Examen: Modelo B

MODELO DE EXAMENES FINALES

MATERIA: ELFI 3

1) Diferenciar: Átomo, molécula, cuerpo, materia y sustancia.

2) Estado de la materia: realizar un diagrama de cambios de estado.

3) ¿Qué métodos de fraccionamiento conoce? Explicar dos de ellos.

4) Hallar la resultante ( gráficamente) de un sistema cuyas fuerzas son:

Fr: 3500 Kg. F2: 4000 Kg.
Ángulo: 50º

Utilizar la escala en forma conveniente.

5) Un cubo de hielo formado por una heladera tiene 3 cm de arista. Si la densidad del hielo es de 0.9 g/ cm3 y el Cf del hielo es de 336.000 J/Kg.
Se pide: Calcular la cantidad de calor necesaria para fundir dicha cantidad de hielo.

6) Calcular la presión ejercida por un clavo cuya punta tiene una superficie de 0.04 mm2, cuando sobre su cabeza se apoya (sin golpear) un martillo que pesa 2kg.

7) Demuestre matemáticamente como las fuerzas diferentes pueden producir presiones iguales.

8) Calcular la presión soportada por un buzo sumergido en el mar a 10 mts. de profundidad.
Dato: Pe Agua del mar: 1,025 g/cm3

9) Teniendo en cuenta las experiencias de Arquímedes, explicar teóricamente porqué unos cuerpos flotan y otros no.

10) Un cuerpo de 100cm3 pesa 500g en el aire. ¿Qué empuje recibe cuando se lo sumerge en agua? ¿Cuánto pesa sumergido? ( Pe Agua: 1g/cm3)

Examen: Modelo A

1) Indicar que significa cada uno de los siguientes cambios de estado:

a) Sublimación.

b) Licuación.

2) Indicar la diferencia entre cristalización y destilación simple.

3) Dado el siguiente sistema: Carbón en polvo ( C, 8g); Aceite ( C37 H27 O6, 60ml, δ = 0,92 g/cm³); Agua ( H2 O, 0,4 dm³, δ = 1 g/cm³); Sal parcialmente disuelta ( Na Cl, 25 g). Indicar:

a) Que tipo de sistema es.

b) Cantidad de fases y componentes.

c) Sustancias simples y compuestas.

d) Métodos de separación y/o fraccionamiento.

e) Porcentaje de cada una de las sustancias.

4) Calcular la temperatura final de una chapa de hierro, si su longitud inicial es de 1m, su longitud final es de 1,01m, que estaba a una temperatura de 3 ºC. El coeficiente lineal de dilatación es de 1,3 . 10 ^ -5 1/ ºC.

5) Calcular la energía térmica que tiene una placa de plomo de 35 kg, al aumentar su temperatura de 5 ºC a 150 ºC. El calor especifico del plomo es de 0,035 cal/g. ºC

Teoría 13: Soluciones

Las soluciones son sistemas homogéneos fraccionables formados por dos o más sustancias puras.

Al componente más abundante en la solución se lo llama solvente y al menos abundante soluto.

• Agua salada, es un sistema homogéneo formado por dos sustancias(agua y sal),la primera es
  el soluto y la segunda el solvente.

Las soluciones más frecuentes son:

• Sólidas: ejemplo: las aleaciones,como ser: latón(aleación de cobre y zinc).
• Líquidas: 1) sólido en líquido: ejemplo: sal en agua. 2) líquido en líquido: ejemplo:alcohol en
  agua. 3)gases en líquidos: ejemplo: oxígeno en agua.
• Gaseosas:ejemplo: aire: solución formada por oxígeno,nitrógeno,dióxido de carbono.

Solubilidad

Al agregar una pequeña cantidad de sal en agua, a una determinada temperatura,se observa que se disuelve.Si se mantiene la misma temperatura y se continúa adicionando sal,llega un momento en que ésta ya no se disuelve y por lo tanto queda depositada en el fondo del recipiente.Se dice que, para esa temperatura, la solución está saturada.

Solución saturada : es aquella que no admite más soluto a una determinada temperatura.

La cantidad máxima de una sustancia capaz de disolverse en un líquido se conoce como "límite de solubilidad".
El valor del límite de solubilidad depende de la sustancia disuelta(soluto),del solvente y de la temperatura y se determina experimentalmente.

Concentración de las soluciones

Es la relación entre la cantidad de soluto y de solvente a una determinada temperatura.

• Relación entre masas
  a)Gramos de sal por 100g de solución(% m/m)
  b)Gramos de sal por 100g de solvente.
• Relación entre masas y volúmenes
  a)Gramos de sal por 100 ml de solución (% m/v)
  b)Gramos de sal por 100ml de solvente.

Equivalente gramo de un ácido, de una base y de una sal

Equivalente gramo resulta de dividir la masa de un mol de molécula de ellos por el número de iones H⁺ o de ionesOH ^- que produce al ionizarse una molécula de ácido o base.

Equivalente gramo de SO₄H₂

mSO₄H₂ = 98g = 49g
2 2

Equivalente gramo de HCl

mHCl = 36,5g = 36,5g
1 1

Soluciones normales

De un ácido,de una base o de una sal aquella que tiene un equivalente gramo de ácido,de base o de sal disuelto en 1 litro de solución.

Teoría 12: Uniones químicas

Unión iónica

Hay una transferencia de electrones del átomo electropositivo hacia el electronegativo. Estos iones se mantienen unidos por la fuerza de atracción electrostática. Se caracterizan: alto punto de fusión y ebullición.
Esta unión se da entre electronegatividades : atrae hacia sí los electrones de ligadura.

Los metales alcalinos al combinarse con otro elemento ceden 1 electrón y los halógenos lo captan formando un octeto completo

METALES ALCALINOS = GRUPO I HALOGENOS= GRUPO VII

Na * + + +

Na * O
+ + +

2Na O

Na_______________(Na) catión electropositivo
2-8-1 2-8

La ecuación molecular es

4Na + O₂ ___________ 2Na₂O

La electrónica

4Na + O₂_________ 4[Na]⁺+2 [O]⁼

Unión covalente

El doblete electrónico es compartido por ambos átomos que superponen sus orbitales.

Las uniones covalentes se forman, en general, entre dos no metales.

Para formar un enlace covalente, un átomo debe poseer un orbital desapareado,es decir con un solo electrón.

Amoníaco

H____N_____H

|

H

Fórmula desarrollada

Fórmula molecular NH₃

1. Poseen bajo punto de fusión.
2. Poseen bajo punto de ebullición
3. Los átomos se mantienen unidos como tales,es decir, no se transforman en iones.
4. Son solubles en líquidos orgánicos.
5. Cuando son sólidos,presentan estructuracristalina molecular
6. La unión covalente es más generalizada entre los compuestos de la química orgánica,actualmente denominada química del carbono.

Unión covalente dativa

Se presenta cuando, en lugar de contribuir cada átomo con un electrón para formar el doblete o par electrónico,es un átomo el que completa el octeto del otro cediéndole un par de electrones.

El átomo que contribuye con sus electrones se denomina dador, y el que los recibe se denomina aceptor.

Dióxido de azufre

Fórmula molecular

SO₂

Fórmula desarrollada

S→O
|

O

Electronegatividad y tipo de enlace

Cuanto mayor es la electronegatividad entre dos átomos mayor es la tendencia al carácter iónico de la unión entre dos átomos.

1) Enlace fuertemente electrovalente

FCs (fluoruro de cesio)

• Electronegatividad del fluor: 4
• Electronegatividad de cesio: 0,7
• Diferencia: 4 - 7 : 3,3

Esta unión es de tipo iónico y de carácter fuerte,pues se toma como valor límite el valor 2 .

Si la separación en la escala es mayor de 2,el enlace es iónico. Si es menor que 2, será covalente

2)Enlaces covalentes

CH₄

• Electronegatividad del carbono: 2,5
• Electronegatividad del hidrógeno: 2,1
• Diferencia: 2,5 - 2,1 = 0,4

Como la diferencia es muy pequeña, el enlace es covalente.

Teoría 11: Estructura electrónica

Átomo

Es la menor porción de materia capaz de combinarse.Los átomos rara vez se hallan libres.Lo más frecuente es que se unan unos a otros formando moléculas. Su tamaño es pequeñísimo se miden en Angströmg. Está formado por partículas más pequeñas cargadas, algunas de ellas, eléctricamente.Según esta concepción, el átomo tendría la misma estructura del sistema solar: un núcleo,semejante al sol,alrededor del cual giran una serie de partículas llamadas electrones,a semejanza de los planetas, distribuidos en órbitas.El núcleo tendría carga eléctrica positiva y los electrones girando a gran velocidad,carga eléctrica negativa.

El átomo está formado por un núcleo, en éste tenemos principalmente:

Protones:son partículas de masa aproximadamente 1840 veces mayor que el electrón,con carga eléctrica positiva de igual valor que los electrones (de signo contrario) y de un radio 1840 veces menor que el electrón.

Neutrones: Son partículas de carga eléctrica nula y de masa un poco mayor que la de los electrones.

Electrones:Son partículas con carga eléctrica negativas que giran alrededor del núcleo siguiendo órbitas elípticas y de masa practicamente nula.

Z - Número atómico: Z es el número de cargas elétricas del núcleo (igual al número de electrones). Es el número de orden del elemento en la clasificación periódica.La cantidad de electrones alrededor del núcleo es igual al número de protones que hay en éste.

A- Número másico :es el número que resulta de sumar los protones más los neutrones. Tiene un valor muy aproximado a la masa atómica relativa de cada elemento.

Elemento	Z	A	Número de protones	Número de neutrones	Número de electrones
Oxígeno	8	16	8	8	8
Flúor	9	19	9	10	9

Núclido: es el conjunto de átomos iguales entre sí.

Isótopo: son átomos con igual número atómico Z y diferente número de neutrones.

Al investigar el cloro se comprobó que en un volumen de cloro hay 75,40% de átomos ₁₇³⁵Cl y 24,60% de ₁₇³⁷Cl

La pabra isótopo proviene del griego iso = mismos y topos = lugar, o sea, "elemento que ocupa el mismo lugar en la tabla periódica por tener igual número atómico"

Masa atómica del cloro :35,48

₁₇³⁵Cl

₁₇³⁷Cl

Teoría 10: Sales

SALES DE HIDRÁCIDOS

ÁCIDO + HIDRÓXIDO

ÁCIDO CLORHIDRICO + HIDRÓXIDO DE SODIO = SAL + AGUA
HCL + NaOH ________________________________CLNa + H₂ O

Cloruro de Sodio + Agua

SALES DE OXOACIDOS

OXOÁCIDO + AGUA

ÁCIDO NITROSO + HIDRÓXIDO DE POTASIO = SAL + AGUA

NO₂H + K0H ________________________________NO₂K + H₂O

Nitrito de Potasio + Agua

ACIDO NITRICO + HIDROXIDO DE POTASIO = SAL + AGUA

HNO₃ + KOH__________________________________KNO₂ + H₂O

Nitrato de Potasio

SALES NEUTRAS, ÁCIDAS, BÁSICAS Y MIXTAS.

Reacción total de sales: sales neutras

Neutras: todos los átomos de H del ácido son sustituidos por el átomo del metal.

H ₂ SO ₄+ 2 K(OH) ___________________________K ₂ SO ₄ + 2 H ₂O

Sulfato de Potasio

Reacción parcial de sales: sales ácidas

Ácidas: conserva los átomos de hidrógeno

H ₂ SO ₄+ K(OH) ______________________________ K.H.SO ₄+ H ₂O

Sulfato ácido de Potasio

Reacción parcial de sales: sales básicas

Básicas: neutralización incompleta de un ácido monoprótico con una base polihidróxica

HCL + Mg(OH) ₂_________________________________ Mg.OH.CL + H₂ O

Cloruro básico de magnesio

Reacción total de sales: sales neutra

2HCL + MgCL 2 = MgCL 2 + 2H 2 O

Cloruro neutro de magnesio

SALES MIXTAS

Resultan de sustituir los hidrógenos de un ácido polipróptico por átomos de diferentes metales

H ₂ SO ₄ + NaOH + KOH ______________________ NaKSO ₄ + 2H ₂O

Sulfato de Sodio y de Potasio

OTRAS SALES

El nitruro de hidrógeno o amoníaco es un gas, al disolverse en agua forma un compuesto denominado hidróxido de amonio.

El hidróxido de amonio reacciona con los ácidos como los demás hidróxidos, dando sales

a) NH ₄OH + HCL _____________________________NH ₄CL + H ₂O

Cloruro de amonio

b) 2NH ₄ OH + H ₂ SO ₄ = ( NH ₄)₂ SO ₄ + 2H ₂O

Sulfato de amonio

c) NH ₄OH + HNO ₃______________________________NH ₄NO ₃ + H ₂ O

Nitrato de amonio

El radical ( NH ₄ ⁺ ) o grupo amonio actúa en las sales como los metales monovalentes.

KCL	NH 4CL
Cloruro de Potasio	Cloruro de amonio

El radical ( NH ₄ ⁺ ) es un radical monovalente

K 2 S	( NH 4)2 S
Sulfuro de Potasio	Sufuro de amonio

Nomenclatura general de las sales

Fórmula	Nomenclatura	Nro de átomos	Numeral de stock
NaCL	Cloruro de sodio	Cloruro de sodio	Cloruro de sodio
AlBr3	Bromuro de aluminio	Tribromuro de aluminio	Bromuro de aluminio
KNO2	Nitrito de potasio	Dioxonitrato de potasio	Nitrato(III) de potasio
NaNO3	Nitrato de sodio	Trioxonitrato de sodio	Nitrato(V) de sodio
CaSO3	Sulfito de calcio	Trioxosulfato de calcio	Sulfato(IV) de calcio
Na2SO4	Sulfato de sodio	Tetraoxosulfato de disodio	Silfato(VI) de sodio
Al2(SO4)3	Sulfato de aluminio	Tetraoxosulfato de dialuminio	Sulfato(VI) de aluminio
LiClO	Hipoclorito de litio	Monoxoclorato de litio	Clorato(I) de litio
Fe(Cl03)3	Clorato férrico	Trioxoclorato de hierro	Clorato(V) de hierro(III)
(NH4)2SO4	Sulfato de amonio	Tetraoxosulfato de diamonio	Sulfato(VI) de amonio
K2MnO4	Manganato de potasio	Tetraoxomanganato de dipotasio	Manganato(VI) de potasio
NaHSO4	Sufato ácido de sodio	Tetraoxosulfato de hidrógeno y sodio	Sulfato(VI) de hidrógeno y sodio
MgClOH	Cloruro básico de magnesio	Hidroxocloruro de magnesio	Hidroxicloruro de magnesio
CuCO3OH	Carbonato básico de cobre	Hidroxocarbonato de cobre	Hidroxicarbonato de cobre(I)
NaKSO3	Sulfito de sodio y de potasio	Trioxosulfato de sodio y de potasio	Sulfato(IV)de sodio y de potasio

Teoría 9: Reacciones de óxidos con el agua

Los óxidos básicos al reaccionar con el agua, forman compuestos llamados hidróxidos o bases

Los óxidos ácidos, al reaccionar con el agua, forman ácidos oxigenados, también llamados oxoácidos

óxido básico + H₂O _______________ hidróxido

óxido ácido + H₂O___________________oxoácido

Hidróxidos o bases

óxido de magnesio + agua ___________________hidróxido de magnesio

Los hidróxidos se denominan con la palabra hidróxido seguida por el nombre del metal

óxido de potasio + H₂O ______________ hidróxido de potasio

K₂O + H₂O_________________________ 2KHO

óxido de calcio + H₂O ________________hidróxido de calcio

Acidos

anhídrido sulfuroso + agua = ácido sulfuroso

SO₂ + H₂O = SO₃H₂

anhídrido sulfúrico + agua = ácido sulfúrico

SO₃ + H₂O = SO₄H₂

El Cloro tiene valencia 1,3,5 y 7, por lo cual forma con el oxígeno cuatro óxidos ácidos, los que aplicando la regla correspondiente serán:

Dos terminados en oso (hipo, debajo de)

Cl₂O anhídrido hipocloroso
Cl₂O₃ anhídrido cloroso

Dos terminados en ico

Cl₂O₅ anhídrido clórico
Cl₂O₇ anhídrido perclórico

Si los hacemos reaccionar con agua

anhidrido hipocloroso + agua = ácido hipocloroso

Cl₂O + H₂O = Cl₂O₂H₂ = 2 ClOH

anhídrido cloroso + agua = ácido cloroso

Cl₂O₃ + H₂O = Cl₂O₄H₂ = 2 ClO₂H

anhídrido clórico + agua = ácido clórico

Cl₂O₅ + H₂O = Cl₂O₆H₂ = 2 ClO₃H

anhídrido perclórico + agua = ácido perclórico

Cl₂O₇ + H₂O = Cl₂O₈H₂ = 2 ClO₄H