UNIVERSIDAD NACIONAL DE CÓRDOBA

FACULTAD DE CIENCIAS MÉDICAS

ESCUELA DE KINESIOLOGÍA Y FISIOTERAPIA

INTRODUCCIÓN AL ESTUDIO DE LA QUÍMICA

RESPUESTAS DE ACTIVIDADES PRÁCTICAS

CICLO DE NIVELACIÓN

AÑO 2018

Este material ha sido elaborado por:

Bioq. Sbolci, Claudia

Revisado y actualizado por: Biol. Andrada Georgina

Biol. Mariana Strauss

Lic. en Quim. Far. Yanet Rodriguez

1

PREGUNTAS y RESPUESTAS

ACTIVIDADES PRÁCTICAS UNIDAD I

PARTE A:

1. Clasifiquen las siguientes propiedades en intensivas y extensivas:

Peso PE Color PI

Volumen PE Densidad PI

Brillo PI conductividad eléctrica PI

Dureza PI Punto de Ebullición PI

2. Identifique cambios físicos y químicos:

a. la conversión de hielo en gas. CF b. la combustión de gas natural. CQ

c. la evaporación del etanol. CF d. la pérdida de gas de la cerveza. CF

e. cortar un trozo de carne. CF f. azúcar que se carameliza. CQ

g. disolución de sal en agua CF h. manteca expuesta al sol 2 hs CF

i. manteca expuesta al sol dos días. CQ

3-Incorporando la energía como una variable de cambio de estado analice las siguientes afirmaciones (Vo

F):

a. La energía de movimiento de las moléculas es menor en estado líquido que en estado sólido.F b. La energía cedida por la masa de agua en el estado líquido favorece el ordenamiento interno de

a escala molecular del sistema.V c. La disminución de temperatura del líquido es una manifestación de la perdida de energía.V

d. Siempre que se gana energía se eleva la temperatura. F (en los cambios de estado aunque se intercambia

energía con el medio, la temperatura permanece constante

4. Retome el concepto de densidad y luego responda: a. Si dos cuerpos tienen el mismo volumen, por ejemplo dos cubos de 1 dm

3. ¿cómo podría determinar

cuál es el más denso? b. Si dos cuerpos tienen la misma masa. ¿cómo podría determinar cuál es el más denso?

c. Si el cuerpo A es más denso que el cuerpo B. ¿Cuál de los dos posee más moléculas por unidad de

volumen?

d. Si caliento aire las moléculas que lo componen se expanden. ¿Qué le sucede a la densidad?

e. Pasa lo mismo que en el ejercicio d cuando derrito un hielo?

RTA:

- a. El más denso es el que tiene mayor masa, es decir el cubo más pesado.

- b. A igualdad de masa el que ocupe menos lugar (volumen) es el más denso.

-c. El más denso posee más moléculas por unidad de volumen.

- d. Cuando las moléculas que componen al aire se expanden la misma masa ahora ocupa un mayor

volumen, por lo que la densidad disminuye.

- e. El agua a la inversa del resto de las sustancias cuando se congela expande sus moléculas y

cuando se derrite se acercan, ocupando menos lugar, aumentando su densidad.

2

5. Respondan y justifiquen:

a. Estado en que se encuentran todas las sustancias a 20 ºC. b. Estado en que se encuentra el benceno en Groenlandia (-10 ºC).

c. Si se vierte un barril de benceno en la corriente de un río, ¿Se formarán dos capas insolubles en ella?

d. El gas metano (llamado grisú) es el responsable de las explosiones en algunas minas. ¿Dónde se acumula:

¿ en el fondo del túnel o en la parte superior del mismo ? RTA:

a) ácido acético – líquido

benceno- líquido bromo– líquido hierro –sólido metano-gaseoso oxígeno- gaseoso cloruro de sodio- sólido agua– líquido

b) sólido

c) sí, porque su solubilidad en agua es muy baja (0,07) , no se mezcla y forma dos fases:

al ser menos denso que el agua, flotará sobre ella.

arriba por ser menos denso que el oxígeno:

6,7 x 10 -4 < 1,3 x 10 -3

6. Dado los siguientes sistemas materiales, clasifique, indique número de fases y número de componentes

a. Agua, hielo, arena HETEROGENEO-3 FASES.2COMPONENTES

b. Arena, azufre en barra, azufre en polvo HETEROG-3 FASES- 2COMP

c. Sal disuelta en agua HOMOGENEO – 2 COMP

d. Agua, aceite HETER-2FASES-2COMP

e. Agua, colorante, azúcar disuelta.HOMOGENEO-3COMP

7. Indicar que métodos de separación o de fraccionamiento utilizaría para separar los componentes de los

sistemas del punto 6

a. Método de separación de fases: filtración (con diferentes filtros con diferentes tamaños de poro)

b. Método de separación de fases: tamización

c. Método de fraccionamiento: cristalización

d. Método de separación de fases: decantación

e. Método de fraccionamiento: destilación y cristalización

8. Clasifiquen las distintas sustancias en simples, compuestas, soluciones o mezclas heterogéneas.

a. Soda (agua con dióxido de carbono)

b. Gaseosa SIST HETEROGENEO

c. Tinta SIST HOMOGENEO O SOLUCION

d. Helio SIST HOMOGENEO_SUST. PURA SIMPLE

e. Aluminio SIST HOMOGENEO_ SUST PURA SIMPLE

f. Agua de río SIST HETEROGENEO

g. Agua con hielo SIST HETEROGENEO

h. Cloruro de sodio (sal de mesa Na Cl) SIST HOM SUST PURA COMP

9. Ubique las moléculas del siguiente listado como sustancia simple (monoatómica, biatómica,

poliatómica) y sustancia compuesta (biatómica, poliatómica ).

Cl2, Na, N2 , NH3 , O2 , NaCl , O3 , Ne , HCl , H2O

3

RTA:

SUSTANCIA SIMPLE: MONOATOMICA: Na ,He

SUSTANCIA SIMPLE BIATOMICA: Cl2, N2 , O2

SUSTANCA SIMPLE POLIATOMICA: O3

SUSTANCIA COMPUESTA BIATOMICA: NaCl , HCl

SUSTANCIA COMPUESTA POLIATOMICA: H2O , NH3

10. Indique si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:

I) Una sustancia pura :

a. es un sistema homogéneo V b. tiene todas sus moléculas iguales V

c. siempre está formada por un solo tipo de elemento F II) Las soluciones:

a. tienen las mismas propiedades intensivas en todos sus puntos V b. se preparan manteniendo una proporción fija F

c. se pueden separar por métodos de separación de fases F( M. de Fraccionamiento) III) Los métodos de separación de fases se emplean para separar:

a. sistemas homogéneos F

b. sistemas heterogéneos V

c. sustancias puras IV) En las reacciones químicas ordinarias:

a. se conserva la masa V

b. no se altera la composición de las sustancias que intervienen F( Cambian las sustancias)

c. ocurren cambios en los núcleos atómicos F( solo intervienen electrones)

11. Responda V o F justificando:

a. Es imposible formar un sistema heterogéneo con una única sustancia. F

b. Se puede obtener un sistema homogéneo usando cuatro componentes V

c. Las soluciones no tienen las mismas propiedades intensivas en todas sus partes. F

d. Las filtración se puede utilizar para separar las sustancias de una solución. F

e. Una solución compuesta por varias sustancias, es una sustancia pura compuesta.F

f. Para obtener una sustancia pura simple de una compuesta necesito aplicar un método químico.V

PARTE B

1. En las siguientes afirmaciones están señaladas las características de los modelos atómicos de

Thompson, Rutherford y Bohr (o de más de uno de ellos). Clasifíquenlas según corresponda:

a-La carga positiva y la masa del átomo están concentradas en una zona del átomo muy pequeña,

llamada núcleo.

b-El átomo es una esfera sólida de materia cargada positivamente y en la que se insertan los electrones,

de manera que la carga total es nula.

c-Los electrones se mueven alrededor del núcleo, tal como los planetas lo hacen alrededor del sol.

d-Los electrones no pueden girar en cualquier órbita, sino en ciertos estados energéticos estables.

e-El número de cargas positivas en el núcleo debe ser igual al número de electrones para que el átomo

sea eléctricamente neutro.

f-En cada órbita el electrón tiene una energía constante, cumpliéndose aquello de que mientras el

electrón se halla en una órbita no emite energía.

g-La emisión de energía ocurre cuando el electrón salta de una órbita de mayor nivel energético a otra

de menor nivel.

RTA:

a- RUTHERFORD-BOHR

b- THOMPSON

c- BOHR

d- BOHR

e- RUTHERFORD-BOHR

4

f- BOHR

g- BOHR

2. Establezca las relaciones entre los hechos o principios que se enuncian del lado derecho y

los nombres que aparecen del lado izquierdo:

Nombre del científico Hechos principales

a- Dalton - Átomos como sistema planetario

b- Rutherford - Átomo como esfera cargada positivamente

c- Heisenberg - Realizó trabajos con la radiactividad

d- Pierre Curie -Átomo como esfera indivisible

e- Thomson - El electrón gira alrededor del núcleo

Siguiendo órbitas de radio definido

f- Bohr - Principio de incertidumbre

PARTE C

1. Complete el siguiente cuadro ( sin usar la tabla periódica)

Elemento Número

atómico

Número

másico

Numero de

electrones

Número de

protones

Número

de

neutrones

Carbono 6 12 6 6 6

Cloro 17 35 17 17 18

47 108 47 47 61

26 56 26 26 30

Catión

SodioNa+1

11 23 10 11 12

Anión

fluoruro F-1

9 19 10 9 10

2-El siguiente elemento X con Z=16 y A=33, se transforma en un ión bivalente negativo (carga: -2).

¿Cuál es el número de protones, neutrones y electrones que posee antes y después de esa

transformación?

Antes Después

a. p=16, n=16, e=16

b. p=16, n=16, e=17

c. p=16, n=16, e=18

d. p=16, n=17, e=16

e. p=17, n=16, e=17

p=18, n=16, e=16

p=16, n=18, e=17

p=16, n=18, e=16

p=16, n=17, e=18

p=18, n=16, e=16

RTA: d

5

3. Encuentre entre las siguientes especies cuales son isótopos y cuales son especies isoelectrónicas:

X : numero atómico 7, Número másico 13, carga -2

Y: número atómico 9, Número másico 13, carga 0

W: número atómico 7, Número másico 15, carga +2

Z: número atómico 9, Número másico 15, carga +2

RTA: ISOTOPOS:

ISOELECTRONICOS X -Y

4. Un elemento presenta la siguiente configuración electrónica:

1s2

2s2

2p6

3s2

3p6

4s2

3d10

4p6

5s2

4d10

5p6

Indique:

a. Grupo,periodo y familia a la que pertenece Grupo8Aperiodo 5 –Gas Noble

b. Bloque y cantidad de electrones de valencia p 54electrones

c. Niveles completos e incompletos 4

d. Orbitales completos e incompletos

e. Configuración electrónica del ión más probable al ganar o perder electrones.

5. De acuerdo con las siguientes configuraciones electrónicas, indiquen su número atómico, el grupo y el

período al que pertenece:

a. 1s2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

3 Z15- periodo 3 grupo 5

b. …..4s2 3d

10 4p

1 Z 31 P 4 G 3

c. …..5s1

Z 37 P5 G1

d. ….. 4f14

5d10

6p6

Z 86 P 6 G 8

6. Ordene los siguientes elementos K, Li, Na, Ca, Cl, C, O, N, S, Br, F de menor a mayor radio atómico

y de menor a mayor electronegatividad.

RTA:

R, Radio de menor a mayor: F, O, N, C, Cl, Br, Li, Na, Ca, K

Electronegatividad de menor a mayor: K, Ca, Na, Li, Br, C, N, Cl, O, F

7. Dadas las siguientes configuraciones electrónicas: I) 1s2 2s

2 2p

5 II) 1s

2 III) 1s

2 2s

2 2p

6 3s

1

Indique:

a) El que tiene mayor electronegatividad I

b) El que tiene mayor radio atómico III

c) El gas noble II

ACTIVIDADES PRÁCTICAS UNIDAD II

PARTE A y B

ENLACES QUÍMICOS

1. Realice un cuadro comparativo sobre los distintos tipos de enlaces y dé ejemplos. (Tenga en

cuenta las propiedades periódicas vistas, como: potencial de ionización, afinidad electrónica,

valencias y electronegatividad, si se comparten, se ceden, se reciben e- y propiedades físicas)

2. Contesten las siguientes preguntas:

a) ¿Cuáles son las unidades estructurales de los compuestos iónicos y cuáles las de las

sustancias covalentes?

6

b) ¿Qué es la electronegatividad de un elemento?

c) ¿A qué se denomina enlace polar y que son las moléculas polares? Es lo mismo?

Ejemplifiquen.

d) ¿Qué tipos de redes forman los metales?

e) ¿Qué fuerzas hay que vencer para evaporar una masa de agua en estado líquido?, ¿y la misma

masa cuando es de hielo?

3) Tabla de electronegatividades de Pauling.

3. Recurran a la tabla de electronegatividad de Pauling del capítulo anterior y completen el

siguiente cuadro.

Dif de electroneg y

tipo de enlace

Electronegatividad Na F H

Estructura de Lewis Na *

H *

H

2,2 NaH (1,2)

Covalente polar *

HF (1,8)

Covalente polar*

H2

Covalente apolar

F

4,0 NaF (3,07)

Iónico

F2 (0)

Covalente apolar

HF (1,8)

Covalente polar*

Na 0,93 Na2 (0)

Metálico

NaF (3,07)

Iónico

NaH (1,2)

Covalente polar

* Según la teoría debería ser enlace iónico, pero se presenta una excepción a la regla.

7

RTA:

a) Compuestos iónicos: Como no forman moléculas, la unidad estructural la conforman los

aniones y cationes cuya disposición en el espacio se repite dentro de la red iónica. A esta

unidad estructural se la denomina celda iónica.

Sustancias covalentes: Las moléculas son en estos compuestos la unidad estructural.

b) Es la capacidad de atraer o recibir electrones.

c) Los enlaces polares son aquellos en los que un átomo atrae más que el otro los electrones

compartidos en el enlace. Mientras que las moléculas polares son aquellas en la que la

distribución de sus átomos en el espacio (geometría) genera la aparición de dipolos Ejemplo:

el tetracloruro de carbono tiene cuatro enlaces polares en los que el cloro atrae a los

electrones del enlace compartido con el carbono, sin embargo por su simétrica disposición

en el espacio es una molécula apolar.

d) Redes cristalinas con nudos constituidos de núcleos positivos y un “mar” de electrones

deslocalizados.

e) Uniones intermoleculares del tipo puente hidrógeno (dipolo-dipolo).

4. De las siguientes especies químicas:

CCl4 , N2 , HCl , NaCl , H2O , HF , NH3 , K2S

Comp Enlace intramolecular Unión intermolecular Ptos de f Solubilidad

C Cl4 Covalente polar Fuerzas de london bajos insoluble

N2 Covalente apolar F London bajos insoluble

HCl Covalente polar Dip-dip (pte.hidrógeno) medianos soluble

NaCl Iónico F. electricas altos soluble

H2O Covalente polar Dip-dip (pte.hidrógeno) medianos soluble

HF Covalente polar Dip-dip (pte.hidrógeno) medianos soluble

NH3 Covalente polar Dip-dip (pte.hidrógeno) medianos soluble

K2S Iónico F. electricas altos soluble

Nota:

El CCl4 Es una MOLECULA APOLAR con ENLACES COVALENTES POLARES cuyos

momentos dielectricos se anulan.

El HF (ácido fluorhidrico en estado acuoso o fluoruro de hidrogeno en est sólido) ES UN

COMPUESTO IÓNICO USANDO EL CRITERIO DE DIFERENCIA DE

ELECTRONEGATIVIDADES, PERO COVALENTE usando el criterio de la FAMILIA a la que

pertenecen los elementos que forman el enlace.

5. Dados los siguientes elementos: A (Z = 8) y B (Z = 12) que forman un compuesto:

a) Z = 8 1s2; 2s2; 2p4 6 electrones de valencia

b) Z = 12 1s2; 2s2; 2p6; 3s2 2 electrones de valencia

c) Enlace Iónico (metal + no metal = M+2 nM -2)

6. Dadas las siguientes especies químicas: CO2, F2Ca, Cl2, NH3

8

b- Cl2; CO2; NH3; F2Ca

c- Cl2 molecula apolar; CO2 molécula apolar; NH3 molécula polar; F2Ca cristal iónico

d- Cl2 London; CO2 London; NH3 puente hidrógeno; F2Ca fuerzas electrostáticas.

7. Represente mediante estructura de Lewis:

b) enlace covalente polar en el Si F4 y enlace iónico en el KCl.

c) El ClK es un compuesto iónico, los cristales iónicos son polares porque poseen iones con carga.

La molécula de Si F4 es un compuesto covalente cuya molécula es apolar debido a su estructura

simétrica.

8. Señale entre las opciones citadas a continuación, el grupo de compuestos presente al mismo

tiempo moléculas con enlaces polares y moléculas polares.

a- H2O – CO2 – CCl4

b- H2O – HBr – NH3

c- Cl2 – NH3 – CO2

d- Cl2 – CO2 – CCl4

e- CCl4 – NH3 – KBr

a y c no porque CO2 y el C Cl4 poseen uniones intermoleculares del tipo dipolo inducido

c y d tampoco porque Cl2 posee un enlace apolar.

9. Respondan verdadero o falso. Justifiquen sus respuestas:

a. V, b. F, c. V, d. F, e. F, f. V, g. F, h. V

10. Expliquen qué tipos de atracción interatómica o intermolecular se debe romper para:

Fundir hielo= ruptura de uniones intermoleculares de tipo Puente hidrógeno

Hervir Br2 = evaporación, fenómeno físico no rompe enlace interiores sino que afecta las

uniones intermoleculares, que en este caso son del tipo dipolo inducido o fuerzas de London.

Disociar F2 = fenómeno químico que tiene como objetivo romper los enlaces interiores a una

molécula y separarla en los iones o elementos que la componen. Aquí el enlace que se rompe es

covalente apolar.

11. Observen las configuraciones electrónicas de los átomos de los elementos A, B, C y D y

fundamenten la validez de las siguientes afirmaciones.

A: 1s 2 2s

2 2p

6

B: 1s 2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

5

C: 1s 2 2s

2 2p

6 3s

1

D: 1s 2 2s

2 2p

6 3s

2

a) Los átomos de los elementos A y B difícilmente puedan formar el compuesto AB.

b) Los elementos C y D son metales representativos.

c) El elemento A es un gas noble y difícilmente se combina con los demás.

d) El elemento B se presenta en la naturaleza formando una molécula diatómica.

e) Entre C y D puede darse un enlace iónico: el átomo C cede un electrón, y el D lo acepta.

RTA:

A= Ne

B= Cl

C=Na

D= Mg

a. V porque A es un gas noble no tiende a unirse con B

b. V porque terminan en s

c. V porque termina en p6

9

d. V al ser un halógeno pues termina en p5 tiene 7 electrones alrededor es decir formará compuestos

del tipo X2

e. F. entre dos metales representativos no se puede armar un enlace iónico.

ESTADOS DE OXIDACIÓN

1. Determine el número de oxidación para cada elemento en los siguientes compuestos:

(Suponga el estado de oxidación del oxígeno = -2, y el del hidrógeno = +1)

a. H2TeO4

b. H2SO4

c. CrO3

d. I2

e. B2O3

f. HVO3

g. Na IO3

h. Ca CO3.

a. Te = +6

b. S = +6

c. Cr = +6

d. I = 0

e. B = +3

f. V = +5

g. I = +5

h. C = +4

Formular y nombrar compuestos inorgánicos:

1, 2 Y 3)

Al2O3 óxido de aluminio/ trióxido de dialuminio/ óxido de aluminio (III) (óxido básico)

PbO óxido plumboso/ monóxido de plomo / óxido de plomo (II) (óxidos básicos)

PbO2 óxido plúmbico/ dióxido de plomo / óxido de plomo (IV)

SO2 óxido u anhídrido sulfuroso / dióxido de azufre / óxido de azufre (IV) (óxidos acidos)

SO3 óxido u anhídrido sulfúrico / trióxido de azufre / óxido de azufre (VI)

Br2O óxido u anhídrido hipobromoso / monóxido de di bromo/ óxido de bromo (I)

Br2O3 óxido u anhídrido bromoso / trióxido de di bromo/ óxido de bromo (III)

Br2O5 óxido u anhídrido brómico / pentóxido de di bromo/ óxido de bromo (V)

Br2O7 óxido u anhídrido perbrómico / heptóxido de di bromo/ óxido de bromo (VII)

(óxidos ácidos)

AlH3 hidruro de aluminio/ trihidruro de aluminio/ hidruro de aluminio (III) (hidruro metalico)

10

PbH2 Hidruro plumboso / dihidruro de plomo/ hidruro de plomo (II) (hidruros metálicos)

PbH4 Hidruro plúmbico / tetrahidruro de plomo/ hidruro de plomo (IV)

H2S sulfuro de hidrógeno / ácido sulfhídrico (hidruro no metálico o hidrácido)

HBr bromuro de hidrógeno / ácido bromhídrico (hidruro no metálico o hidrácido)

4) y 5)

Al2O3 + H2O Al (OH)3 hidróxido de aluminio/ trihidróxido de aluminio/ hidróxido de aluminio

(III)

PbO + H2O Pb (OH)2 hidróxido plumboso/ dihidróxido de plomo/ hidróxido de plomo (II)

PbO2 + H2O Pb (OH)4 hidróxido plúmbico/ tetrahidróxido de plomo/ hidróxido de plomo (IV)

SO2 + H2O H2SO3 ácido sulfuroso// trioxosulfato (IV) de di hidrógeno

SO3 + H2O H2SO4 ácido sulfurico// tetraoxosulfato (VII) de di hidrógeno

Br2O + H2O HBrO ácido hipobromoso// monooxobromato (I) de hidrógeno

Br2O3 + H2O HBrO2 ácido bromoso// dioxobromato (III) de hidrógeno

Br2O5 + H2O HBrO3 ácido bromico// trioxobromato (V) de hidrógeno

Br2O7 + H2O HBrO4 ácido perbromico// tetraoxobromato (VII) de hidrógeno

6)

a) CuO

b) Ag2O

c) SnH2

d) HCl

e) Ni (OH)3

f) Ca (OH)2

g) Al (OH)3

11

h) HIO

i) HBrO4

j) H2 CO3

k) H2S

7 y 8)

Ni (OH)3 + HBrO4 Ni (BrO4)3 + H2O

perbromato niquélico//tris[tetraoxobromato (VII)] de niquel (III)

Ca (OH)2 + H2 CO3 Ca (CO3) + H2O

Carbonato de calcio // trioxocarbonato (IV) de calcio (II)

Al (OH)3 + H2S Al 2 S3 + H2O

Sulfuro de aluminio/ trisulfuro de dialuminio / sulfuro (II) de aluminio (III)

12

PARTE C

1) Encuentra la cadena principal enumera y nombra los siguientes compuestos:

Rtas:

A) 3-metil hexano

B) 3-etil 5-propil nonano

C) 5-metil 3 propil 1, 4, 6 octatrieno

D) 3-metil 3,4 heptadieno

E) 3 etil, 4 metil ciclobutino

F) 1 metil, 1 propil ciclohexano

13

2) En los siguientes compuestos identifique los grupos funcionales presentes:

RTA:

alcohol éter

ácido ácido

éster

alcohol alcohol aromático éter

ácido aromático cetona aromática aldehido aromático

cetona ácido doble

3) Verifique la fórmula estructural de los siguientes compuestos. Encuentre isómeros y

clasifíquelos:

A y B isómeros de posición

C y D isómeros de función

E, F y G isómeros de cadena

H e I isómeros de función

L y Ñ isómeros de posición

M y O isómeros de posición

L y M isómeros de cadena

Ñ y O isómeros de cadena

N y P isómeros de posición

Q y R isómeros cis y trans

14

J y K son las fórmulas moleculares de los compuestos de arriba

ACTIVIDADES PRÁCTICAS UNIDAD III

PARTE B

1) Responda V o F justificando:

a-V

b-F

c-V

d-F

e-F

f-F

g-V

15

2) Calcule el peso molecular relativo, el peso molar y el peso molecular absoluto del: H2 SO4

98 uma – 98 g-1,63 10 -24

3) Cuantos átomos de H, S y O hay en:

a - 2 átomos H 1 átomo S 4 átomo de O

b- En un mol: 2 . 6,02 1023

H 6,02 1023

S 4 6,02 1023

O

c En tres moles: 6-. 6,02 1023

H 3 . 6,02 1023

S 12 . 6,02 1023

O

4. Calcule la masa en gramos contenida en:

a. Una molécula de agua. 2,99 10-23

g

b. Un mol de átomos de hidrógeno 1g

c. Un mol de átomos de oxígeno 16 g

d. Un mol de moléculas de oxígeno gaseoso (O2) 32g

e. Un mol de moléculas de ozono (O3) 48g

f. Un mol de moléculas de agua 18g

5) El acetato de octilo es uno de los responsables del aroma a naranjas. Si

contiene 69,77 % de C, 11,63% de H y 18, 60 % de O, y su masa molar es de

172 g. Calcule la fórmula empírica y su fórmula molecular.

C5 H10 O C10 H20 O2

6) Establezca la fórmula empírica y la composición centesimal para cada caso.

Empírica C H 3 80% C 20% H

HO 5,88% H 94,12% O

7) Balancee las siguientes ecuaciones:

a. 2 KNO3 + S SO2 + K2 O + N2O3

b. 2 P4O6 + 4 I2 2 P 2I4 + P4O10 + O2

8) El amoníaco (NH3) es una materia prima muy usada a nivel industrial. Su síntesis se lleva a

cabo según el proceso propuesto por el químico Fritz Haber (1868-1934) en 1905, representado

por la siguiente ecuación :

b- 15 moles de H2

c-0,6 moles de NH3

d-65,6 g de NH3

e- 1,81 1025

moléculas de H2

f-15000 L de hidrogeno gaseoso

9) Partiendo de la siguiente reacción:

3Mg (s) + 2 H3PO4 (ac) Mg3 (PO4 ) 2 (ac) +3 H2 (g)

b- 1080 g de Mg 30 moles de ácido

c- 140 L