domingo, 19 de julio de 2009

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

NaI2 OII1 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

MgII2OII2 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

AlIII2OII3 = 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)

Ax = 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(NA ) = 6.02 . 10 - 23

La constante de Avogadro (NA ) 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.

viernes, 17 de julio de 2009

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.