una de las siguientes
disoluciones:
a) Ácido acético 0.50 M b) Ácido acético 0.050 M c) Ácido acético 0.0050 M
RESPUESTAS DE LOS PROBLEMAS DE LA ACTIVIDAD 2
UNIDAD VIII. ÁCIDOS Y BASES
1.- a) 1X10-9M, la disolución es básica
b) 1X10-7M, la disolución es neutra
c) 1X10-15M, la disolución es ácida
2.- a) pOH = 3 b) pOH = 14
3.- pOH = 6.59 [H+] = 3.9X10-8 [OH-] = 2.6X10-7
4.- [H+] = 5.9X-5M pH = 4.23
5.- [CN-] = 1.4X10-8
6.- pH = 12.70
7.- pH = 12.20
8.- pH 12.32
9.- a) 0.42 % b) 1.3 %
10.- a) 0.60% b) 1.9% d) 5.8%
ACTIVIDAD 3: EJERCICIOS DE APRENDIZAJE
UNIDAD VIII. ÁCIDOS Y BASES
1.- Elabora un mapa conceptual de las teorías ácido base de Lewis, Arrhenius y
Bronsted y Lowry
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Reactivos de Evaluación Química General
2.- Describir la diferencia entre los términos fuerza y concentración al aplicarlos
a los ácidos y las bases. ¿En qué caso el HCl es fuerte? ¿en qué caso es débil?
¿En que caso es concentrado? ¿En que caso es diluido? Responder a las mismas
preguntas para el NH3.
3.- ¿Porqué el pH del agua a 250C es 7?.
4.- Dibujar la escala de pH e indicar cada una de las partes que la componen.
5.- Definir el significado de los siguientes términos:
Ka de una reacción, Kb de una reacción,Constante de equilibrio Ka, Constante de
equilibrio Kb y Par conjugado ácido- base.
6.- Explica porqué las sales pueden ser ácidas. Básicas o neutras.
7.- Definir el significado de los siguientes términos:
a) Ka de una reacción b) Constante de equilibrio Ka c) Kb de una reacción
d) Constante de equilibrio Kb e) Par conjugado ácido-base f) Anfótero g)
Kw de una reacción h) Constante de equilibrio Kw i) pH j) pOH k) pKw
BIBLIOGRAFIA
Zumdahal Steven S. Zumdahal Susan A. Química primera edición 2007 grupo editorial
Patria págs 623-679.
Kotz John C., Treichel, Weaver Gabriela C. Química sexta edición editorial Thompson
págs. 51-77
28