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

Teoría 8: Leyes de los gases

Ley de Boyle y Mariotte

Condición normal de la temperatura 0ºC. Condición normal de la presión 760mm de Mercurio

Escalas de temperatura

De Kelvin a Celsius tºc= (T - 273) ºC

De Celsius a Kelvin tºK= (t+ 273) ºK

De Fahrenheit a Celsius =_______tº_________=___ 100ºC____

tº F - 32º F 180ºF

Idem ºC a ºF

La presión : se mide en mm de mercurio(mmHg). Como 1033g/cm ³ es la presión ejercida por 76 cm de mercurio.

1 atmósfera = 760mm de Hg = 1033g/cm 3

1 Milibar = 0.75 mm de Hg

Pascal = N /m²

1 atmósfera=101325 Pa

LEY DE BOYLE Y MARIOTTE

Relaciona el volumen de un gas con la presión cuando la temperatura es constante

1 atmósfera .12 litros = 2 atmósferas. 6 litros = 3atmósferas . 4 litros = 4atm. 3l

El volumen de un gas a temperatura K es inversamente proporcional a la presión de ese gas

V1 . P1 = V2 . P2

P1/P2 = V2/V1

Calcular

El coeficiente de dilatación de todos los gases a presión K, tiene el mismo valor

α =Vf - V₀
________
V₀.∆T

α = 1 / 273ºC

α = 0,0036 . 1 / ºC

Es decir, si el volumen de un gas a 0ºC es V₀, este volumen varía V₀ . 1 / 273 por cada grado que varía la temperatura,manteniendo constante la presión.

Fórmula que permite hallar el Volumen final de un gas si se conoce el volumen a 0ºC y la variación de la temperatura

Transformación isobárica

Vf=Vo(1+ α.∆T)

Transformación isocórica

Transformación de la presión de un gas al ser calentado dejando K el volumen

β =Pf - P₀
_____
P₀.∆T

Cálculo de la presión final de un gas en una transformación isocórica

Pf= Po(1+ β.∆T)

Si un gas se halla a 0ºC y lo enfríamos dejando K la presión , su volumen disminuíra 1 / 273 del volumen

que el gas tenía a 0ºC por cada grado que disminuya la temperatura.

A la temperatura -273ºC que el hombre aunque se aproximó mucho no alcanzó todavía, se lo llama

cero absoluto. En él , el volumen no se anula sino que desaparece la energía cinética de las moléculas del

gas.

Temperatura absoluta

Temperatura medida desde erl cero absoluto, se expresa en Kelvin.

Escala CELSIUS

Escala KELVIN

0ºC	0ºC+ 273ºC= 273K
17ºC	17ºC+ 273ºC =290K
-3ºC	-3ºC+ 273ºC = 270ºK
-273ºC	-273ºC+ 273ºC= 0ºK

Temperatura absoluta

T= t + 273

Primera ley de Gay-Lussac-Charles

A presión constante

Vf= Vo.T ___________ 273

A presión constante, los volúmenes de una masa gaseosa son directamente proporcionales a las temperaturas absolutas

A presión constante

V ₁= T₁
__ ___
V₂ T₂

Segunda ley de Gay-Lussac-Charles

A volumen constante

P₁= T₁
__ ___
P₂ T₂

Si el volumen de un gas permanece constante,las presiones del gas son directamente proporcionales a las temperaturas absolutas.

Ejercicio

Un gas en un recipiente de 25 dm³ y a 5 atm, sabiendo que el proceso es hizotérmico (temperatura K)

Calcular el volumen de ese gas a 1 atm.

V₁ = 25dm³ = 25 litros V₂ = X

P₁= 5 atm. P₂ = 1 atm.

P₁V₁ = P₂ V₂

5 átm . 25 l = 1atm. xl

125 ÷ 1 = 125 litros ó 125 dm³

Ley de Boyle y Mariotte

b) Calcular la temperatura del gas que alcanzaría, si hizobaricamente logra alcanzar un volumen de 40 dm³

V₁ = 5 dm3 V₂=40dm³

T₁=25ºC T ₂= x

T₁= 25ºC+ 273=298K

V ₁= T₁ 1 5 dm³= 298ºk
__ ___ ___ ______
V₂ T₂ 40dm³ x k

(40 dm³.298 ºK)/ 15dm³ = 794,6K (Escala Kelvin)

794,6K - 273K = 521,6ºC

Ley general se usa cuando no hay constante (K)

P₁.V₁ =P₂.V2₂

V₁=100dm3 V₂= 30dm3

T₁= 20ºC T₂= x
20ºC + 273ºC = 293K

P₁=1atm. P2= 0.8 atm.

V₁. P ₁ = V.P
______ ______ (100dm³.1 atm) / 293k = (0,8 . 30) / x
T₁ T

100 / 293 = 24 / x

293 . 24
____________ = 70.3
100

= T₂70º18'

Ecuación general de un gas

El valor de la constante para cualquier gas se designa con la letra R y se denomina constante universal

de los gases.

En condiciones normales de temperatura y presión un gas tiene los siguientes valores

V0= 22,4 l ? volumen molar del gas

P0= 1 atmósfera

T0= 273 kelvin

R=( 0.082 litro . atmósfera) / mol . K

P.V= n.R.T n= nro de moles

Si tenemos gramos de sustancia g(gramos) = b.M( masa de un mol de molécula)

n=(g /M) . R.T

1)En un recipiente hay 190 l de 1 gas a 77ºC y 750mm Hg de presión .Hallar su volumen en condiciones normales

V₁. P ₁ = V.P
______ ______
T₁ T

Se despeja

V = V . P . T₁
______________
T . P₁

Reemplazando

V = 190 l . 750mmHg.273K
_________________________
350K . 760mmHg

V= 146,25 l

Gases ideales

El gas ideal o perfecto es el gas que cumple exactamente las leyes de Boyle y Mariotte y de Charle-Gay y Lussac.

Gases reales

Los gases reales no cumplen con exactitud las leyes de los gases ideales,cumplen estas leyes con cierta aproximación y solamente a presiones muy bajas y a temperaturas algo elevadas.
A presiones altas y a bajs temperaturas los gases se apartan del comportamiento ideal.

Teoría 7: Hidruros

HIDROGENO + METAL = HIDRUROS METÁLICOS

K + H = KH ( Hidruro de Potasio)

HIDRÓGENO + NO METAL = HIDRURO NO METÁLICO

S + H ₂= H ₂ S (sulfuro de hidrógeno )

Hidruros metálicos

La molécula de hidrógeno funciona como biatómica (H₂)

Metal + Hidrógeno

K + H ___________________________KH

2K + H₂ _________________________ 2KH (hidruro de potasio) Valencia de K = I

Ba + H₂ __________________________Ba H₂ ( hidruro de bario) Valencia del Ba = II

AL+ H____________________________Al H₃

Al + 3H₃ __________________________2AlH₃

2Al + 3H₂ _________________________ 2AlH₃(hidruro de aluminio) Valencia del Al = III

Hidruros no metálicos

No metal + hidrógeno se nombran agregando el sufijo uro al no metal

Br₂ + H ₂ __________________________________2 HBr Bromuro de hidrógeno

Amoníaco o Nitruro de hidrógeno

N₂ + 3 H₂_____________________2NH₃

Sulfuro de hidrógeno

S + H₂__________________________ H₂S

Fosfuro de hidrógeno o fosfina

P₄ + 6 H₂________________________ 4PH₃

Teoría 6: Oxidos ácidos

No metal + oxígeno = anhídrido u óxido ácido

Regla práctica según sus valencias

Anhídrido nitroso (menor valencia)	Anhídrido nítrico (mayor valencia)
NIII2OII3	NV2OII5
Anhídrido fosforoso	Anhídrido fosfórico
PIII2OII3	PV2OII5

Ajuste de ecuaciones y cálculo de coeficientes de los óxidos ácidos o anhídridos

Anhídrido nitroso o trióxido de dinitrógeno(valencia3)

1)

a)

N + O___________________________N₂O₃

b) Se iguala el número de átomos

2N + 3O______________________ N₂O₃

c) Como ambas moléculas son biatómicas:

2N₂ + 3O₂_______________ 2N₂O₃

Anhídrido del cloro(valencia 1 - 3 - 5 - 7)

Anhídrido hipocloroso

a)

Cl + O ________________ Cl₂O

b) Se iguala atómicamente

2Cl + O____________ Cl₂O

c) Se da notación molecular

2Cl₂ + O₂______________ 2Cl₂O

Anhídrido perclórico(valencia7)

a)

Cl + O____________________ Cl₂O₇

b) Se iguala atómicamente

2Cl + 7 O _____________________ Cl₂O₇

c) Se le da notación molecular:

2Cl₂ + 7 O₂_______________ 2 Cl₂O₇

Diferentes nomenclaturas de los óxidos ácidos

Fórmulas	Nomenclatura	Según sus átomos	Numeral de stock
CO2	Anhídrido carbónico	Dióxido de carbono	Óxido de carbono(IV)
SO2	Anhídrido sulfuroso	Dióxido de azufre	Óxido de azufre(IV)
SO3	Anhídrido sulfuroso	Trióxido de azufre	Óxido de azufre(VI)
N2O3	Anhídrido nitroso	Trióxido de dinitrógeno	Óxido de nitrógeno(III)
N2O5	Anhídrido nítrico	Pentóxido de dinitrógeno	Óxido de nitrógeno(V)
Cl2O	Anhídrido hipocloroso	Monóxido de dicloro	Óxido de cloro(I)
Cl2O3	Anhídrido cloroso	Trióxido de dicloro	Óxido de cloro(III)
Cl2O5	Anhídrido clórico	Pentóxido de dicloro	Óxido de cloro(V)
Cl2O7	Anhídrido perclórico	Heptóxido de dicloro	Óxido de cloro(7)

Teoría 5: Oxidos básicos

Oxidos básicos

metal + oxígeno = óxido básico

Compuestos binarios:

Son aquellos compuestos químicos cuyas moléculas se hayan constituidas por átomos de dos elementos diferentes.

Compuestos binarios del oxigeno se denominan óxidos.

Oxido de sodio

Na ( Sodio ) = valencia I O ( Oxigeno ) = valencia II

Regla práctica para escribir fórmula molecular

Na^I₂ O^II₁ La valencia del Na indica el número de átomos de O, y la valencia del O indica el número de átomos del Na.

Fórmula molecular : Na₂O

Fórmula estructural :

Na_\

O

Na^/

Para formar el óxido de sodio se necesitan 2 átomos de sodio por cada átomo de oxigeno.

Si el metal que se combina con el oxígeno es bivalente, se necesita un átomo de oxígeno por cada átomo del elemento metálico.

Mg (Magnesio ) = valencia II O ( Oxígeno ) = valencia II

Regla práctica para escribir la fórmula molecular

Mg^II₂O^II₂ se simplica = MgO

Para formar la molécula del óxido de un metal trivalente se necesitan dos átomos del metal por cada tres átomos del oxígeno.

Al ( Aluminio ) = valencia III O ( Oxígeno ) = valencia II

Regla práctica para escribir la fórmula molecular

Al^III₂O^II₃ = Al₂O₃

Nomenclatura de los óxidos básicos

• En los óxidos en que el metal actúa con una sola valencia se antepone la palabra óxido al nombre del metal:
  óxido de sodio, óxido de aluminio
• Cuando el metal que forma el óxido posee dos valencias, se agrega el sufijo oso para designar al óxido en que el metal actúa con menor valencia y el sufijo ico para aquel en que el metal actúa con mayor valencia.
  Ejemplos:
  
  Oxido cuproso = Cu₂ O Oxido cúprico Cu O
  Oxido ferroso = Fe O Oxido férrico Fe₂O₃

Mayor valencia terminación : ico óxido férrico

Menor valencia terminación : oso óxido ferroso

Diferentes nomenclaturas de los óxidos básicos

Fórmula	Nomenclatura	Números de átomos	Numerales de stock
Na2O	Oxido de sodio	Monóxido de disodio	Oxido de Sodio
Ca O	Oxido de calcio	Monóxido de calcio	Oxido de calcio
Cu2O	Oxido cuproso	Monóxido de dicobre	Oxido de cobre ( I )
Cu O	Oxido cúprico	Monoxido de cobre	Oxido de cobre (II )
Fe O	Oxido ferroso	Monóxido de hierro	Oxido de hierro ( I I )
Fe2O3	Oxido férrico	Monóxido de dihierro	Oxido de hierro ( III )

Ajuste de las ecuaciones que representan la formación de óxidos básicos

1) Óxidos de metales monovalentes: Óxido de sodio (Na₂O)

a)

Na + O _____________________ Na₂O

b)

2Na + O _________________ Na₂O

c) La molécula de O es biatómica y la de Na es monoatómica. Al colocar (O₂) duplicamos el número de átomos de O; por eso debemos duplicar el número de moléculas del Na.

4Na + O ₂________________________ 2Na₂O

Lectura correcta: Cuatro moléculas de sodio, al combinarse con una molécula de oxígeno, forman dos moléculas de óxido de sodio.

2)Óxidos de metales bivalentes: óxido de bario(BaO)

a)

Ba + O_____________________ BaO

b) En este caso los coeficientes estan igualados, pues ambos elementos son bivalentes.

c )Se da notación molecular

2Ba + O ₂_____________________________2BaO

3) Óxidos de metales trivalentes: óxido de aluminio(Al₂O₃)

a)

Al + O____________________ Al₂O₃

b) Se iguala en ambos miembros la cantidad de átomos:

2Al + 3 O ___________________ Al ₂O₃

c) Se da notación molecular:

4 Al + 3O ₂_____________________ 2 AL₂O₃

Teoría 4: Atomos y moléculas

Atomo

Es la menor porción de materia capaz de combinarse.

Molécula

Es la menor porción de una sustancia que puede existir en estado libre conservando las propiedades de la sustancia.

• Las moléculas de las sustancias simples están formadas por una sola clase de átomos,por eso no se pueden descomponer.
• Atomicidad es el número de átomos que posee la molécula de una sustancia simple.
• El número de las moléculas de las sustancias simples se indicacon un subíndice:
  Monoatómicas: Na;K;Ag
  Biatómicas: H₂ - O₂
  Poliatómicas: O₃ - S₈
• Las moléculas de las sustancias compuestas están formadas por dos o más clases diferentes de átomos:
  H₂O (agua) - H₂SO₄

Masas atómicas y moleculares

masa de un átomo de nitrógeno = 2,3268 . 10- 23

masa de un átomo de carbono = 1,99933 . 10- 23

masa de un átomo de hidrógeno = 1,674 . 10- 23

Como son cantidades extraordinariamente pequeñas se trabaja con:

Masa atómica relativa (A)

La masa atómica relativa de un elemento es el número abstracto que indica cuantas veces es mayor la masa de un átomo de ese elemento que la unidad de masa atómica(u.m.a)

A_x = masa de un átomo de elemento X
1/12 masa de átomo de carbono 12

La masa atómica relativa(A) es un número abstracto (indica número de veces)

La masa del átomo de un elemento es un número concreto.Es una cantidad expresada en gramos masa.

Masa molecular relativa (M)

Masa molecular relativa de una sustancia el el número(abstracto) que indica cuántas veces mayor es la masa de una molécula de esa sustancia que la masa molecular que se toma como unidad.

Molécula	Atomicidad	m.atm(A)	m.mol.(M)
H2	2	1,008	2,016
O2	2	16	32
P4	4	31	124
Na	1	23	23

La masa molecular relativa(M) de una sustancia se determina sumando las masas atómicas relativas(A) de los elementos cuyos átomos constituyen la molécula de esa sustancia.

El mol

1. Mol es la cantidad de materia que contiene tantas partículas elementales como átomos hay en 0,012 kg (12g) de carbono 12.
2. Cuando se aplica la unidad mol deben específicarse las partículas elementales, que pueden ser átomos,moléculas, electrones u otras.

masa del carbono................. 12g

masa de 1 átomo de carbono............... 1,9933 . 10^{- 23}

Luego:

Nro de át. en 12g de C = 12 gramos
1,9933.10 ^{- 23}

Mol es la cantidad de materia que contiene 6.02 . 10 ^{- 23} partículas elementales.

Número de Avogadro(N_A ) = 6.02 . 10 ^{- 23}

La constante de Avogadro (N_A ) expresa la cantidad de partículas que hay en un mol de : átomos,moléculas,iones,etc.

Masa de un mol de átomos(A)

Elemento	N	Masa de un átomo	Masa de un mol de átomo
Nitrógeno	6,02 . 10- 23	2,325 . 10- 23 g = αN	AN N. 2,325 . 10- 23 g = 14g
Hidrógeno	6,02 . 10- 23	1,674 . 10- 24 g = αH	AH N.1,674 . 10- 24 g = 1,008g
Oxígeno	6,02 . 10- 23	2,6578. 10- 23 g = αO	AON. 2,6578. 10- 23 g =16g

La masa de un mol de átomo (A) de un elemento,medida en gramos masa,está expresada por un número igual a su masa atómica relativa.

La masa atómica del Nitrógeno es 14 ( A = 14)

La masa de un mol de átomo es 14g ( A=14g)

Masa de un mol de molécula

Sustancia	Masa molecular relativa	Masa de un mol de molécula
H2O (agua)	18	18g
SO2(Dióxido de azufre)	64	64g

Volumen molar

Un mol de moléculas de cualquier sustancia en estado gaseoso,en condiciones normales de temperatura y presión (0ºC;760mm Hg),ocupa un volumen de 22,4l denominado volumen molar.

Teoría 3: Leyes gravimétricas

Leyes gavimétricas

Ley de conservación de la masa o de Lavoisier

En un sistema material aislado la masa permanece constante,cualquiera que sea la transformación física o química a que sea sometido el sistema.

A + B_______________________________C+ D sustancias reaccionantes productos reaccionantes

Ley de las proporciones constantes (Proust).

Cuando dos o más elementos se combinan para formar un compuesto lo hacen en una relación constante de masa.

mH	2g	4g	8g	16g
mO	16g	32g	64g	128g
mH2O	18g	36g	72g	144g

La relación en que se combina el hidrógeno y el oxígeno para formar agua es de 1/8

mH = 1
mO 8

Esta contante es propia del agua.Si el hidrógeno y el oxígeno no se combinan en esta proporción, la resultante no es agua.

Ley de las proporciones múltiples(Dalton)

Cuando dos elementos se combinan para formar varios compuestos diferentes,la masa de uno de ellos combinada con una misma masa de otro guardan entre sí una relación constante que se puede expresar pr números enteros,generalmente pequeños.

óxido cuproso (negro)y óxido cúprico(rojo)

OCu₂ OCu

El análisis de los dos compuestos obtenidos con los mismos elementosda para cada uno de ellos la siguiente composición:

Óxido cuproso { mCu = 127g ; mO = 16g

Óxido cúprico { mCu = 63,5g ; mO = 16g

Aplicando ley de Proust

mCu = 127g = 7,9375g mO 16

mCu = 63,5g = 3,96875g mO 16

1 gramo de oxígeno se combina con 7,9375 de Cu (óxido cuproso)

1 gramo de oxígeno se combina con 3,96875 de Cu (óxido cúprico)

Estas masas de cobre se encuentran en relación

mCu = 7,9375g = 2
m'Cu 3,96875g 1

Las masas de cobre que se combinan en cada óxido con una misma masa de oxígeno están en relación de números pequeños y enteros 2:1.Con una misma masa de oxígeno hay en el óxido cuproso doble masa de cobre que en el óxido cúprico.

Ley de los equivalentes o ley de Richter y Wenzel

Las masas según las cuales dos elementos se combinan con la misma masa de un tercer elemento son las masas, o un múltiplo o submúltiplo de éstas,según las cuales esos elementos se combinan entre sí.

La expresión matemática general

mM = q . r
mP q´ s

El nitrógeno se combina con el oxígeno y con el hidrógeno formando compuestos diferentes

Compuesto 1 Compuesto 2
N = 14 g O = 40 g N = 14g O = 3 g

A su vez, el oxígeno se combina con el hidrógeno para formar agua en proporción:

Compuesto 3 = O = 8 g ; H = 1 g

Verificar si se cumple la ley de Richter

Con 14g de nitrógeno se combinan 40g de oxígeno y 3g de hidrógeno. La relación es:

mO= 40
mH 3

En el compuesto 3 la relación es de 8 a 1 . Si se cumple la ley de Richter, debe ser tal que 40/3 multiplicado por una fracción r/s de 8/1

40 . r = 8
3 s 1

r = 8 . 3
s 1 40

r = 3
s 5

mO= 40 . 3
mH 3 5

Teoría 2: Sistemas materiales

Sistemas material es un cuerpo o un conjunto de cuerpos, o de partes de un cuerpo, o de una porción de Universo que aislamos convenientemente para someterlo a estudio.

Cambios de estado de la materia

Sistema homogéneo

Es aquel que en todos los puntos de su masa posee iguales propiedades intensivas.

Agua destilada, hielo, oxígeno, etc.

Clasificación de los sistemas homogéneos

Sustancias puras

Son sistemas homogéneos que están formados por una sola sustancia.Poseen propiedades intensivas constantes, propias y exclusivas de ellas.
Resisten los procedimientos mecánicos y físicos del análisis.Ninguno de éstos permiten obtener porciones que no sean de esa sustancia pura.

Soluciones

Las soluciones también son sistemas homogéneos, pero éstos se hallan formados por más de una sustancia. Por eso pueden resolverse en fracciones (agua y sal) por medios físicos (destilación)

Sustancias puras	Soluciones
Homogéneas	Homogéneas
No fraccionables: formadas por una sola sustancia	Fraccionables: formada por varias sustancias
Propiedades invariables y características	Sus propiedades varían.
Una sola clase de moléculas	Dos o más clases de moléculas

Fraccionamiento de los sitemas homogéneos

Destilación

Es la separación de un líquido cualquiera de otro con el cual está formando una solución (agua y sal; agua y alcohol)

Esta operación consiste en transformar un líquido en vapor y condensar el vapor por enfriamiento.

A) Destilación simple

Se emplea este método para separar un disolvente de las sustancias sólidas disueltas en él.

B) Destilación fracionada

Se emplea para separar dos o más líquidos mezclados que tienen diferentes puntos de ebullición

Sistema heterogéneo

Es aquel que en distintos puntos de su masa posee diferentes propiedades intensivas.

Sistema inhomogéneo

Es aquel cuyas propiedades varían en forma gradual y continua.

Fase

Es cada uno de los sistemas homógeneos que componen un sistema heterógeneo.
Las fases están separadas unas de otras,por superficies llamadas interfases.

Fases,interfases y componentes de los sistemas heterogéneos

1. En el caso de un sistema formado por: hielo,agua y aire

• A) Tres fases: fase aire, fase hielo y fase agua.
• B) Dos componentes: agua (líquida y sólida) y aire.
• C) Tres interfases: hielo-agua; hielo-aire; agua-aire.

2. En el caso del sistema agua-aceite

• A) Dos fases: fase agua y fase aceite
• B) Dos componentes: agua y aceite
• C) Una interfase: agua-aceite

3. En un sistema agua-hielo-vapor de agua

• A) Tres fases: hielo, agua y vapor de agua.
• B) Un componente: el agua en tres estados físicos.
• C) Tres interfases: hielo-agua; hielo-vapor; agua-vapor.

Los sistemas heterogéneos se pueden clasificar en:

Dispersiones

Dispersiones groseras: sus fases se distinguen a simple vista

• yodo y arena
• hierro y azufre
• agua y aceite

Dispersiones finas: sus fases se distinguen con ayuda de una lupa o un microscopio.

• Emulsiones: cuando las fases son líquidas. Ejemplo:leche(crema y suero).
• Suspensiones: cuando una fase es líquida y la otra sólida finamente dividida.Ejemplo: negro de humo en agua(tinta china).

Dispersiones coloidales: sus fases pueden observarse con el ultramicroscopio.Ejemplo: clara de huevo dispersa en agua,gelatina.

Métodos de separación de fases

Las fases de un sistema heterogéneo pueden separarse por diferentes métodos

Métodos mecánicos	Se realizan sin que ocurra entre el sistema y el ambiente que lo rodea un intercambio apreciable de calor(energía).
Imantación	Permite separar un sistema formado por arena-hierro.El método consiste en colocar el sistema sobre un vidrio o papel y deslizar por debajo de él un imán, siempre en el mismo sentido,hasta separar el hierro.
Filtración	Por este método se separa un sólido insoluble de un líquido.Ejemplo arcilla y agua. El sólido queda retenido en el papel de filtro,el líquido pasa a través de él.
Levigación	El método se emplea para separar por medio de una corriente de agua o aire, dos sólidos.Las partículas más livianas son arrastradas por la corriente.Ejemplo: para separar pepitas de oro, de arcilla se pasa una corriente de agua que arrastre la arcilla,quedando el oro.
Tamización	Sirve para separar dos sólidos de distinto tamaño de granos,valiéndose de un tamiz. Ejemplo: separación de arena y canto rodado; arena y harina
Decantación	Permite separar dos líquidos no miscibles (que no se mezclan), aprovechando su distinta densidad.Ejemplo: aceite y agua.También para separar un líquido de un sólido insoluble,como el caso de la arena y el agua.
Centrifugación	Se usa para separar una dispersión fina.Permite acelerar la decantación.Ejemplo: polvo de carbón disperso en agua
Métodos físicos	Se realizan cuando existe un intercambio de energía entre el sistema y el medio que lo rodea.
Lixiviación	Es un método donde intervienen procesos mecánicos y físicos,y mediante él se pueden separar dos sólidos, de los cuales uno de ellos es soluble en un líquido. Ejemplo: el sistema are-sal,se puede separar adicionando agua
Evaporación	Se emplea para separar un sistema sólido-líquido.Ejemplo:creta y agua
Sublimación	Se pueden separar dos sólidos, de los cuales uno volatiliza y luego sublima.Ejemplo : arena-yodo

Clasificación de los fenómenos

Fenómeno es todo cambio que en sus propiedades,en su estructura o en sus relaciones presentan las sustancias o los cuerpos.

Fenómeno físico

Fenómeno químico

• La combustión de una vela.
• La asimilación clorofílica(transformación por el vegetal del anhídrido carbónico que toma del aire)
• Oxidación de un metal
• Si al trozo de hierro con el realizamos el fenómeno físico, como fue someterlo al calor, lo dejamos un tiempo en contacto con el oxígeno del aire, la sustancia hierro se convierte gradualmente en otra sustancia. Se convertirá en óxido de hierro y no puede volver a ser hierro.
• La reacción entre un ácido y una base.

Fenómeno químico

El fenómeno no se puede repetir con la misma sustancia con la que se inicio.

El cambio que experimenta la sustancia es permanente.

Se modifica su estructura molecular

Sistemas dispersos o mezclas

Mezcla: son sistemas homogéneos o heterogéneos formados por más de una molécula

A los sistemas dispersos homogéneos se los denomina soluciones ( una sola fase).

A los sitemas dispersos heterogéneos se los denomina dispersiones (varias fases)

Caracteres de los sistemas dispersos o mezclas

Los componentes de las mezclas conservan sus propiedades.

Intervienen en proporciones variadas.

En ellos hay diferentes clases de moléculas.

Cuando son homogéneos se pueden fraccionar.

Cuando son heterogéneos se pueden separar en fases.

En la solución de azúcar y agua, aunque no existe más que una fase, el agua se lo considera dispersante y al azúcar medio(no fase) disperso.

Dispersante	Mezclas
Gaseosos	Gas en gas: aire Líquido en gas: niebla Sólido en gas: humo
Líquidos	Gas en líquido: oxígeno en agua Líquido en líquido: agua y alcohol Sólido en líquido: sal en agua
Sólidos	Gas en sólido:hielo con aire Líquido en sólido: azúcar húmeda Sólido en sólido: arena y azufre en polvo

Clasificación de los sistemas dispersos

1. Dispersiones macroscópicas: son sistemas heterogéneos. Las particulas dispersas se perciben a simple vista: agua con arena.
2. Dispersiones finas: son sitemas heterogéneos visibles al microscopio :
   a) Emulsiones: dispersiones finas con ambos medios líquidos: leche constituida por suero y crema.
   b) Suspenciones: son dispersiones con el medio dispersante líquido y el disperso sólido : tinta china, agua má negro de humo
3. Dispersiones coloidales: son visible con ultramicroscopio

Teoría 1: La materia

Los estados de la materia

La Química estudia la materia,su estructura molecular y atómica,sus propiedades y sus reacciones, y las leyes que rigen esas reacciones

Materia

Es todo lo que ocupa un lugar en el espacio.

Cuerpo

Es una porción limitada de la materia.

Peso de un cuerpo

Es la fuerza con que un cuerpo es atraído hacia el centro de la Tierra.

El peso de los cuerpos aumenta desde el Ecuador hacia los polos.

El peso de los cuerpos disminuye a medida que se alejan de la Tierra hasta llegar a anularse:
zona no gravitacional.

La masa de un cuerpo es constante.
El peso varía con la latitud y con la distancia del centro de la Tierra.

Sustancia

Es la cantidad de materia que constituye un cuerpo.

Cuerpo	Sustancia
Un cuerpo se distingue de otro por la forma	Una sustancia se distingue de otra por sus propiedades
Cuerpos iguales pueden estar formados por sustancias distintas	Cuerpos distintos pueden estar formados por las mismas sustancias
Una misma sustancia (agua),según su estado físico puede formar distintos cuerpos (hielo,agua y vapor)	Las sustancias son independientes del estado físico en que se presenten los cuerpos

Propiedades de la materia

1. Impenetrabilidad La materia es impenetrable.El espacio ocupado
   por una partícula de materia no puede ser ocupado, en el mismo instante, por otra
2. Inercia Todo cuerpo permanece en reposo indefinidamente si no actúa
   sobre él una fuerza exterior.
3. Indestructibilidad Los cuerpos son indestructibles.-Ley de Lavoisier-
4. Ponderabilidad La materia tiene peso, es ponderable( que se puede pesar).
5. Divisibilidad La materia no es continua.Decimos que es divisible

Propiedades de las sustancias

Organolépticas Son aquellas que pueden ser apreciadas por medio de los sentidos

Color Se puede distinguir por: Transparencia La luz atraviesa la sustancia y llega así a nuestros ojos.Reflexión.-La luz incide lateralmente y recién entonces nos impresiona.
Ejemplo: Cuando vemos a través de un vidrio, vemos por transparencia.
Cuando vemos la superficie de un mueble ,lo vemos por reflexión

Olor Impresiona por el sentido del olfato.
Aquellas sustancias que no nos impresionan por el sentido,son inodoras

Sabor Nos impresionan por el sentido del gusto.
Los sabores pueden ser: dulce,salado,amargo o agrio.
Las sustancias que carecen de sabor se llaman insípidas

Impresión al tacto Rugoso,áspero,liso,untuoso,etc.

Sonido Puede ser grave o agudo. En general las sustancias cristalizadas producen sonido armónico mientras que las amorfas producen ruido

Propiedades Físicas Son aquellas que permiten identificar una sustancia por sus características físicas: Estado físico: sólido-líquido-gaseoso,peso,densidad,solubilidad,etc.

Propiedades Químicas: Son aquella que permiten identificar una sustancia por medio de fenómenos químicos Son: acción sobre otras sustancias,descomposiciones,combinaciones,etc.

Propiedades de la materia

Propiedad extensiva son aquellas que varían al variar la cantidad de materia
La masa, el volumen,la longitud, la capacidad.

Propiedad intensiva son aquellas que no varían aunque varie la cantidad de materia
El peso específico,la dureza,el índice de refracción,el coeficiente de solubilidad.

Actividad 3: cuestionario general

1) ¿Qué es la materia? ¿Qué se entiende por cuerpo?
2) ¿Qué se entiende por propiedades intensivas y propiedades extensivas?
3) Explicar los siguientes cambios de estado:
a) Fusión.
b) Solidificación.
c) Ebullición.
d) Volatilización.
4) Señalar, entre las propiedades que se enumeran, cuáles son extensivas y cuáles intensivas:
a) Peso.
b) Olor.
c) Masa.
d) Volumen.
e) Superficie.
f) Dureza.
g) Calor de fusión.
5) En que se diferencian los sistemas homogéneos de los heterogéneos.
6) Explicar los siguientes métodos de separación de las fases heterogéneas:
a) Filtración
b) Centrifugación
c) Tamización
7) En los siguientes sistemas indicar: que tipo de sistema es, cantidad de fases y componentes, métodos de separación y/o fraccionamiento de cada uno de los componentes, cuales son sustancias simples y cuales compuestas, y el porcentaje de mase de cada uno de los componentes.
a) Arena (Si O2, 10 g) – Solución de agua y sal (300 cm³ de H2 O, δ = 1 g/cm³, 6 g de Na Cl) – Hierro limado (Fe, 15 g) – Zinc (Zn, 4 g).
b) Arena (150 g) – Azúcar (C12 H22 O2, 20 g) – Yodo en cristales (I2, 5 g).
c) Carbón en polvo (C, 8 g) – Aceite (C37 H27 O6, 60 ml, δ = 0,92 g/cm³) – Agua (H2 O, 0,4 dm³, δ = 1 g/cm³) – Sal parcialmente disuelta en agua (Na Cl, 25 g).


8) ¿Qué tipo de energías existen?



9) Calcular la dilatación lineal de un hierro que aumenta su temperatura de 5 °C a 55 °C y que su longitud inicial es de 500 km. (El coeficiente de dilatación del hierro es de 1,2 . 10^(-5) 1/°C)
10) Calcular la superficie final de una lámina de aluminio de superficie inicial de 1600 cm², cuando aumenta la temperatura de 0 °C a 78 °C. (Coeficiente de dilatación del aluminio es de 2,3 . 10^(-5) 1/°C)
11) Calcular el volumen final de un cable de cobre de 2.79 cm³ de volumen inicial, si este se enfría, variando su temperatura de 784 °C a 45 °C. (Coeficiente de dilatación del cobre es de 1,7 . 10^(-5) 1/°C)
12) Calcular la cantidad de calor que tiene una barra de cobre de 7 kg al variar su temperatura en 88 °C. (El calor específico del cobre es de 0,023 cal/g°C)
13) Calcular el calor específico de una masa de mercurio de 100 g cuando varía su temperatura en 20 °C, si su cantidad de calor es de 66 cal.
14) Calcular la variación de temperatura que se produce una masa de metanol de 0,8 g cuando éste tiene una cantidad de calor de 830000 J. (el calor específico del metanol es de 2450 J/Kg.K y la densidad del metanol es de 0,8 g/cm³)
15) Una esfera de aluminio (calor específico de 0,226 cal/g.°C) de 0,45 kg que se encuentra a una temperatura inicial de 25 °C, es calentada de manera tal que absorbe 1,5 Kcal. ¿Qué temperatura alcanzó?
16) ¿Cuál es la aceleración de un móvil que en 4 segundos alcanza una velocidad de 40 km/h si partió del reposo?
17) ¿Qué velocidad final alcanza un móvil que acelera durante 5 segundos con una aceleración de 3 m/s², si marchaba con una velocidad de 36 km/h?
18) ¿Qué velocidad inicial debería tener un móvil cuya aceleración es de 1,5 m/s², para alcanzar una velocidad de 72 km/h a los 8 segundos de su partida?
19) Una esfera rueda por un plano a una velocidad de 4 m/s durante 8 segundos, a partir de ese instante comienza a frenar hasta reducir su velocidad a la mitad en 5 segundos. Calcular la distancia total del recorrido de la esfera.
20) Un cuerpo tiene una velocidad inicial de 6 m/s y una aceleración constante de 3 m/s². Cuando su velocidad alcance 18 m/s, ¿qué distancia habrá recorrido?
21) Se deja caer una pelota desde 12 m de altura, calcular el tiempo de caída y la velocidad con la que llega al piso.
22) ¿Con qué velocidad se debe arrojar hacia arriba una piedra para que alcance una altura de 8 m?
23) Se lanza hacia arriba un objeto con una velocidad de 144 km/h. Calcular la altura máxima alcanzada, el tiempo en regresar a tierra, y la altura al cabo de 3 y 6 segundos.
24) Se arroja un cuerpo hacia arriba y vuelve al punto de partida en 5 segundos. Calcular la altura máxima alcanzada.
25) Se lanza hacia arriba un objeto y observo que a los 5 segundos para por un punto A en la subida y a los 9 segundos lo hace por el mismo punto, pero hacia abajo. ¿Cuál fue la máxima altura alcanzada por el objeto?
26) Desde un puente que esta a 20 m de altura sobre el río, un estudiante de sociología arroja hacia abajo una piedra que tarda 0,5 segundos en llegar al agua. ¿Con qué velocidad arrojó la piedra?
27) Se deja caer una pelota desde el balcón de un departamento. Bobby observa que la pelota tarda 0,2 segundos en pasar frente a su ventana que tiene una altura de 1,2 m. Calcular la distancia entre la parte superior de la ventana y el balcón del que se dejó caer la pelota.