Portafolio de Quimica

Presentado por: Yeibis Castellar Tatis
Grupo: H
Código: T00027000
Ingeniería Industrial

La ubicuidad de la química en las ciencias naturales hace que sea considerada como
una de las ciencias básicas. La química es de gran importancia en muchos campos del
conocimiento, como la ciencia de materiales, la biología, la farmacia, la medicina,
la geología, la ingeniería y la astronomía, entre otros.
Los procesos naturales estudiados por la química involucran partículas fundamentales
(electrones, protones y neutrones), partículas compuestas (núcleos atómicos, átomos
y moléculas) o estructuras microscópicas como cristales y superficies.
Desde el punto de vista microscópico, las partículas involucradas en una reacción
química pueden considerarse como un sistema cerrado que intercambia energía con
su entorno. En procesos exotérmicos, el sistema libera energía a su entorno, mientras
que un proceso endotérmico solamente puede ocurrir cuando el entorno aporta
energía al sistema que reacciona. En la gran mayoría de las reacciones químicas hay
flujo de energía entre el sistema y su campo de influencia, por lo cual podemos
extender la definición de reacción química e involucrar la energía cinética (calor) como
un reactivo o producto.
Es común que entre las comunidades académicas de químicos la química analítica no
sea considerada entre las subdisciplinas principales de la química y sea vista más
como parte de la tecnología química. Otro aspecto notable en esta clasificación es que
la química inorgánica sea definida como "química no orgánica". Es de interés también
que la Química Física es diferente de la Física Química. La diferencia es clara en
inglés: "chemical physics" y "physical chemistry"; en español, ya que el adjetivo va al
final, la equivalencia sería:

 Química física Physical Chemistry
 Física química Chemical physics
Usualmente los químicos son educados en términos de físico-química (Química Física)
y los físicos trabajan problemas de la física química.
La gran importancia de los sistemas biológicos hace que en nuestros días gran parte
del trabajo en química sea de naturaleza bioquímica. Entre los problemas más
interesantes se encuentran, por ejemplo, el estudio del desdoblamiento de las
proteínas y la relación entre secuencia, estructura y función de proteínas.
Si hay una partícula importante y representativa en la química es el electrón. Uno de
los mayores logros de la química es haber llegado al entendimiento de la relación
entre reactividad química y distribución electrónica de átomos, moléculas o sólidos.
Los químicos han tomado los principios de la mecánica cuántica y sus soluciones
fundamentales para sistemas de pocos electrones y han hecho aproximaciones
matemáticas para sistemas más complejos. La idea de orbital atómico y molecular es
una forma sistemática en la cual la formación de enlaces es entendible y es la
sofisticación de los modelos iniciales de puntos de Lewis. La naturaleza cuántica del
electrón hace que la formación de enlaces sea entendible físicamente y no se recurra
a creencias como las que los químicos utilizaron antes de la aparición de la mecánica
cuántica. Aún así, se obtuvo gran entendimiento a partir de la idea de puntos de Lewis.

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En un artículo previo habíamos desarrollado varios conceptos y especificado las
diferentes características de la física, en este documento hablaremos de uno de sus
mayores complementos: la química. La definición de química establece que ésta es
una ciencia encargada de estudiar la composición, propiedades y estructuras de las
sustancias materiales, la forma en que interactúan y los efectos que se producen
sobre ellas cuando se les añade o extrae energía en cualquiera de sus formas. Desde
que el hombre habita en esta Tierra ha sido testigo de la transformación de sustancias,
y no nos referimos a mutaciones complejas, sino a la carne cocinándose o al hielo
derritiéndose; estos hechos empezaron a indagar dentro del subconsciente de las
personas y tuvo como productos la búsqueda de sus causas.

Aunque hay una gran variedad de ramas de la química, las principales divisiones son:

 Química Orgánica
 Química Inorgánica
 Fisicoquímica
 Química analítica
 Bioquímica

La definición de química como la de física hace una división entre la época antigua y la
moderna; en la primera los procesos químicos eran realizados por artesanos que
habitaban la Mesopotamia, China y Egipto. Al principio se trabajaba con metales
nativos como el cobre y el oro, muchas veces en estado puro, pero con el correr de los
años, estas personas aprendieron a fundir menas calentándolas con carbón de leña y
así obtenían diferentes metales. Luego, aconteció el uso progresivo del hierro y el
bronce; se inició así una tecnología química primitiva: se descubrían distintos métodos
para fijar tintes, distintas clases de tejidos y ya los alfareros era expertos preparando
barnices y fabricando vidrio. Como mencionamos al principio, la física está
estrechamente vinculada con la definición de química; desde los tiempos de Tales de
Mileto, los filósofos griegos empezaron a cuestionar lógicamente el mundo físico. El
mismo Tales estaba seguro de que la materia procedía del agua y que ésta podía
solidificarse en Tierra o evaporarse en aire; sus asesores completaron esta idea
diciendo que la tierra estaba compuesta por cuatro elementos fundamentales: agua,
tierra, aire y fuego. Los mismos, a su vez, estaban compuestos por átomos, es decir,
partículas diminutas que se movías en el vacío; Aristóteles fue el más influyente dentro
del campo de la química, éste creía que la materia poseía cuatro cualidades: calor,
frío, sequedad y humedad y es por eso que cada uno de ellos estaba compuesto por
dichas cualidades.

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Prácticamente todas las sustancias que encontramos en la naturaleza están formadas
por átomos unidos. Las intensas fuerzas que mantienen unidos los átomos en las
distintas sustancias se denominan enlaces químicos.
¿Por qué se unen los átomos?
Los átomos se unen porque, al estar unidos, adquieren una situación más estable que
cuando estaban separados.
Esta situación de mayor estabilidad suele darse cuando el número de electrones que
poseen los átomos en su último nivel es igual a ocho, estructura que coincide con la de
los gases nobles.
Los gases nobles tienen muy poca tendencia a formar compuestos y suelen
encontrarse en la naturaleza como átomos aislados. Sus átomos, a excepción del
helio, tienen 8 electrones en su último nivel. Esta configuración electrónica es
extremadamente estable y a ella deben su poca reactividad.
Podemos explicar la unión de los átomos para formar enlaces porque con ella
consiguen que su último nivel tenga 8 electrones, la misma configuración electrónica
que los átomos de los gases nobles. Este principio recibe el nombre de regla del
octeto y aunque no es general para todos los átomos, es útil en muchos casos.
Distintos tipos de enlaces
Las propiedades de las sustancias dependen en gran medida de la naturaleza de los
enlaces que unen sus átomos.
Existen tres tipos principales de enlaces químicos: enlace iónico, enlace covalente y
enlace metálico. Estos enlaces, al condicionar las propiedades de las sustancias que
los presentan, permiten clasificarlas en: iónicas, covalentes y metálicas o metales.

 Enlace covalente

El enlace covalente polar es intermediado en su carácter entre un enlace covalente y
un enlace iónico. Los átomos enlazados de esta forma tienen carga eléctrica neutra.
Los enlaces covalentes pueden ser simples cuando se comparte un solo par de
electrones, dobles al compartir dos pares de electrones, triples cuando comparten tres
pares de electrones, o cuádruples cuando comparten cuatro pares de electrones.
Los enlaces covalentes no polares se forman entre átomos iguales, no hay variación
en el número de oxidación. Los enlaces covalentes polares se forman con átomos
distintos con gran diferencia de electronegatividades. La molécula es eléctricamente
neutra, pero no existe simetría entre las cargas eléctricas originando la polaridad, un
extremo se caracteriza por ser electropositivo y el otro electronegativo.
En otras palabras, el enlace covalente es la unión entre átomos en donde se da un
compartimiento de electrones, los átomos que forman este tipo de enlace son de
carácter no metálico. Las moléculas que se forman con átomos iguales
(mononucleares) presentan un enlace covalente pero en donde la diferencia de
electronegatividades es nula.

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Se presenta entre los elementos con poca diferencia de electronegatividad (< 1.7), es
decir cercanos en la tabla periódica o bien, entre el mismo elemento para formar
moléculas diatomicas.

 Enlace iónico o Electro Valente

El enlace iónico es un tipo de interacción electrostática entre átomos que tienen una
gran diferencia de electronegatividad. No hay un valor preciso que distinga la ionicidad
a partir de la diferencia de electronegatividad, pero una diferencia sobre 2.0 suele ser
iónica, y una diferencia menor a 1.5 suele ser covalente. En palabras más sencillas, un
enlace iónico es aquel en el que los elementos involucrados aceptan o pierden
electrones (se da entre un catión y un anión) o dicho de otra forma, es aquel en el que
un elemento más electronegativo atrae a los electrones de otro menos
electronegativo.3 El enlace iónico implica la separación en iones positivos y negativos.
Las cargas iónicas suelen estar entre -3e a +3e.
1) Se presenta entre los elementos con gran diferencia de electronegatividad
(>1.7), es decir alejados de la tabla periódica: entre metales y no metales. 2)
Los compuestos que se forman son sólidos cristalinos con puntos de fusión
elevados. 3) Se da por TRANSFERENCIA de electrones: un átomo PIERDE y
el otro 'GANA' 4) Se forman iones (cationes y aniones)

 Enlace covalente coordinado

El enlace covalente coordinado, algunas veces referido como enlace dativo, es un tipo
de enlace covalente, en el que los electrones de enlace se originan sólo en uno de los
átomos, el donante de pares de electrones, o base de Lewis, pero son compartidos
aproximadamente por igual en la formación del enlace covalente. Este concepto está
cayendo en desuso a medida que los químicos se pliegan a la teoría de orbitales
moleculares. Algunos ejemplos de enlace covalente coordinado existen en nitronas y
el borazano. El arreglo resultante es diferente de un enlace iónico en que la diferencia
de electronegatividad es pequeña, resultando en una covalencia. Se suelen
representar por flechas, para diferenciarlos de otros enlaces. La flecha muestra su
cabeza dirigida al aceptor de electrones o ácido de Lewis, y la cola a la base de Lewis.
Este tipo de enlace se ve en el ion amonio.

 Enlace de uno y tres electrones

Los enlaces con uno o tres electrones pueden encontrarse en especies radicales, que
tienen un número impar de electrones. El ejemplo más simple de un enlace de un
electrón se encuentra en el catión de hidrógeno molecular, H2+. Los enlaces de un
electrón suelen tener la mitad de energía de enlace, de un enlace de 2 electrones, y en
consecuencia se les llama "medios enlaces". Sin embargo, hay excepciones: en el
caso del dilitio, el enlace es realmente más fuerte para el Li2+ de un electrón, que para
el Li2 de dos electrones. Esta excepción puede ser explicada en términos de
hibridación y efectos de capas internas. El ejemplo más simple de enlace de tres
electrones puede encontrarse en el catión de helio dimérico, He2+, y puede ser
considerado también medio enlace porque, en términos de orbitales moleculares, el
tercer electrón está en un orbital antienlazante que cancela la mitad del enlace
formado por los otros dos electrones. Otro ejemplo de una molécula conteniendo un

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enlace de tres electrones, además de enlaces de dos electrones, es el óxido nítrico,
NO. La molécula de oxígeno, O2, también puede ser vista como si tuviera dos enlaces
de 3-electrones y un enlace de 2-electrones, lo que justifica su paramagnetismo y
su orden formal de enlace de 2.
Las moléculas con número impar de electrones suelen ser altamente reactivas. Este
tipo de enlace sólo es estable entre átomos con electronegatividades similares.

 Enlaces flexionados

Los enlaces flexionados, también conocidos como enlaces banana, son enlaces en
moléculas tensionadas o impedidas estéricamente cuyos orbitales de enlaces están
forzados en una forma como de banana. Los enlaces flexionados son más
susceptibles a las reacciones que los enlaces ordinarios. El enlace flexionado es un
tipo de enlace covalente cuya disposición geométrica tiene cierta semejanza con la
forma de una banana doble enlace entre carbonos se forma gracias al traslape de dos
orbitales híbridos sp3. Como estos orbitales no se encuentran exactamente uno frente
a otro, al hibridarse adquieren la forma de banana.

 Enlaces 3c-2e y 3c-4e

En el enlace de tres centros y dos electrones ("3c-2e"), tres átomos comparten dos
electrones en un enlace. Este tipo de enlace se presenta en compuestos deficientes
en electrones, como el di borano. Cada enlace de ellos (2 por molécula en el diborano)
contiene un par de electrones que conecta a los átomos de boro entre sí, con un
átomo de hidrógeno en el medio del enlace, compartiendo los electrones con los
átomos de boro.
El enlace de tres centros y cuatro electrones ("3c-4e") explica el enlace en moléculas
hipervalentes. En ciertos compuestos aglomerados, se ha postulado la existencia
de enlaces de cuatro centros y dos electrones.
En ciertos sistemas conjugados π (pi), como el benceno y otros
compuestos aromáticos, y en redes conjugadas sólidas como el grafito, los electrones
en el sistema conjugado de enlaces π están dispersos sobre tantos centros nucleares
como existan en la molécula o la red.

 Enlace aromático

En muchos casos, la ubicación de los electrones no puede ser simplificada a simples
línes (lugar para dos electrones) o puntos (un solo electrón). En compuestos
aromáticos, los enlaces que están en anillos planos de átomos, la regla de
Hückel determina si el anillo de la molécula mostrará estabilidad adicional.
En el benceno, el compuesto aromático prototípico, 18 electrones de enlace mantiene
unidos a 6 átomos de carbono para formar una estructura de anillo plana. El orden de
enlace entre los diferentes átomos de carbono resulta ser idéntico en todos los casos
desde el punto de vista químico, con una valor equivalente de aproximadamente 1.5.
En el caso de los aromáticos heterocíclicos y bencenos sustituidos, las diferencias de
electronegatividad entre las diferentes partes del anillo pueden dominar sobre el

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comportamiento químico de los enlaces aromáticos del anillo, que de otra formar sería
equivalente.

 Enlace metálico

En un enlace metálico, los electrones de enlace están des localizados en una
estructura de átomos. En contraste, en los compuestos iónicos, la ubicación de los
electrones enlazantes y sus cargas es estática. Debido a la deslocalización o el libre
movimiento de los electrones, se tienen las propiedades metálicas de conductividad,
ductilidad y dureza.

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Podemos convertir las unidades de:

Molaridad a molalidad
Molalidad a molaridad
Molalidad a fracción molar o viceversa
Molaridad a porcentaje por peso
Normal a molar
Entre otras.

Las cifras significativas (o dígitos significativos) representan el uso de una escala de
incertidumbre en determinadas aproximaciones.
El uso de éstas considera que el último dígito de aproximación es incierto, por ejemplo,
al determinar el volumen de un líquido con una probeta cuya precisión es de 1 ml,
implica una escala de incertidumbre de 0,5 ml. Así se puede decir que el volumen de
6 ml será realmente de 5,5 ml a 6,5 ml. El volumen anterior se representará entonces
como (6,0 ± 0,5) ml. En caso de determinar valores más próximos se tendrían que
utilizar otros instrumentos de mayor precisión, por ejemplo, una probeta de divisiones
más finas y así obtener (6,0 ± 0,1) ml o algo más satisfactorio según la precisión
requerida.

La notación científica (o notación índice estándar) es una manera rápida de
representar un número utilizando potencias de base diez. Esta notación se utiliza para
poder expresar fácilmente números muy grandes o muy pequeños.

Los números se escriben como un producto:

Siendo:

Un número entero o decimal mayor o igual que 1 y menor que 10, que recibe el
nombre de coeficiente.
Un número entero, que recibe el nombre de exponente u orden de magnitud.

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La notación científica utiliza un sistema llamado coma flotante, o de punto flotante en
países de habla inglesa y en algunos hispanohablantes.

Expresar 35 m / s2 en pulgadas / minuto2

1 m = 39.37 plg.

1 min = 60 s

2. Factores de conversión:

1 m / 39.37 plg y 39.37 plg / 1 m

1 min / 60 s y 60 s / 1 min

Operaciones con los factores apropiados para cancelar unidades y obtener las
deseadas:

35 m / s2 = 35 m / s2 x 39.37 plg / m x (60 s / 1 min)2

= 35 x 39.37 plg x 60^2 / 1 min^2

= 4960620 plg / min2.

Qué diferencia hay entre 4.0 g y 4.00 g?

Respuesta: muchas personas dirían que no hay diferencia, pero un científico notaria
la diferencia en el número de cifras significativas en las dos mediciones. El valor 4.0

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tiene dos cifras significativas, en tanto 4.00 tiene tres, esto significa que la medición
con dos cifras es más incierta que la segunda.

La masa de 4.0indica que el valor está entre 3.9 - 4.1 g.

En cambio la masa de 4.00 indica que el valor está entre 3.99 - 4.01g

Entre más cifras significativas tenga una medición más cierta es la medición.

Si redondeamos 3,678 a tres cifras significativas, el resultado es 3,68, que está más
cerca del original que 3,67. En cambio si el número a redondear, también a tres cifras,
fuera 3,673, quedaría 3,67 que es más próximo al original que 3,68. Para redondear
3,675, según la tercera regla, debemos dejar 3,68.

Las dos primeras reglas son de sentido común. La tercera es un convenio
razonable porque, si se sigue siempre, la mitad de las veces redondeamos por defecto
y la mitad por exceso.

0,0000154 = 1,54.10^-5

128567 = 1,28 .10^5

0,0078 = 7,8 .10^-3

1500000 = 1,5 .10^6.

Son propiedades que presentan los elementos químicos y que se repiten
secuencialmente en la tabla periódica. Por la colocación en la misma de un elemento,
podemos deducir que valores presentan dichas propiedades así como su
comportamiento químico.

Tal y como hemos dicho, vamos a encontrar una periodicidad de esas propiedades en
la tabla. Esto supone, por ejemplo, que la variación de una de ellas en los grupos va a
responder a una regla general. Esto nos permite, al conocer estas reglas de variación,
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cuál va a ser el comportamiento químico de un elemento, ya que dicho
comportamiento, depende en gran manera, de sus propiedades periódicas.

Hay un gran número de propiedades periódicas. Entre las más importantes
destacaríamos:

 Estructura electrónica: distribución de los electrones en los orbitales del
átomo
 Potencial de ionización: energía necesaria para arrancarle un electrón.
 Electronegatividad: mide la tendencia para atraer electrones.
 Afinidad electrónica: energía liberada al captar un electrón.
 Carácter metálico: define su comportamiento metálico o no metálico.
 Valencia iónica: número de electrones que necesita ganar o perder para el
octete.

Objetivos: El desarrollo de este taller permitirá la comprensión de los conceptos
relacionados con la estructura atómica.

Estructura atómica.

Complete el siguiente cuadro.

Símbolo del Número Número Número de Número de Número de
elemento atómico másico protones neutrones electrones
F 9 18,99840 9 10 9
Si 14 28,08600 14 26 14
Al 13 27 13 25 13
Mn 25 55 25 53 25

Determine el número de protones, neutrones, y electrones en los siguientes
pares de isótopos.

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6
De 3
Li protones: 3

Neutrones: 4
Electrones: 3

40
De 20
Ca protones: 20
Electrones: 20
Neutrones: 20

78
De 34
Se protones: 34
Electrones 34
Neutrones: 45

Determine el número de protones, neutrones, y electrones en los siguientes
iones.
a. b.
56 127
De 26
Fe +3 I
De 53 -

¿Por qué un átomo es eléctricamente neutro?

Los átomos son eléctricamente neutros porque mantienen el mismo número de
protones que de electrones, cuando se rompe este equilibrio el atomo se convierte en
un Ion que puede ser positivo o negativo.

¿Por qué puede haber más de 1000 átomos, si solamente existen cerca de 100
elementos?

Por qué miles de millones de átomos componen los cuerpos que vemos
macroscópicamente. Ósea que en esos miles de millones de átomos todos pueden ser
de un mismo elemento.
Que existan más de mil átomos no implica que todos sean diferentes. Al igual que en
las moléculas existen millones de moléculas diferentes.
Se refieren a que hay cerca de mil átomos porque los elementos tienen ISÓTOPOS,
que son átomos con igual número atómico (número de protones) pero distinto número
de neutrones
Un elemento se distingue por el número atómico, que es el número de protones que
tiene su núcleo, por ejemplo el Nitrógeno es distinto del Oxígeno ya que Nitrógeno son
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todos los átomos que tienen 5 protones, y Oxígeno son todos los átomos que tienen 8
protones. Pero los átomos de un mismo elemento pueden tener distinto número de
neutrones, por ejemplo, el hidrógeno tiene 3 isótopos: el común que tiene 1 protón y 0
neutrones, el deuterio que tiene 1 protón y 1 neutrón, y el tritio que tiene 1 protón y 2
neutrones. Así, como cada elemento tiene isótopos, esa es la razón por la que hay 100
elementos pero 1000 tipos de átomos.

II. Selección Múltiple con única respuesta.

¿Qué explica el modelo atómico de Dalton?

a) La materia está constituida por átomos
b) Los átomos tienen un núcleo muy pequeño donde se concentra casi toda la masa
c) Los fenómenos eléctricos
d) Ninguna de las otras respuestas

Señala las afirmaciones correctas.

a) En valor absoluto, la carga de un electrón y de un protón son iguales.
b) La carga de un protón y de un neutrón son iguales en valor absoluto.
c) El protón tiene carga negativa.
d) La masa de un neutrón y de un protón son muy diferentes.
e) La masa de un electrón es muy superior a la de un neutrón.

¿Dónde se encuentra cada partícula subatómica?

a) El electrón se encuentra en el núcleo.
b) El neutrón se encuentra en la corteza.
c) El neutrón se encuentra en el núcleo.
d) El protón se encuentra en la corteza

Distribución de la carga eléctrica en el átomo.

a) La carga eléctrica del núcleo es positiva.
b) La carga eléctrica del núcleo es negativa.
c) La carga eléctrica de la corteza es positiva.
d) La carga eléctrica de la corteza es neutra.

Complete los espacios vacíos con el concepto apropiado

(1) Número atómico es el número de (2) protones que contiene el núcleo, coincide con
el número de (3) electrones sólo si el átomo es neutro. Los (4) elementos se
caracterizan por su número atómico; es decir, por el número de (5) protones del
núcleo.

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Átomos con diferente número de protones pertenecen a elementos (6) diferentes. (7)
número másico es el número de nucleones del núcleo atómico; es decir, la suma total
de (8) neutrones y (9) protones del núcleo.

Átomos de un mismo elemento que tienen diferente número de (10) neutrones se
denominan isótopos de dicho elemento. Los isótopos de un elemento siempre tienen el
mismo número de (11) protones.

Se llama masa atómica de un elemento a la masa de uno de sus (12) átomos medida
en (13) unidades de masa atómica. La unidad de masa atómica se ha tomado como la
(14) doceava parte de la masa de carbono-12. Los iones son átomos que ha perdido o
ganado (15) electrones quedando cargados eléctricamente. Los iones que han
perdido electrones serán iones (16) positivos, también llamados (17) cationes. Los
iones que han ganado electrones serán iones (18) negativos, también llamados (19)
aniones.

Los átomos del mismo elemento siempre tendrán el mismo (20) número atómico pero
puede variar su (21) número másico. Átomos del mismo elemento que tienen diferente
número de electrones se denominan (22) iones.

Átomos del mismo elemento que tienen diferente número de neutrones se denominan
(23) isotopos.
La masa atómica de un (24) elemento es el promedio de las masas de los (25)
isotopos según su abundancia en la naturaleza.

III. Masas atómicas.
16
El oxígeno tiene 3 isótopos 8O (99,759%) con masa atómica 15,99491
u.m.a, 178O (0,037%) con un masa atómica de 16,99914 u.m.a y 188O (0,204%)
con una masa de 17,99916. ¿Cuál es la masa atómica del oxígeno?

R/= Masa atómica del oxígeno = 0.99759 (15,99491) + 0.00037 (16,99914) +
0.00204 (17,99916) = 15.99937umas.

35
La masa atómica del Cloro es 35,45. La masa del isótopo 17Cl es
37
34,96885 y la del isótopo 17Cl es de 36,9659. Con estos datos averigüe ¿cuál
es la abundancia de cada isótopo en la naturaleza?

R/= 35.45 = 34.96885X + 36.9659 (1 - X)
Donde X es la abundancia del isotopo 3517Cl. y el 35.35 la masa atomica del
cloro.
Despejando X:
X = (35.45 - 36.9659)/(34.96885 - 36.9659) = 0.75907
Por lo tanto la abundancia del primer isotopo 3517Cl = 75.907%.

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La del segundo es lo que sobra:
3717Cl = 24.093%.

IV. Modelo atómico actual

Preguntas de selección múltiple

Si el número atómico del átomo de calcio es 20 ¿Qué configuración electrónica
le corresponde?

a) 1s22s22p63p63s24s2
b) 1s22s22p63s23p63d2
c) 1s22s22p63s24s23p6
d) 1s22s22p63s23p64s2
e) 1s22s22p63p63s24s2

Para n = 4, cuáles son los valores posibles de

a) 1,2,3
b) 0,1,2,3
c) 1,2,3,4
d) 0,1,2,3,4
e) 0,1,2,3,4,5

Complete la siguiente tabla de acuerdo a los valores y designación de los
números cuánticos

N 2 4 4 5
L 0 2 3
Designación del subnivel s 3d 4p 5s

Enlaces químicos: el enlace se define como la fuerza que mantiene juntos a grupos
de dos o más átomos y hace que funcionen como unidad. Por ejemplo en el agua la
unidad fundamental es la molécula H-O-H cuyos átomos se mantienen juntos por dos
enlaces O-H. Se obtiene información acerca de la fuerza del enlace midiendo la
energía necesaria para romperlo, o sea la energía de enlace.

La tabla periódica se organiza en filas horizontales, que se llaman periodos, y
columnas verticales que reciben el nombre de grupos, además, por facilidad de
representación, aparecen dos filas horizontales fuera de la tabla que corresponden a
elementos que deberían ir en el sexto y séptimo periodo, tras el tercer elemento del
periodo.

Grupo: H
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Objetivos: El desarrollo de este taller permitirá la comprensión de los conceptos de:
Leyes periódicas, Cantidad de sustancias y Enlaces químicos

I. Leyes periódicas
Ordena estos elementos de acuerdo con los radios de sus átomos, del menor al
mayor:
Cl = 97
Mg = 172
Na = 223
K = 277
Rb = 298

¿Cuál elemento de cada uno de los pares tiene el radio atómico más grande?

a) Na o K = el K
b) Na o Mg = Na
c) O o F = O
d) Br o I = Br

. ¿por qué el Bario (Ba) tiene menor energía de ionización que el berilio (Be)?

Porque el Bario tiene más capas electrónicas externas, lo que significa que el último
electrón está más alejado del núcleo y por lo tanto, es más facil que se convierta en un
ión que el berilio que tiene solamente 2 capas.

Coloque los siguientes elementos y iones por orden de tamaño decreciente:

K+, Cl-, S2+, Ca2+
R Cl-, Ca+2. K+, S+2

¿Cuál de los siguientes elementos tiene la afinidad electrónica más negativa?
Se, Cl o Br?

Grupo: H
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El cloro ya que la electroafinidad aumentan de los periodos de izquierda a derecha y
en los grupos de abajo hacia arriba

Ordene los siguientes elementos por aumento de la energía de ionización.
Cs, Sr, Ba.
Ba-Cs-Sr

II. Cantidad de sustancia y número de Avogadro

Cuantas moléculas hay en cada una de las siguientes muestras:

a) 1.75 mol de Cl2
b) 0.27 mol de C2H6O
c) 12.0g de CO2
d) 100g de H2SO4

a) 1,75 mol · 6,02 · 10^23 molec/mol =1,05 · 10^24 molec
b) 0,27 mol · 6,02 · 10^23 molec/ mol = 1,63 · 10^23 molec
c) 12 g · (1 mol / 44 g ) · (6,02·10^23 molec / 1 mol ) = 1,64 · 10^23 molec
d) 100 g · (1 mol / 98 g ) ·(6,02·10^23 molec / 1 mol ) = 6,14 · 10^23 molec

Calcula la masa, en gramos, de lo siguiente:

a) 1 átomo de Au
b) 1 átomo de U
c) 1 molécula de NH3
d) 1 molécula de C6H4(NH2)2

a) 1 at · (1 mol / 6,02·10^23 at) · (197 g / 1 mol) = 3,27 · 10^(-22) g
Los otros son iguales

¿Cuántos átomos de oxigeno hay en cada muestra:
a) 16.0g de O2
b) 0.622 mol de MgO
c) 6.00 x 1022 moléculas de C6H12O6

a) 16 g O2 · (1 mol O2 / 32 g O2 ) · (6,02 · 10^23 molec O2 / 1 mol O2) · (2 at O / 1
molec O2) = 6,02 · 10^23 at O
b) igual que el anterior, 1 mol O / 1 mol MgO
c) igual que el anterior, 1 mol O / 6 mol C6H12O6

Calcula :
a) masa de cloro en 5.0g de PbCl2
b) Cantidad de sustancia en 255g de MgCO3
c) masa de 5.0 x 1018 moléculas de H2O

a) n(PbCl2) ---------> n(Cl2) ---------> m(Cl)
b) 255 g / 84,3 g/mol = 3,02 mol
c) N(H2O) ---------> n(H2O) --------> m(H2O)

Grupo: H
Código: T00027000

II. Enlaces Químicos.

Describe si el enlace entre los siguientes pares de elementos es principalmente
iónico o principalmente covalente (usa la tabla de electonegatividad). ¿Cuál es la
formula química del compuesto? Dibújala.

a) Hidrógeno y azufre = es un enlace covalente H-S-H la formula quimica es H2S
b) Bario y oxígeno = es un enlace covalente dativo la formula es BaO
c) Potasio y flúor = enlace iónico la formula química es KF
d) Calcio y yodo = enlace iónico la formula química es ICl

Clasifica las moléculas como polares y no polares:

a) H2O = polares
b) HBr = polares
c) CF4 = no polar
d) F2 = no polares

La nomenclatura química (del latín nomenclatūra) es un conjunto de reglas o
fórmulas que se utilizan para nombrar todos los elementos y los compuestos químicos.
Actualmente la IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada, en
inglés International Unión of Puré and Applied Chemistry) es la máxima autoridad en
materia de nomenclatura química, la cual se encarga de establecer las reglas
correspondientes.

La química tiene su propio lenguaje, a lo largo de su desarrollo se han descubierto
miles y miles de compuestos y con ellos un gran número de nombres que los
identifican. En la actualidad el número de compuestos sobrepasa los 13 millones, en
respuesta a esto, a lo largo de los años los químicos han diseñado un sistema
aceptado mundialmente para nombrar las sustancias químicas lo que ha facilitado el
trabajo con la variedad de sustancias que existen y se descubren constantemente.

La primera distinción básica en la nomenclatura química, es entre los compuestos
orgánicos e inorgánicos donde el primer término se refiere a la mayoría de aquellos
compuestos que contienen el elemento carbono. A continuación se expondrá gran
parte de la nomenclatura básica para los compuestos inorgánicos. Estos compuestos
se pueden dividir por conveniencia en cuatro clases o funciones; oxido, base, ácido y
sal.

Grupo: H
Código: T00027000

Objetivo: El desarrollo de este taller permitirá la comprensión de los conceptos de
nomenclatura de los compuestos inorgánicos. Óxidos, hidróxidos, bases y sales

Resuelva cada uno de los ejercicios propuestos.

Para establecer la fórmula de las sales, combine cada catión con el anión como
muestran los ejemplos, teniendo en cuenta el entrecruzamiento de las cargas.(si son
múltiplos entre ellas se simplifican)

Anión
Catión NO3- SO4-2 Cl- PO4-3 BrO3-1 CO3-2
Cu +2 Cu (NO3) 2 Cu SO4 Cu (Cl)2 Cu3(PO4)2 Cu(BrO3)2 Cu(CO3)
cloruro cubrico
Nitrato Sulfato fosfato cubrico bromato cubrico Carbonato cubrico
cúprico cúprico
Al+3 Al (NO3) 3 Al2 (SO4)3 Al (Cl)3 Al(PO4) Al(BrO3)3 Al2(CO3)3
Sulfato de aluminio cloruro cubrico
Nitrato de Fosfato de aluminio bromato de aluminio carbonato de aluminio
Aluminio
Na+ Na (NO3) Na2(SO4) Na(Cl) Na3(PO4) Na(BrO3) Na2(CO3)
Nitrato de sodio sulfato de sodio Cloruro de sodio Fosfato de sodio Bromato de sodio Carbonato de sodio
Mg+2 Mg (NO3)2 Mg(SO4) Mg(Cl)2 Mg3(PO4)2 Mg(BrO3)2 Mg(CO3)
Nitrato de magnesio
Sulfato de magnesio fosfato de magnesio bromate de Carbonato de
magnesio magnesio
K+ K(NO3) K2(SO4) K(Cl) K3(PO4) K(BrO3) K2(CO3)
Nirato de potasio Sulfato de potasio Cloruro de potasio Fosfato de potasio Bromato de potasio Carbonato de potasio
Fe+2 Fe(NO3)2 Fe(SO4) Fe(Cl)2 Fe3(PO4)2 Fe(BrO3)2 Fe(CO3)
Nitrato ferroso Sulfato ferroso cloruo ferroso fosfato ferroso bromato ferroso Carbonato ferroso
Fe+3 Fe(NO3)3 Fe2(SO4)3 Fe(Cl)3 Fe(PO4) Fe(BrO3)3 Fe2(CO3)3
Nitrato ferrico sulfato ferrico cloruro ferrico Fosfato ferrico bromato ferrico carbonato ferrico
Ag+ Ag(NO3) Ag2(SO4) Ag(Cl) Ag3(PO4) Ag(BrO3) Ag2(CO3)
Fosfato de plata
Nitrato de plata Sulfato de plata Cloruro de plata Bromate de plata Carbonato de plata

Zn+2 Zn(NO3)2 Zn(SO4) Zn(Cl)2 Zn3(PO4)2 Zn(BrO3)2 Zn(CO3)
Nitrato de zinc sulfato de zinc cloruro de zinc fosfato de zinc bromate de zinc Carbonato de zinc
Au+3 Au(NO3)3 Au2(SO4)3 Au(Cl)3 Au(PO4) Au(BrO3)3 Au2(CO3)3
Nitrato de oro (III) sulfato de oro III cloruro de oro III Fosfato de oro III bromate de oro III carbonato de oro III

Para establecer la fórmula de los óxidos, combine cada elemento metálico o no
metálico con el oxígeno, como muestran los ejemplos, teniendo en cuenta el
entrecruzamiento de las cargas.(si son múltiplos entre ellas se simplifican)

Metal + Oxígeno = Óxido Básico No Metal + Oxígeno = Óxido ácido
Oxígeno Oxigeno
*Metal O-2 No metal O-2
+ +1
Li Li2O Oxido de litio Cl Cl2O Oxido
hipocloroso
Al+3 Al2O3 Oxido de C+4 CO2 Dióxido de
Grupo: H
Código: T00027000

aluminio carbono
Na+ Na2O Oxido de sodio N+3 N2O oxido de dinitrogeno
Mg+2 MgO Oxido de Br+3 Br2O3 trioxido de dibromuro
magnesio
K+ K2O oxido de potasio Se+2 SeO oxido de selenio
Fe+2 FeO oxido ferroso P+5 P2O5 pentaoxido de difosforo
Fe+3 Fe2O3 oxido ferrico I+7 I2O7 heptaoxido de diyodo
Ag+ Ag2O oxido de plata Si+4 Si2O4 tetraoxido de disilisio
Zn+2 ZnO oxido de zinc B+3 B2O3 trioxido de dibromo
Au+3 AuO oxido aurico S+4 S2O4 tetraoxido de azufre

*Tenga en cuenta que en los óxidos, los metales y no metales no son iones, la carga
sólo indica el estado de oxidación.

Para establecer la fórmula de las hidróxidos (bases), combine con agua cada
óxido básico obtenido en la tabla anterior; para los ácidos combine con agua cada
óxido ácido obtenido en la tabla anterior, como muestran los ejemplos, tenga en
cuenta el entrecruzamiento de las cargas.(si son múltiplos entre ellas se simplifican)

Óxido Básico + H2O = Hidróxido (Base) Óxido Ácido + H2O = Ácido

H2O H2O
Hidróxidos (Bases)
Óxido Básico Óxido Ácido Ácidos
Li2O Li2OH Hidróxido de Cl2O HClO ácido
litio hipocloroso
Al2O3 Al(OH)3 Oxido de CO2 H2CO3 ácido
aluminio carbónico
N2O HNO acido hiponitroso
MgO Mg(OH)2 Hidróxido Br2O3 HBrO2 acido hipobromoso
de magnesio
K2O K2OH hidróxido de potasio SeO H2SeO2 acido
hiposelenioso
FeO Fe(OH)2 Hidroxido ferroso P2O5 H2P2O7 acido pirofosforico
Ag2O AgOH hidróxido de plata I2O7 HIO4 acido periodico
ZnO Zn(OH)2 hidroxido de zinc Si2O4 H2Si2O5
AuO Au(OH)2 hidroxido auroso B2O3 H2B2O5
S2O4 H2S2O5

Escriba la fórmula de los iones dados y determine las fórmulas de los compuestos
constituidos por ellos

Nombre de los iones Fórmula del ión Nombre del compuesto
Sodio y clorato NaClO3 CLORATO DE SODIO
Hidrógeno y sulfato H2SO4 SULFATO DE HIDROGENO
Estaño (II) y acetato Sn(C2H3O2)2 ACETATO DE ESTAÑO
Grupo: H
Código: T00027000

Cobre (I) y óxido CuO OXIDO CUBRICO
Zinc y carbonato de hidrógeno Zn(HCO3)2 HIDROGENO CARBONATO DE
ZINC
Hierro (III) y carbonato Fe2(CO3)3 CARBONATO DE HIERRO
Plomo (II) y Nitrato Pb (NO3) 2 NITRATO DE PLOMO

Escribe los nombres y fórmulas de los 4 oxiácidos que contienen a) bromo b) yodo

Con Bromo: Acido hipobromoso HBrO
Acido bromoso HBrO2
Acido brómico HBrO3
Acido perbromico HBrO4

Con Yodo: Acido hipoyodoso HIO
Acido yodoso HIO2
Acido yodico HIO3
Acido peryodico HIO4

Escribe la fórmula del compuesto que se puede formar entre los pares de
elementos siguientes:

Elementos Compuestos Elementos Compuestos
Na y I NaI Sr y Br SrBr2
Ba y F BaF2 Ba y O BaO
Al y O Al2O3 HyS H2S
KyS Sulfuro de dipotasio Al y Cl AlCl
Cs y Cl CsCl Be y Br BeBr2
Li y Se Li2Se Mg y P Mg3P2

Completa la siguiente tabla con la fórmula correcta:

Aniones

Br O2- [NO3]1- [PO4 ]3- [CO3]2-
Cationes
K+ KBr K2O K{NO3} K3{PO4} K2{CO3}
Mg2+ MgBr2 MgO Mg{NO3}2 Mg3{PO4}2 Mg{CO3}
Al3+ AlBr3 Al2 O3 Al{NO3}3 Al{PO4} Al2{CO3}3
Zn2+ ZnBr2 ZnO Zn{NO3}2 Zn2{PO4}3 Zn{CO3}
H+ HBr H2O H{NO3} H3{PO4} H2{CO3}

Escribe la fórmula de los siguientes compuestos binarios de los no metales:

Grupo: H
Código: T00027000

a) Monóxido de carbono CO
b) Trióxido de azufre SO3
c) Tetrabromuro de carbono CBr4
d) Tricloruro de fósforo PCL3
e) Dióxido de nitrógeno NO2
f) Monobromuro de yodo IBr

Da el nombre a los siguientes compuestos de los no metales

a)CO2 dioxido de carbono
b) N2O oxido nitroso
c) PCl5 cloruro de fosforo
d) CCl4 cloruro de carbono (IV)
e)SO2 dioxido de azufre
f) P2O5 oxido de fosforo (V)
g) NF3 trifloruro de nitrogeno
h) CS2 disolfuro de carbono
i) BaCO3 carbonato de bario
j)Na3PO4 fosfato de sodio
k)AgSO4 sulfato de plata
l)Zn(NO3)2 nitrato de zinc
m) HCl acido floridrico
n) HNO3 acido nítrico

Escribe la fórmula de los siguientes compuestos:

a) Nitrato de sodio NaNO3
b) Fluoruro de magnesio Mg (OH)2
c) Hidroxido de bario Ba(OH)2
d) sulfato de amonio (NH4)2SO4
e) Carbonato de plata Ag2CO3
f) Fosfato de calcio Ca3 (PO4)
g) Nitrito de potasio K NO2
h) Nitrato de calcio Ca (NO 3)2

Escribe el nombre de los siguientes compuestos mediante el sistema Stock:

a) CuCl2 cloruro de cobre II
b) CuBr bromuro de cobre I
c) Fe(NO3)2 nitrato de hierro III
d) FeCl3 cloruro de fierro III
e)SnF2 floruro de estaño II
f) HgCO3 carbonato de mercurio III

Grupo: H
Código: T00027000

Escribe la fórmula de los siguientes compuestos:

a) Bromuro de estaño (IV) SnF4
b) Sulfato de cobre (I) CuSO4
c) Carbonato de hierro (III) Fe2(CO3)3
d) Nitrito de mercurio (II ) Hg (NO2)2
e) Sulfuro de titanio (IV) H2SO
g) Acetato de hierro (II) Fe(C2H3O2)2

Escribe la fórmula de estos ácidos:

a) Ácido clorhídrico HCL
b) Ácido clórico HCLO3
c) Ácido nítrico HNO3
d) Ácido carbónico H2CO3
e) Ácido sulfuroso H2SO3
f) Ácido fosfórico H3PO4
g) Ácido sulfúrico H3SO4

Cuál es el nombre de los siguientes ácidos:

a) H3PO4 Acido fosforico
b) H2CO3 acido carbonico
c) HIO3 acido yodico
d) HCl acido clorhidrico
e) HClO acido hipocloroso
f) HNO3 acido nitrico

Escribe la fórmula de los siguientes compuestos

a) Sulfito de plata Ag2SO3
b) Bromuro de cobalto (II) COBr2
c) Hidróxido de estaño (II) Sn(OH)2
d) Sulfato de aluminio Al2(SO4)3
e) fluoruro de manganeso (II) MgF2
f) Carbonato de amoniaco (NH4)2CO3
g) Óxido de cromo (III) Cr2O3
h) Cloruro de cobre (II) CuCl2
i) Permanganato de potasio KMnO4
j) Nitrito de bario Ba (NO3)2
i) Sulfato de hierro (II) FeSO4
m) Hidróxido de aluminio Al(OH)3

Grupo: H
Código: T00027000

Escribe el nombre de los siguientes compuestos:

a)Mg(OH)2 hidróxido de magnesio
b) AgCl cloruro de plata
c) NaNO3 nitrato sódico
d) MgSO4 sulfato de magnesio
e) HNO2 acido nitroso
f) NaClO3 clorato de sodio
g) Ca3 (PO4)2 fosfato de calcio

Leyes de los gases: Son relaciones empíricas entre P, V, T y moles: la presión es la
fuerza que ejerce un gas por unidad de área. Sus unidades más comunes son la
atmósfera (at) y los milímetros de mercurio.
1 at= 760 mm Hg

Ley de Boyle: Relaciona el volumen y la presión cuando la temperatura y el número de
moles es constante. Nos dice que el volumen de un gas es inversamente proporcional
a la presión, cuando se mantienen constantes la temperatura y el número de moles.

Ley de Charles/Gay Lussac: La ley enunciada por estos dos científicos nos dice que el
volumen de un gas es directamente proporcional a la temperatura cuando P y n con
constantes.
Ley de Avogadro: El volumen de un gas es directamente proporcional a número de

moles cuando P y V son constantes.
Lo que nos permite deducir que volúmenes iguales de gases distintos tienen el mismo
número de moléculas cuando P y T son constantes. O dicho de otro modo, el volumen
de un número de moléculas es independiente de su identidad química. Se ha
demostrado que el volumen en condiciones normales (0o C 1 at) de un mol de gas es
22’4 l.Estas tres leyes se engloban en la ley de los gases ideales, resumida en esta
fórmula:
Mezcla de gases. Ley de Dalton de las presiones parciales: Los gases que no
reaccionan pueden mezclarse entre sí en cualquier proporción para dar lugar a
mezclas homogéneas. La relación que explica la presión de los gases en estas
mezclas es la ley de Dalton de las presiones parciales. Esta ley nos dice que la
presión total de una mezcla gaseosa es igual a la suma de las presiones parciales de
cada elemento.
Donde P es la presión total de la mezcla y Px denota la
presión parcial de x.
Ley de Graham de la difusión y efusión: La difusión es el fenómeno por el que un gas
se dispersa en otro, dando lugar a una mezcla. La mezcla gradual de las moléculas de
Grupo: H
Código: T00027000

un gas con las del otro, en virtud de sus propiedades cinéticas constituye una
demostración directa del movimiento aleatorio de las moléculas.
A pesar de que las velocidades moleculares son muy elevadas, el proceso de difusión
requiere bastante tiempo, debido al elevado número de colisiones que experimentan
las moléculas en movimiento. Graham encontró que las velocidades de difusión de las
sustancias gaseosas es inversamente proporcional a la raíz cuadrada de sus pesos
moleculares cuando P y T son constantes.

La efusión es el proceso por el cual un gas bajo presión escapa de un
recipiente al exterior a través de una pequeña abertura. Se ha demostrado que la
velocidad de efusión es directamente proporcional a la velocidad media de las
moléculas.
Se pueden medir los tiempos necesarios para que cantidades iguales de gases
efundan en las mismas condiciones de presión y temperatura, demostrándose que
dichos tiempos son inversamente proporcionales a sus velocidades. Así, cuanto más
pesada es la molécula más tardará en efundir.

Un ingeniero infló un globo cuya capacidad es de 0.65 L al nivel del mar,
y se desplazó 7.8 Km. En la nueva región, la presión es 0.55 Atm. siendo la
temperatura constante, Cuál es el volumen final del globo?

RT//

V1 = 0,65 L V1.P1= V2.P2
P1 = 1 Atm V2 = V1 . P2 = 0,65 L * 1 Atm = 1,18 L
P2 = 0,55 Atm P2 0,55 Atm
V2 = ?
V2 = 1,18 L

Un gas que ocupa un volumen de 725 ml, a una presión de 0.970 Atm. se
le permite expandirse a una temperatura constante hasta que su presión
sea 0.541 Atm. Cuál es el volumen final?

RT//

V1 = 725 ml 1 L --------> 1000 ml X = 725 ml * 1 L =
0,725 L
P1 = 0,970 Atm X 725 ml 1000 ml
P2 = 0,541 Atm
V2 = ? V1.P1= V2.P2
V2 = V1 * P1 = 0,725 L * 0,970 Atm = 1,29 L
Grupo: H
Código: T00027000

P2 0,541 Atm

V2 = 1,29 L

En condiciones de presión constante, una muestra de hidrógeno gaseoso
inicialmente a 88 °C y 9.6 L se enfrió hasta su volumen final de 3.4 L
¿Cuál es su temperatura final?

RT//

T1= 88 °C T1 = 88 + 273 = 369 K
V1 = 9,6 L
V2 = 3,4 L V1 T2 = V2 T1
T2 = ?
T2 = V2 * T1 = 3,4 L * 361 K = 127,85 K
V1 9,6 L

T2 = 127,85 K

Una muestra de 452 mL de gas flúor es calentado de 22 °C a 187 °C a
presión constante. ¿Cuál es el volumen final?

RT//

V1 = 452 ml 1 L ------------> 1000 ml X = 452 ml * 1 L =
0,452 L
T1 = 22 °C X 452 ml 1000 ml
T2 = 187 °C
V2 = ? T1 = 22 + 273 = 295 K
T2 = 187 + 273 = 460 K

V2 = V1 * T2 = 0,452 L * 460 K = 0,704 L
T1 295 K

V2 = 0,704 L

Calcular el volumen en litros ocupado por 2.12 moles de NO a 6.54 atm. y
76 °C .

RT//

V=? PV = N R T
Grupo: H
Código: T00027000

N = 2,12 mol
P = 6,54 Atm V=NRT = 2,12 mol * 0,082 atm L *
349 K
T = 76 °C + 273 = 349 K P 6,54 atm mol K
R = 0,082 Atm L
mol K V = 9,27 L

¿Qué volumen ocupan a 0 °C y 3 atmósferas de presión 140 g de
nitrógeno?.

Respuesta: 7,3 dm ³

RT//

T = 273 k 1 mol ---------> 14g X = 140 g * 1 mol =
10 mol
P = 3 Atm x 140 g 14 g
R = 0,082 Atm L
mol K
V=? V = N R T = 10 mol * 0,082 atm L * 273 K =
74,62 L
N = 140 g P 3 atm mol K

1 L --------> 000,1 dm ³ x = 74,62 L * 000,1 dm3 x
= 7,462 dm ³
74,62 L x 1L

5 dm ³ de un gas están a 1140 mm de Hg y 27 °C se llevan a 8 dm ³ y 2,5
atmósferas, ¿qué temperatura tendrá el gas?.
Respuesta: 800 K

RT//

V1 = 5 dm ³ 1 atm ------------ > 760 mm Hg
P1 = 1 atm * 1140 mm Hg
P1 = 1140 mm Hg P1 1140 mm Hg
760 mm Hg
T1 = 27 °C + 273 = 300 K
V2 = 8 dm ³ P1 = 1,5 atm
P2 = 2,5 atm
T2 = ? V1 P1 T2 = V2 P2 T1

T2 = V2 P2 T1 = 8 dm ³ * 2,5 atm * 300 K
= 800 K
Grupo: H
Código: T00027000

V1 P1 5 dm ³ * 1,5 atm

T2 = 800 K

La presión de un gas dentro de una lata de aerosol es de 1,5 atm a 25º C
¿Cuál será la presión si la lata se encuentra a 450º C ?

RT//

P1 = 1,5 atm P1 T2 = P2 T1
T1 =25 º C + 273 = 328 K
P2 = ? P2 = P1 T2 = 1,5 atm * 723 K =
3,30 atm
T2 = 450 º C + 273 = 723 K T1 328 K

P2 = 3,30 atm

Un gran tanque de almacenamiento de gas natural está dispuesto de modo
que la presión se mantenga constante a 2,20 atm. En un día frío, cuando la
temperatura es de - 15º C, el volumen del gas en el tanque es de 784 L
¿Cuál será el volumen de la misma cantidad de gas en un día cálido
cuando la temperatura es de 31º C.

RT//

T1 = -15 º C + 273 = 258 K V1 T2 = V2 T1
V1 = 784 L
V2 = ? V1 T2 = V2
T2 = 31 º C + 273 = 304 K T1

V2 = 784 L * 304 K = 923,7 L
258 K

V2 = 923,7 L

Calcular el volumen en litros ocupado por 2.12 moles de NO a 6.54 atm.
y 76 °C .

R/=
N= 14
V= ? O= 16
n= 2.12 mol NO
Grupo: H
Código: T00027000

P= 6.54 atm
T= 76ºC + 273 ºK= 349 ºK

V= n*R*T 2.12 mol*0.082 L atm / mol ºK * 349 ºK
______ = _________________________________ = 9.27 L
P 6.54 atm

Una balsa inflable se llena con gas a una presión de 800 mm Hg a 16º
C. Cuando la balsa se expone al sol, el gas se calienta hasta los 44º C
¿Cuál será la presión del gas dentro de la balsa en estas condiciones?

RT//

P1 = 800 mm Hg 1 atm ---------> 760 mm Hg x = 800 mm Hg * 1
atm = 1,05 atm
T1 =16 º C + 273 = 289 K x 800 mm Hg 760 mm Hg
P2 =?
T2 = 44 º C + 273 = 317 K

P1 T2 = P2 T1

P2 = P1 T2
T1
P2 = 1,05 atm * 317 K = 1,15 atm
289 K

P2 = 1,15 atm

Grupo: H
Código: T00027000

Como conclusión tenemos que el medio que nos rodea y en el que el hombre trabaja,
vive y descansa constituye un sistema integral de cuerpos y fenómenos
interconectados, la interconexión de todos estos elementos del medio ambiente se
pone de manifiesto en el hecho de que el cambio de uno de los componentes
repercute en los demás y produce cambios en su estado, estos cambios se deben
tanto a procesos naturales como a la actividad del hombre. La naturaleza circundante
constituye la base necesaria de la existencia del hombre siendo la fuente de la energía
y de las materias que se utilizan en el proceso de la actividad vital del hombre. En la
actualidad el intercambio de materia y de energía ha alcanzado tales dimensiones que
la actividad productiva del hombre se ha convertido en un factor poderoso
de acción global sobre la naturaleza. Las extracciones de energía y materias del medio
ambiente que la sociedad lleva a cabo, así como su devolución en otras formas (como
desechos industriales, químicos y petroleros) alteran el curso de los procesos
naturales en las rotaciones energético-materiales naturales dinámicamente
equilibradas.

Grupo: H
Código: T00027000

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