Guía Qca 2da Parte 2012

Química 2012

Guía N° 2

ACTIVIDAD Nº1 ESTRUCTURA ATOMICA

Investiga y responde las siguientes preguntas: 1) Indica por lo menos una de las razones por la cual le es útil a la ciencia conocer al átomo por dentro. 2) Explica brevemente cómo fue cambiando el concepto de átomo y su estructura a lo largo de la historia, indicando en qué experiencia se basaron los científicos para dar sus afirmaciones. 3) En las siguientes afirmaciones están señaladas las características de los modelos atómicos de Thomson, Rutherford y Bohr (o de mas de uno de ellos). Clasifícalos 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 sea 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. La emisión de energía ocurre cuando el electrón salta de una órbita de mayor nivel energético a otra de menor nivel. 4) ¿A qué se llama número atómico y cómo se simboliza? 5) ¿A qué se llama número másico y cómo se simboliza? 6) Realiza un cuadro comparativo entre protones, neutrones y electrones. 7) Definir que es un isótopo y cita ejemplos. 8) Elije de la siguiente lista los símbolos que representen: a) Grupos de isótopos. b) Atomos con el mismo número de neutrones. c) Conjuntos de átomos diferentes con el mismo número másico. 14 14 15 16 13 16 17 18 13 C 6 7N 7N 7N 5B 8O 9F 10Ne 7N

17

7N

9) Señala cuales son isótopos entre sí. Justifica tu respuesta. 40 17 35 16 20Ca 8O 17Cl 8O 10) Indica el número de protones y neutrones presentes en cada uno de los siguientes núcleos: Litio-6, Hierro-57, Aluminio-27, Fluor-19, Oxígeno-16, Cloro-37, Uranio-238. 11) ¿Cuál es el número atómico de: a) cobre b) nitrógeno, c) fósforo, d) radio, e) zinc? 12) Explica por qué las masas atómicas de los elementos no son números enteros

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13) ¿Qué nombres especiales se dan a los isótopos de hidrógeno? ¿Cuáles son sus semejanzas y diferencias? 14) El plomo existe en la naturaleza en forma de 4 isótopos estables: 204 Pb (1.48%) ,206 Pb (23.6%), 207 Pb (22.6%), 208 Pb (52.3%). Calcula la masa atómica promedio del plomo. 15) Un elemento desconocido Q, tiene 2 isótopos, uno con A = 60 y otro con A = 63. Si la masa atómica del elemento es de 60.8 uma. ¿Cuáles son los porcentajes relativos de los isótopos? 16) a) Explica las diferencias entre un átomo y un ión. b) ¿A qué se llama catión y a qué anión? 17) Indica la estructura de un átomo con Z=40 y A=84. 18) ¿Cuál es el símbolo y el nombre del elemento cuyo número atómico es 24 y su número másico 52? 19) Indica para cada una de las siguientes afirmaciones si es válida o no, justificando en cada caso. a) Los protones ocupan la zona nuclear. b) El número atómico es la suma de los protones y los neutrones. c) La masa del protón es mucho mayor que la de un neutrón. d) Los electrones forman parte del núcleo. e) Los neutrones ocupan la zona extranuclear. f) El número de protones es igual al número de electrones. g) Con el número atómico se puede determinar el número de neutrones. h) La zona nuclear ocupa un pequeño volumen sin masa. i) El 24 11Na tiene un electrón de mas que el 23 11 Na. j) Una unidad de masa atómica tiene masa igual a 12 veces la masa de un átomo de carbono. k) Las masa atómicas del protio y del deuterio difieren en casi un 100%. 20) ¿Cuál es la composición nuclear de los seis isótopos naturales del calcio, cuyos números de masa son 40, 42, 43, 44, 46 y 48? 21) Un átomo de un elemento tiene número másico 201 y en su núcleo tiene 121 neutrones. a) ¿Cuál es la carga eléctrica del núcleo? b) ¿Cuál es el símbolo y el nombre del elemento? 22) De acuerdo con la notación 3216S indica: a) A qué elemento corresponde. b) Cuál es su Z y su A. c) El número de protones, electrones y neutrones. d) Propón un isótopo. 23) Un átomo tiene 14 neutrones y su número de masa es 27. Indica: a) ¿Cuál es su número atómico? b) ¿Cómo se denomina? c) ¿Cuál es su símbolo? d) ¿Cuántos electrones tiene?

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24) Completa el siguiente cuadro. Símbolo Ca Na

Z

A

Nºde protones

Nº de electrones

20 11 29

Nº de neutrones 20 10

64 30

Mn P

55 15 6

Ag Na Na+1 S-2 Cl-1 Mg+2

47 11 11 16 17 12

35 30 16

3 61 12 12

32 35 24

ACTIVIDAD Nº2 MODELO ATOMICO ACTUAL. TABLA PERIODICA

PARTE A: Modelo atónico actual 1) Indica cuales son los supuestos en que se basa la teoría atómica actual. Enuncia el principio de incertidumbre de Heisenberg. 2) Explica el concepto de orbital. 3) ¿Qué es la configuración electrónica de un átomo? ¿Cómo se obtiene? 4) Indica el número de electrones que se pueden ubicar en los primeros tres niveles de energía. 5) Conteste si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas, justificando en cada caso su respuesta: a) El rimer nivel es el de mayor energía. b) 2 electrones ubicados en distintos niveles tienen distinta energía. c) En los orbitales atómicos f se pueden ubicar hasta 14 electrones con distintos números cuánticos. 6) Escribe las configuraciones electrónicas correspondientes a los estados fundamentales de los elementos cuyos números atómicos son: a) Z = 13, b) Z = 17 y c) Z = 18. 7) Encuentra alguna analogía en las configuraciones electrónicas externas de los elementos Z = 3, 11, 19, 37 y 55.

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PARTE B: Tabla periódica 1) ¿A qué se llama ley periódica? 2) Qué característica de los elementos se utiliza en la actualidad para ordenarlos? 3) Qué es lo que caracteriza a los elementos de un mismo período? 4) ¿Qué es lo que caracteriza a los elementos de un mismo grupo? 5) ¿Cuántos períodos y grupos forman la actual tabla periódica? 6) ¿Cómo se clasifican los elementos de acuerdo a su configuración electrónica? 7) a) Constrúye una tabla periódica muda que presente los orbitales s, p y d. Indica en la misma los grupos A y los períodos. NOTA: cada cuadrícula, para cada elemento, deberá tener un tamaño de 1cm x1cm. b) Ubíca los siguientes elementos en la tabla por vos construída: I) Mg Z = 12 V) C Z = 6

II) N Z = 7

III) Br Z = 35

IV) Plata Z = 47

c) Para dichos elementos completa el siguiente cuadro. ELEMENTO

n’ de protones

n’ de neutrones

distribución electrónica por orbitales

I) II) III) IV) V) 8) Dada la configuración electrónica: 1s22s22p3, perteneciente al elemento X indicar: a) Su número atómico. b) El número de electrones en su última capa. c) El período de la tabla en que se halla. 9) Dado el elemento químico 8035X indica: a) Configuración electrónica. b) Grupo y período al que pertenece. 10) Dadas las siguientes configuraciones electrónicas indicar a qué grupo y período pertenecen los elementos y decir si se trata de representativos, de transición o de transición interna: a) 1s22s22p63s23p64s23d8 c) 1s22s22p63s23p64s23d104p6 4

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d) 1s22s22p63s23p5

Regla De las diagonales

1s 2s

2p

3s

3p

3d

4s

4p

4d

4f

5s

5p

5d

5f

6s

6p

6d

7s

7p

ACTIVIDAD Nº3 METALES Y NO METALES OBJETIVOS: - Diferenciar metales de no metales. - Relacionar la ubicacion de los elementos en la tabla periodica. ¿Qué elementos son metales? ¿Cómo podrías definir qué es un metal?; ¿qué es lo que diferencia un metal de un elemento que no es metal? Discute en grupo y responde. Para refutar o contestar las ideas discutidas, te proponemos retires una muestra de cada material que figura en el siguiente cuadro y explora sus características y propiedades. Completa los casilleros correspondientes. Aunque no se te entreguen muestras de todas las sustancias que figuran en el cuadro, trata de pensar cuáles de ellas existen en tu entorno. Para contestar si conduce o no conduce la corriente eléctrica utiliza el tester. Utiliza el imán para contestar la última columna.

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- Con las siguientes sustancias completa el cuadro:

- ¿Podrías redefinir qué es un metal? - Indica cuáles de las sustancias que se utilizaron crees que son metales. - Utiliza la tabla periódica para encontrar el lugar de las substancias con que has trabajado y, en la tabla muda que figura a continuación, escribe los símbolos correspondientes a ellas. - Analiza cuidadosamente la información que dispones y relaciónala con el lugar que cada elemento ocupa en la tabla. - Traza una recta para separar metales de no metales. - Elabora tus propias conclusiones.

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ACTIVIDAD Nº 4 UNIONES QUIMICAS

OBJETIVOS: a) Relacionar las propiedades de la materia con las uniones. b) Representar las uniones químicas de las distintas sustancias mediante estructuras de Lewis. PREGUNTAS: 1- ¿ Qué se entiende por unión química ? 2- ¿ Qué representan las estructuras de Lewis ? 3- ¿ Cómo se define electronegatividad y cómo varía a lo largo de la tabla periódica ? 4- ¿ Qué tipos de enlaces químicos conoces ? 5- ¿ Qué entiendes por enlace iónico y entre qué elementos de la tabla periódica se produce ? 6- ¿ Cómo se explica la unión metálica y en base a ella algunas de las propiedades de los metales ? 7- ¿ Qué entiendes por enlace covalente y entre qué elementos de la tabla periódica se produce ? 8- ¿ Qué entiendes por unión covalente dativa ? 9- Representa la formación y estructura de los siguientes compuestos iónicos: a) fluoruro de sodio; b) cloruro de bario; c) óxido de calcio. 10- a) ¿ Se puede diferenciar en la estructura de un cristal de cloruro de sodio la existencia de moléculas ? b) ¿ Por qué ésta sal funde a elevadas temperaturas ? c) ¿ Por qué, cuando se disuelve en agua, ésta conduce mejor la corriente eléctrica ? 11- Dibuja las estructuras de Lewis para cada uno de los siguientes compuestos: a) LiF b) BaBr2 l) P2O5 m) Br2O7

c) RbI d) PbCl4 e) N2O3 f) SrF2 n) Cl2O5 o) CO2 p) SO3

g) Cl2O h) PH3

i) O3

j) Li2O k) Cl2

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ACTIVIDAD Nº5 CONDUCTIVIDAD OBJETIVOS: - Identificar las sustancias que conducen la corriente eléctrica. - Relacionar la conductividad con la estructura atómica. ¿Todas las substancias conducen la corriente eléctrica? ACTIVIDAD: Materiales: - Fuente de electricidad. - Lamparita. - Sustancias que figuran en la tabla. Prueba el pasaje de la corriente eléctrica a través de las sustancias que figuran en el cuadro y marca con una cruz donde corresponda.

Nota: Para las substancias marcadas con una cruz tendrás que probar la conductividad de la corriente disueltas en agua. Situaciones problemáticas: 1) ¿Por qué es necesario que las substancias estén disueltas o fundidas para que conduzcan la corriente eléctrica? 2) ¿Cuál es la condición para que una substancia sea buena conductora?

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ACTIVIDAD Nº 6 POLARIDAD DE LOS ENLACES OBJETIVO: - Analizar las propiedades físicas y químicas de las sustancias, que tienen relación con la polaridad de sus enlaces químicos.

ACTIVIDAD: -

Coloca en diferentes tubos de ensayo, sustancias que conozcas las diferentes polaridades de sus moléculas. Determina la temperatura de las sustancias antes de comenzar la experiencia y al finalizar la misma. Coloca las diferentes sustancias dentro del microondas y enciéndelo (no coloques demasiado tiempo ni a altas potencias). Anota los resultados e investiga la razón de los mismos.

CONCLUSIONES: ELABORA UNA INVESTIGACIÓN SOBRE LO OCURRIDO (¿qué es una onda electromagnética? ¿Cómo calienta un microondas?.)

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ACTIVIDAD Nº7 FUERZAS INTERMOLECULARES

Cuestionario guia

1) ¿Qué son las fuerzas intermoleculares? 2) Para las siguientes fuerzas intermoleculares: Fuerzas de London, fuerzas dipolo-dipolo y unión por puente de hidrógeno indicar: a) Entre que moléculas se produce. Realiza un esquema que represente dichas fuerzas. b) ¿Cómo influyen estas fuerzas en sus propiedades físicas? 3) ¿En cuales de las siguientes sustancias se puede esperar la presencia de uniones por puente de hidrógeno? a) PCl3, b) HBr, c) CH4, d) NH3, e) H2O, f) NaCl, g) HF. 4) Sustancia

Punto de fusión (ºC) A B C D

113 660 680 -7.2

Conducción de la corriente eléctrica Sólido: no líquido: no Sólido: si líquido:si Sólido: no líquido: si Sólido: no líquido: no

Clasificar cada una de las sustancias según el tipo de enlace que presumiblemente existe entre los átomos que la forma, además de que tipo de fuerza intermolecular puede estar involucrada.

ACTIVIDAD Nº8 NºDE OXIDACION-ECUACIONES QUIMICAS-OXIDOS

1) a ) Define número de oxidación de un elemento. b) ¿Qué reglas rigen para determinarlo? 2) Establecer el número de oxidación para los distintos elementos en los siguientes compuestos: a) NH3, HBr. b) Cl2O, Cl2O3, Cl2O5, Cl2O7, HCl. c) SO2, SO3 d) K2O, MgO, Al2O3 e) H2SO4, H2SO3 f) Fe(OH)2, Fe(OH)3 3) ¿Qué representa una ecuación química? 4) ¿En qué se basa para balancear una ecuación química? 10

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5) ¿Qué indican los coeficientes estequiométricos? 6) ¿Qué información suministra una ecuación química balanceada? 7) Escribe la ecuación general de formación para un óxido básico y para un óxido ácido. 10) i) Escribir la ecuación de formación para todos los óxidos posibles de los siguientes elementos: ii) Indicar si son óxidos ácidos o básicos. iii) Nombrar el producto obtenido según las 3 nomenclaturas (antigua, moderna y numeral de stock) a) K b) Na c) Ca d) Ba e) Cs f) N (+3, +5), g) S (+2, +4, +6), h) Br (+1, +3, +5, +7)

ACTIVIDAD Nº9 ACIDOS. HIDROXIDOS. SALES

1) Escribe la fórmula general para un oxoácido y cómo se lo nombra. 2) Escribe la fórmula general para un hidrácido y cómo se lo nombra. 3) Escribe la fórmula general para un hidróxido y cómo se lo nombra. 4) ¿Qué sucede con un oxoácido cuando se lo disuelve en agua? ¿y un hidrácido? ¿Cómo se la llama a la solución obtenida? 5) ¿Qué sucede con un hidróxido cuando se lo disuelve en agua?. ¿Cómo se la llama a la solución obtenida? 6) a) ¿Qué se conoce como escala de pH? Clasifica a partir de esta escala un compuesto ácido y uno básico o alcalino. b) Explica distintas formas mediante las cuales puedes medir el pH de una solución. 7) i)Escribe la ecuación de formación, la disociación y la estructura de Lewis para los siguientes compuestos: ii) Indica si son ácidos o básicos a) Acido sulfúrico b) Acido sulfhídrico c) Hidróxido ferroso d) Acido hipocloroso e) Acidi perbrómico f) Acido nítrico g) Hidróxido de sodio h) Hidróxido de calcio j) hidróxido aúrico k) Acido bromhídrico. 8) Escribe la ecuación general de formación de una sal. ¿Cómo se nombra al producto obtenido? 9) Escribe la ecuación de formación para las siguientes sales: a) Cloruro de sodio b) Sulfuro de sodio c) Clorato de aluminio d) Sulfato de aluminio e) Bromuro férrico f) Nitrito plúmbico g) Ioduro de potasio h) Nitrato ferroso.

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ACTIVIDAD Nº10 TRABAJANDO COMO QUIMICOS ACTIVIDAD: Hoy trabajarás con magnesio e investigarás el comportamiento de sus compuestos; para esto te proponemos que indiques su ubicación en la tabla periódica y sus propiedades como elemento. Materiales: - Cinta de Magnesio - Pinza Metálica - Mechero - Probeta - Vaso de precipitados - Papel tornasol azul y rojo Procedimiento: - Toma el trozo de cinta de magnesio y limpia su superficie, puliéndola.¿Qué diferencias hay entre el magnesio pulido y el magnesio sin pulir? - Toma el trozo de magnesio con la pinza metálica, colócalo sobre la llama y describe lo observado. Apenas comienza la ignición retira de la llama y sostén en el aire sobre el frasco hasta que terminen los cambios. Establece las características del sistema obtenido. - Completa la siguiente ecuación: MAGNESIO + __________________ -------------> ________________ - ¿Qué tipo de compuesto se obtuvo? - Representa a traves de la estructura de Lewis la fórmula de los compuestos obtenidos. - Agrega al sistema obtenido 20 ml. de agua y agítalo, introduce un papel de tornasol azul y uno rojo, espera unos minutos y registra lo observado. OXIDO DE MAGNESIO + ___________ ---------------> ________________ Ahora vas a trabajar con un no metal: el azufre y probarás las características de sus derivados. Recuerda su ubicación en la tabla periódica y sus características como elemento. Materiales: - Azufre en polvo - Mechero - Cuchara de combustión - Papel de amianto - Vaso de precipitados - Vidrio reloj - Probeta - Papel tornasol azul y rojo

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Para que puedas comprobar las características de los compuestos que forma el azufre, seguirás la siguiente técnica: - Forra la cuchara de combustión con papel de amianto y coloca el azufre. - Coloca el vaso de precipitados cerca del mechero y lleva el azufre a la llama ¿Que ocurrió? - Retíralo de la llama cuando comience la ignición, vuelca el amianto con su contenido dentro del frasco y tápalo con el vidrio reloj. ¿ Qué cambio(s) ocurre(n) en el interior del frasco? - ¿Qué tipo de compuesto has obtenido? - Completa la siguiente ecuación: AZUFRE + __________________ ------------------> ________________ - ¿La substancia qhe has obtenido es simple o compuesta? - Representa a traves de la estructura de Lewis la fórmula de los compuestos obtenidos. Para que pruebes si la substancia obtenida reaccionará con agua agrega, a la substancia obtenida anteriormente, aprox. 20 ml de agua y tápala de inmediato con el vidrio reloj. Agítala. ¿Por qué es importante que tapes de inmediato? - ¿Qué tipo de compuesto has obtenido? - Completa la siguiente ecuación: TRIOXIDO DE AZUFRE + _______________ -----------> ________________ - Introduce en el nuevo sistema obtenido un papel tornasol azul y uno rojo, espera unos minutos y registra lo observado. - ¿Qué objetivos has logrado con esta práctica? - Representa a traves de la estructura de Lewis la fórmula de los compuestos obtenidos.

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ACTIVIDAD Nº11 Ph

Materiales: Solución de ácido clorhídrico Solució de hidróxido de sodio Tubos de ensayo Pipeta 10 ml Varilla de vidrio Papel indicador Procedimiento: PARTE A: 1) El docente te proveerá de 10 ml de una solución de ácido clorhídrico de concentración 3,7 gr st / 1 litro Sc. 2) Registra el ph de esta solución con el papel indicador. 3) Toma 1 ml de esta solución y pásala a otro tubo de ensayo. 4) Agrega 9 ml de agua. Agita bien y registra el ph de esta nueva solución. 5) Toma 1 ml de la solución obtenida en 4) y agrégale 9 ml de agua, agita bien y registra el pH. 6) Repite el procedimiento realizado en 4) y 5) 3 veces mas. PARTE B Repite el procedimiento realizado en A pero utilizando una solución de hidróxido de sodio de concentración 4 gr st / 1 lt de Sc Al finalizar el práctico realiza un cuadro donde figure la concentración de cada tubo con su correspondiente pH.

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ACTIVIDAD Nº12 MOL - ESTEQUIOMETRIA

PARTE A Con la ayuda de la bibliografía responde las siguientes preguntas. 1) 2) 3) 8) 5) 6)

Define masa atómica y da ejemplos. Define masa molecular y da ejemplos. Define que es un mol. Define volúmen molar Define masa molar y masa atómica relativa. Busca en tu tabla periódica donde figura la masa atómica relativa de cada uno de los elementos.

Con los conceptos anteriores resuelve los siguientes ejercicios. 1) Busca la masa atómica relativa de: S, K. Cl, N, Br, Ag, Fe, H, O. 2) Calcula la masa atómica relativa de: H2, Cl2, N2, H2O, NH3, O2, CO, CO2. 3) Calcula la masa atómica relativa de: Acido clorhídrico, hidróxido de sodio, acido sulfúrico, hidróxido de aluminio, sulfato de sodio, cloruro cúprico. 4) De los siguientes elementos indica cual tiene mayor número de moleculas. i) 3 gr de Cu, ii) 2 moles de Fe, iii) 100 gr de H2, iv) 4 moles de S, v)5 gr de K. 5) Calcular cuántos moles de moléculas o fórmulas hay en: a) 300 g de óxido de aluminio b) 7 x 1024 moléculas de amoníaco c) 46 l de dióxido de carbono d) 150 g de ácido clorhídrico e) 2 x 10 22 moléculas de dióxido de azufre f) 9 l de oxígeno

PARTE B Con la ayuda de la bibliografía responde las siguientes preguntas: 1) ¿Qué se entiende por relación estequiométrica? 2) ¿Puede efectuarse algún cálculo estequiométrico si la ecuación en estudio no está balanceada? 3)¿Qué se entiende por reactivo limitante? 4) ¿Qué se entiende por reactivo en exceso?

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Con los conceptos anteriores resuelve los siguientes ejercicios. 1) Realiza la ecuación de obtención de cloruro de potasio y calcula la masa de sal que se puede obtener a partir de 5 moles de hidróxido 2) a) ¿Qué cantidad de moles de óxido férrico se podrá obtener si se hacen reaccionar 30 l de O2 medidos en CNPT?. b) ¿Qué masa de hierro reaccionará? 3) 7,2 x 1024 moléculas de cloro, reaccionan con cantidad suficiente de hidrógeno para obtener cloruro de hidrógeno. a) ¿ Qué volumen de hidrógeno reacciona?, b) ¿Cuántos moles de cloruro de hidrógeno se obtendrán? 4) En la neutralización de ácido nítrico con hidróxido de hierro (III) se obtienen 250 g de sal. Calcular: a) moles de ácido nítrico que reaccionan b) masa de hidróxido necesaria c) cantidad de moléculas de agua obtenidas 5) 2 x 1022 átomos de carbono reaccionan con 12 l de oxígeno en combustión completa, obteniendo dióxido de carbono. Indica: a) ¿Qué reactivo está en exceso? Y ¿ qué cantidad de ese reactivo reacciona? b) Masa de dióxido de carbono obtenida? 6) Para neutralizar 400 g de ácido sulfúrico, se utilizan 4 moles de hidróxido de calcio, indica: a) ¿Cuál es el reactivo limitante? b) ¿Qué cantidad se podrá obtener? c) ¿Qué cantidad de reactivo quedará sin reaccionar y cuál es ese reactivo? 8) Para neutralizar 4 moles de ácido clorhídrico se utilizaron 200 de hidróxido de potasio. ¿La solución acuosa obtenida es totalmente neutra? ¿qué ph tendrá?

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ACTIVIDAD Nº13 MOLARIDAD 1) ¿Qué formas ya conoces para expresar la concentración de una solución? 2) ¿Qué es la molaridad de una solución? 3) Calcular las concentraciones molares de las siguientes soluciones: a) 0.3 moles de HCl en 500 ml de solución. b) 0.6 moles de NaOH en 350 ml de solución. c) 3 gr de H2SO4 en 500 ml de solución. d) Solución 37 % m/m de H Cl. 4) Halla la molaridad de una solución de Na(OH) que contiene 4 gr. de soluto por litro de solución. 5) ¿Qué masa de Mg(OH)2 está contenida en 2 litros de solución 0,1 M? 6) Se tiene una solución acuosa 2 M de K(NO3). Expresa su concentración en % m/v. 7) Señala y justifica cuál es la solución mas concentrada: a) 0.001 M de HCl. b) 0.3 gr de HCl/lt. de solución. c) 0.029 gr de Hcl/100 cm3 de solución. 8) Calcula la molaridad del H2O a 20º C, sabiendo que a dicha temperatura su densidad es 0.998 gr/cm3. 9) Se dispone de 80 ml de solución 3 M de K(OH) y se agregan 40 ml de agua. ¿Cuál es la nueva concentración de la solución? 10) ¿Cuántos gramos de H2SO4 debes pesar para preparar 0,5 l de una solución 3 M? Rta: 147 gr de H2SO4. 11) ¿Qué masa de soluto y de solvente hay en 200 mg de solución de NaCl al 6% m/m? Rta: 12mg de sto. 188 mg de Sv. 12) Se disuelven 0,72 moles de sto en 3 l. de solución. ¿Cuál es la molaridad? Rta: 0,24 M. 13) ¿Qué molaridad resulta de disolver 0,8 moles de sto en 450 ml de solución? Rta: 1,8M. 14) ¿Cuál es la molaridad de una solución que contiene 16 gr. de CH3 OH en 200 ml de solución? Rta: 2,50 M. 15) ¿Cuántos gramos de hidróxido de calcio se necesitan para preparar 2 l de solución 2 M? Rta: 296 gr. 17

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16) En 400 ml de una solución 0,5 M de H2 S O4. ¿Cuántos moles de este ácido hay? ¿Cuántos gramos? Rta: 0,2 moles y 19,6 gr. 17) ¿Cómo prepararías 2 l. de solución 0,5M de IK? Rta: 166 gr de IK. 18) A 75 ml de una solución 2 M de HNO3 se agregan 150 ml de agua. ¿Cuál es la concentración de la nueva solución? Rta: 0,7 M.

Problemas de estequiometría/molaridad 1) En el armario de un laboratorio se encuentran los siguientes materiales: a) Li2(CO3)

b) PbO2 c) HClO3 d) Na(OH)

e) HBr

Nombra cada uno de los compuestos. 2) Calcular la cantidad de ácido e hidróxido que serán necesarios para preparar: a) 500 de cloruro de sodio. Rta: 311.96 gr de ac y 341.88 gr hidrox b) 250 gr se sulfato gr de potasio Rta: 140.8 gr de acido y 160.92 gr de hidróxido. c) 600 gr de clorato de calcio. Rta: 489.85 gr de ac y 214.49 ge hidrox. 3) Calcular la cantidad de perclorato de calcio que se pueden preparar a partir de 300 gr de hidróxido de calcio. Calcular el volúmen de agua obtenido. Rta: 968.92 gr de sal y 145.94 ml de agua. 4) Se hacen reaccionar 30 gr de ácido sulfhídrico con cantidad suficiente de hidróxido de bario para obtener la sal correspondiente. a) ¿Cuál es la sal obtenida? b) ¿Qué cantidad de sal se obtiene? Rta: 149.42 gr de sal. 5) En un laboratorio químico se disponen de las siguientes soluciones: Acido clorhídrico 20 % m/v y hidróxido de sodio 30 % m/v. Calcular el volúmen de ácido e hidróxido que serán necesarios para preparar 300 gr de cloruro de sodio. Rta: 935.9 ml de HCl y 683.77 ml de NaOH 6) Calcular el volúmen de H2SO4 98 % m/v que será necesario para preparar 500 gr de sulfato de sodio. ¿Qué masa de hidróxido se necesitará? ¿Cuál es el volúmen de agua formado? Rta: 352.1 ml H2SO4, 281.69 gr NaOH y 126.76 ml agua. 7) Se deben neutralizar 200 ml de una solución de Pb(OH)4 al 25 % m/v. Indica de los siguientes reactivos: a) Cual o cuales podrías utilizar. b) Que sal se formará en cada caso, c) Que cantidad de sal se formará. d) Que volúmen de reactivo se utilizará. Reactivos: * Acido nítrico: 0.2 M • NaBrO: 0.1M • H2SO3: 0.4 M • Ca(OH)2: 0.8M • HNO2: 24 % m/m (dens: 1.10 gr/ml) 18

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Fe(OH)3: 2 % m/v.

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