ACTIVIDADES DEL CURSO - Ribera del Tajo

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I.E.S. “RIBERA DEL TAJO” DEPARTAMENTO DE FÍSICA Y QUÍMICA

FFÍÍSSIICCAA YY QQUUÍÍMMIICCAA 33ºº EESSOO MMAARRIIAANNOO BBEENNIITTOO PPÉÉRREEZZ

ACTIVIDADES DEL CURSO

Se presentan en este documento las actividades a realizar durante el curso. Pueden realizarse de manera simultánea con otras que dicte el profesor en clase. Incluso algunas que se indiquen

pueden servir de recuperación. Cabe la posibilidad de que este documento se proponga también como actividades para los alumnos pendientes o como cuadernillo de repaso en verano.

Tema 1. Introducción al Método Científico.

1 ¿Qué diferencia a la Ciencia de la Mitología?

2 ¿Qué es el Método Científico? ¿Cuáles son sus etapas?

3 ¿En qué etapa del trabajo científico tiene mayor importancia la observación? ¿Y la experimentación?

4 ¿En qué se diferencian una hipótesis falsa de una hipótesis no válida?

5 Una hipótesis posible que explique la caída de los cuerpos podría ser la siguiente: “Los cuerpos, en ausencia de

rozamientos, caen tanto más rápido cuanto más masa poseen”. Describir una experiencia que permita comprobar la hipótesis anterior.

6 Un péndulo está formado por un objeto suspendido de un hilo y que se mueve entre dos puntos equivalentes,

siendo el período el tiempo que tarda el péndulo en llegar del primer punto al segundo y regresar al primero de nuevo (oscilación completa). Suponiendo que se quiere investigar los factores de que depende el período de oscilación del péndulo, se plantean las siguientes hipótesis:

a) El período depende de la masa del cuerpo que oscila. b) El período depende de la longitud del hilo que sujeta al cuerpo. c) El período depende de la temperatura del aire en el que oscila. ¿Cómo se podría comprobar cada una de las hipótesis?

7 ¿Cómo se define la Física? ¿Y la Química? Poner varios ejemplos de fenómenos físicos y fenómenos químicos.

¿De qué tipo es la evaporación del agua? ¿Y la formación de nuestra imagen en un espejo?

8 ¿Qué apartados debe incluir un informe científico? ¿Cuáles son las normas para representar gráficas?

9 Representar en una gráfica Posición – Tiempo los datos de la Tabla de abajo. ¿Qué se obtiene? Buscar en un

libro de Matemáticas el significado de “pendiente” y de “ordenada en el origen”. ¿Qué otro tipo de gráficas conoces? ¿Cuál es su ecuación característica?

Tiempo / s 0 1 2 3 4 5 6 7

Posición / m 1 6 11 16 21 26 31 36

Física y Química 3º ESO

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10 ¿Qué es una magnitud física? Poner varios ejemplos.

11 ¿Qué es medir? ¿Por qué se deben utilizar unidades de medida?

12 ¿Qué características debe tener una unidad de medida?

13 Clasificar las magnitudes físicas. ¿Qué es un sistema de unidades? Citar algunos.

14 Completar la Tabla siguiente:

Magnitud Unidad Símbolo

Velocidad

m/s2

Volumen

K

Potencia m2

J

15 Expresar en unidades del Sistema Internacional las siguientes medidas: 2.5 km, 100 mg, 6.0 horas, 25 cm,

25000 ns, 4.5 años, 300 g, 13 mm, 3.0 MW, 4500 pm, 2.73 Mg, 0.358 GV, 40 s.

16 Expresar las siguientes cantidades en el S.I., utilizando los factores de conversión adecuados:

a) 13.6 g/cm3. b) 900 km/h. c) 720 t/h.

17 a) Expresar en escritura científica, redondeando a tres cifras significativas: i) 96485 C/mol; ii) 0.008314 kJ

mol-1 K; 10967758 m-1; 299792458 m/s. b) Efectuar las siguientes operaciones, expresando de forma correcta el resultado: i) 13.5104 – 2.23 + 5.671;

ii) 6.201 x 3.2 / 2.11.

18 Para medir el período de un péndulo, se utiliza un reloj que aprecia décimas de segundo. Se realizan diez

medidas, obteniéndose los siguientes resultados: 1.7, 1.2, 1.3, 1.4, 1.7, 1.8, 1.7, 1.5, 1.7 y 1.2 Calcular: a) El valor representativo o más probable para el período. b) El error absoluto de la 6ª medida. c) El error relativo en % de la 7ª medida. d) La expresión correcta del resultado de la medida. e) El error relativo global de todas las medidas.

19 Al realizar la medida de una masa con tres balanzas que aprecian hasta cg, se obtienen los siguientes

resultados: 12.52, 12.51, 12.51 Calcular: a) El valor que se debe tomar como valor representativo o más probable para la masa. b) El error absoluto de la 1ª medida. c) El error relativo de la 2ª medida. d) La expresión correcta del resultado de las medidas.

20 ¿Qué medida es más precisa: El radio de una rueda de bicicleta de (102 1) cm, o la longitud de una pared de

(3.45 0.05) m?

21 Definir sensibilidad, incertidumbre y fidelidad de una medida o del aparato de medida. ¿Cuál es la diferencia

entre precisión y exactitud?

22 Escribir cinco normas de trabajo, de comportamiento o de seguridad en el Laboratorio.

23 ¿Cuáles son los apartados que se deben incluir en un informe de trabajo o de prácticas de Laboratorio?

Actividades del curso

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24 Dibujar y definir los pictogramas de peligrosidad que pueden aparecer en las etiquetas de los productos

químicos del Laboratorio.

25 Dibujar el siguiente material de Laboratorio: Vaso de precipitados, matraz erlenmeyer, cápsula, bureta y

pipeta.

26 Nombrar los siguientes instrumentos de Laboratorio:

La Materia Tema 2. Estados de Agregación.

1 Definir materia y sustancia. ¿Qué clases de sustancia hay?

2 ¿Qué significa “estado de agregación”?

3 ¿Cuáles son los estados de agregación clásicos? Poner ejemplos. ¿Se conoce algún estado atípico?

4 ¿Se puede diferenciar un tipo de sustancia de otro midiendo su masa? ¿Y conociendo su dureza y su brillo?

Responder razonadamente.

5 Poner tres ejemplos de sistemas materiales e identificar mediante algunas propiedades específicas las

sustancias de que están hechos.

6 Definir los conceptos de masa y volumen. Al triturar una piedra, ¿Cambia su masa? ¿Y su volumen?

7 Indicar, si existen, sustancias comunes a algunos de los siguientes sistemas: Ventana de aluminio, botella de

agua, lata de refresco, estanque de agua.

8 Explicar la siguiente frase: “Para que una sustancia sea identificada como glicerina, es una condición necesaria,

pero no suficiente, que funda a 17 ºC”.

9 ¿Cómo se denominan las fuerzas que mantienen unidos los átomos o las moléculas? ¿Y las que tienden a

separarlos?

10 ¿En qué se basa la Teoría Cinético - Molecular para explicar el comportamiento de la materia y los estados de

agregación? Indicar los tipos de movimiento de las partículas o grados de libertad según cada estado físico.

11 ¿Cuáles de las siguientes afirmaciones son ciertas? Razonar las respuestas.

a) La materia en cualquier estado tiene masa. b) La materia en cualquier estado tiene volumen fijo. c) La materia en cualquier estado tiene forma propia. d) La materia en cualquier estado ocupa un lugar en el espacio.

12 Interpretar desde la Teoría Cinética el hecho de que los líquidos y los sólidos sean difícilmente compresibles.

¿En este sentido, cómo se comportan los gases? ¿Qué quiere decir que los gases son sustancias muy expansibles?


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13 Explicar, a partir de la Teoría Cinética, por qué la evaporación de un líquido es mayor si está contendido en un

plato que si está en un vaso. Diferenciar los dos tipos de vaporización: Evaporación y Ebullición.

14 Un recipiente cúbico hueco tiene 0.8 cm de arista. ¿Cabe 1 mL de agua dentro de él?

15 Rellenar la siguiente Tabla:

PROPIEDADES SÓLIDOS LÍQUIDOS GASES

Volumen

Forma

Disposición de Partículas

16 ¿Cuántos tipos de sólidos se pueden encontrar en la Naturaleza? ¿Por qué se caracterizan?

17 Definir los siguientes términos: Tensión Superficial, Viscosidad, Fluidez, Tenacidad, Maleabilidad, Ductilidad.

18 ¿Cuáles son las variables que definen el estado de un gas? Definirlas. ¿En qué unidades se miden? ¿Qué

relaciones matemáticas hay entre esas variables? Explicar el significado físico de esas Leyes.

19 ¿Qué es un cambio de estado? Hacer un esquema de los distintos cambios de estado y definirlos. Indicar

cuáles son exotérmicos. ¿Qué es un cambio de fase? Poner ejemplos.

20 Cuando un sistema material cambia de estado, ¿Se modifica su masa? ¿Y su volumen?

21 Calentando en un tubo de ensayo cristales de yodo se observan en su boca unos vapores de color

característico. Indicar qué ha sucedido.

22 La temperatura de fusión del estaño es 231.9 ºC. ¿A qué temperatura se encuentra cuando apenas queda una

porción de estaño sólido sobre el estaño fundido?

23 ¿Cómo se puede saber cuando se está produciendo un cambio de estado?

24 ¿Qué Leyes rigen los cambios de estado? Enunciarlas.

25 Indicar las fórmulas matemáticas que permiten calcular la cantidad de calor intercambiado por una masa de

sustancia dada cuando cambia de estado o cuando cambia de temperatura. Definir calor latente y calor específico.

26 Dibuja la gráfica de calentamiento de un kilogramo de plomo que se encuentra inicialmente a 70 ºC y pasa a

una temperatura final de 2000 ºC, sabiendo que su temperatura de fusión es de 327.4 ºC y la de ebullición es de 1725 ºC.

27 Dibuja la gráfica de enfriamiento de 500 gramos de estaño que se encuentra inicialmente a 700 ºC y pasa a

una temperatura final de 10 ºC, sabiendo que su temperatura de fusión es de 231.9 ºC y la de ebullición es de 2270 ºC.

28 ¿Cómo explica la Teoría Cinético – Molecular los cambios de estado?

29 Sabiendo que el LF [ Agua ( s ) ] = 335 kJ/kg, y que Ce [ Agua ( l ) ] = 4184 J kg-1 Grado-1, determinar el calor

necesario para transformar 1.50 kg de hielo a 0 ºC en agua líquida a 60.0 ºC.

30 ¿Qué es la densidad? ¿Es una magnitud característica constante de cada sustancia pura? Si se representa

gráficamente la masa de una sustancia frente al volumen correspondiente se obtiene una recta. ¿Qué representa la inclinación de esa recta?

31 Una esfera maciza de 3 cm de radio tiene una masa de 12.3 g. Calcular la densidad del material en el S.I.


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32 Considerar dos esferas macizas de igual masa, pero una de radio doble que la otra. Calcular la relación entre

las densidades de ambas.

33 ¿Qué volumen, medido en decímetros cúbicos, corresponde a 1 kg de oxígeno, 1 tonelada de platino, 1 saco

de 50 kg de sal? Datos: Densidad del oxígeno = 0.0013 g/cm3; densidad del platino = 21.4 g/cm3; densidad de la sal: 2.16 g/cm3.

34 La densidad del oro es de 19.3 g/cm3. ¿Qué masa tiene un lingote prismático de 20 cm x 15 cm x 10 cm?

35 La densidad del aluminio es 2.7 g/cm3. ¿Qué masa tiene un cilindro de este material si sus dimensiones son:

radio = 5.0 cm y altura = 10 cm?

36 Una esfera de madera (densidad = 650 kg/m3) tiene una masa de 10.0 kg. ¿Cuál es su radio?

37 En el fondo de un lago donde la temperatura del agua puede considerarse constante, se forma una burbuja

de aire de 2.5 mL de volumen, siendo la presión en ese punto de 1.9 atm. Si la burbuja asciende hasta la superficie donde la presión es de 0.95 atm, ¿Cuál es su nuevo volumen?

38 En el interior de un neumático de carreras de volumen constante, se encuentra aire a la presión de 2.5 atm y

temperatura de 27 ºC. ¿Cuál será la presión en su interior si, a consecuencia de un frenazo brusco, la temperatura sube hasta 95 ºC?

39 Sabiendo que la presión de una masa dada de un gas se mantiene constante, y que el volumen que ocupa es

de 5.0 L, ¿Cuál será el nuevo volumen si la temperatura se triplica?

40 Se dispone de 10 L de un gas a 900 mm de Hg y 27 ºC. ¿Qué volumen ocupará en C.N.?

La Materia Tema 3. Disoluciones.

1 Según la Física y la Química, ¿Qué se entiende por sistema material?

2 ¿Cuál es la diferencia fundamental entre una sustancia pura y una mezcla? ¿Qué diferencias existen entre las

mezclas homogéneas y las mezclas heterogéneas? Poner ejemplos.

3 ¿Cuándo se puede decir que una sustancia pura es un compuesto químico? ¿Cuál es la diferencia fundamental

entre un compuesto químico y un elemento químico?

4 ¿Son los elementos químicos las sustancias más simples que se pueden encontrar en la Naturaleza?

5 ¿A qué tipo de mezclas se aplican métodos físicos para separar sus componentes?

6 ¿Cuántos tipos diferentes de partículas (átomos) se pueden distinguir en un elemento químico? ¿Qué se

entiende por átomo?

7 ¿Cuál es el ente característico de un compuesto químico? ¿Y el de un elemento químico? ¿Hay excepciones en

estos últimos?

8 ¿De qué consta una molécula? Definir molécula. ¿Qué tipo de métodos deben utilizarse para romper una

molécula en sus partículas constituyentes? ¿Qué se utiliza para representar la molécula de un compuesto?


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9 Poner ejemplos de mezclas y de sustancias puras:

Mezcla Heterogénea Mezcla Homogénea Compuesto Químico Elemento Químico

10 Clasificar las sustancias siguientes en mezclas heterogéneas, mezclas homogéneas, compuestos químicos o

elementos químicos: Agua del grifo, agua destilada, agua del mar, agua de charca, diamante, natillas, arcilla, aire, dióxido de carbono, espuma de afeitar, bronce, carbón, mercurio, latón, sacarina, gasolina, leche, aluminio, amoniaco, detergente en polvo para lavadoras, vino, gaseosa, sodio, carbonato de calcio.

11 Idear un proceso experimental para separar los componentes de la siguiente mezcla: Limaduras de hierro,

serrín, sal de cocina, arena, corcho.

12 Explicar las siguientes técnicas experimentales de separación de mezclas: Destilación, decantación,

cromatografía, extracción, cristalización y filtración. Indicar a qué tipo de mezclas se aplican y dibujar el dispositivo experimental.

13 ¿Qué procedimiento sería el más adecuado para separar el azúcar de una mezcla de agua y azúcar?

14 ¿Qué técnica de separación se podría utilizar para obtener agua pura a partir del agua de mar?

15 ¿Cuál es la función del refrigerante en la destilación? ¿Por qué se pone porcelana porosa en el matraz de

destilación?

16 Indicar cómo se separarían los componentes de una mezcla formada por: sal (sólido soluble en agua e

insoluble en etanol), yodo (soluble en etanol y, además, sublima), hierro (propiedades magnéticas) y arena.

17 Indicar el procedimiento para separar los componentes de una mezcla formada por: aceite, agua y sal de

cocina.

18 Definir disolución.

19 ¿A qué componente de una disolución se llama disolvente? ¿Puede haber dos disolventes? ¿Al agua cómo se

le considera, soluto o disolvente?

20 ¿A qué componente de una disolución se llama soluto? ¿Puede haber dos solutos en una disolución?

21 ¿Cuáles de las siguientes afirmaciones son ciertas? Razonar las respuestas.

a) Las disoluciones se clasifican en diluidas, concentradas y saturadas. b) Las disoluciones diluidas contienen mayor cantidad de soluto que las concentradas. c) Las disoluciones diluidas contienen una cantidad muy pequeña de soluto. d) Las disoluciones saturadas no pueden contener más cantidad de soluto. e) Las disoluciones sobresaturadas se obtienen en caliente y son estables.

22 ¿Cuáles son las diferencias entre las disoluciones verdaderas, las dispersiones y los coloides? Poner ejemplos

de unas y otras.


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23 Rellenar la siguiente Tabla:

DISOLVENTE SOLUTO EJEMPLO

GAS

GAS

LÍQUIDO

SÓLIDO

24 ¿Cuáles son las disoluciones más frecuentes en la Naturaleza? ¿Por qué?

25 ¿Qué debe ocurrir para que un sólido se disuelva en un líquido? ¿Cómo varía la solubilidad en este caso?

26 ¿Qué significa que dos líquidos son miscibles? ¿Si son inmiscibles, podrían utilizarse para separar algún

soluto? Buscar información sobre esto.

27 ¿Por qué es importante que haya disoluciones de un gas en un líquido? ¿Cómo varía la solubilidad de un gas

en un líquido al aumentar la temperatura? Poner un ejemplo.

28 ¿Qué es la solubilidad? ¿Qué relación existe entre solubilidad y disolución saturada?

29 ¿Qué influencia tiene la temperatura en la solubilidad? ¿Sucede lo mismo en todos los casos?

30 Interpreta la siguiente curva de solubilidad de una sal sólida en agua:

10; 2020; 80

30; 180

40; 320

50; 500

60; 720

70; 980

80; 1280

0

200

400

600

800

1000

1200

1400

0 10 20 30 40 50 60 70 80 90

Temperatura (ºC)

So

lub

ilid

ad

(g

/l)

31 En un experimento se midió la solubilidad del nitrato de potasio en función de la temperatura y se obtuvieron

los datos mostrados en la Tabla siguiente:

T (ºC) 0 10 20 30 40 50

S (g soluto/100 g agua) 12.2 17.9 27.8 40.1 59.3 80.2

a) Representar la curva de solubilidad del nitrato de potasio. b) Determinar la solubilidad del nitrato de potasio a 25 ºC. c) Se pretende preparar una disolución a 20 ºC disolviendo 60 g de nitrato de potasio en 250 mL de agua,

¿Será posible?

32 ¿Qué mide la concentración de una disolución?

33 ¿En qué dos tipos de escalas se expresa la concentración de una disolución? Indicar las unidades de ambas.


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34 ¿Qué es el porcentaje en masa? ¿Cómo se calcula? ¿Qué significa una concentración del 12 % en masa de

soluto?

35 ¿Qué es el porcentaje en volumen? ¿Cómo se calcula? ¿Cuándo suele utilizarse? Explicar la etiqueta de una

botella de vino en la que puede leerse: 13 % en volumen.

36 ¿Qué se quiere expresar cuando la concentración de una disolución es de 150 g/L? ¿Cómo se calcula?

37 ¿Qué es la molaridad? ¿Cómo se calcula? Explicar todos los términos que aparecen en la fórmula.

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38 Definir los siguientes conceptos: unidad de masa atómica (u), masa atómica relativa, masa molecular relativa,

mol, Número de Avogadro, masa molar, volumen molar, equivalente – gramo, composición centesimal, fórmula empírica y fórmula molecular.

39 ¿En qué consiste la Hipótesis de Avogadro o Ley de Avogadro?

40 Buscar en el Sistema Periódico las masas atómicas de los siguientes elementos: N, H, K, Mn, O, S, Cr, C, Ca.

Calcular la masa molecular de: Amoniaco (NH3), Ácido Sulfúrico (H2SO4), Permanganato de Potasio (KMnO4), Dicromato de Potasio (K2Cr2O7). ¿Cuál es la masa molar de: Agua (H2O), Hidróxido de Calcio (Ca(OH)2), Glucosa (C6H12O6)?

41 ¿Cuántos moles de moléculas hay en 100 g de cloro? ¿Y cuántos moles de átomos de sodio hay en 100 g de

sodio? Calcular, además, el número de moléculas de cloro y el número de átomos de sodio que existen en esas cantidades.

42 Calcular la composición centesimal de las siguientes sustancias: Ácido Nítrico (HNO3), Sacarosa (C12H22O11).

43 ¿Cuál de los siguientes minerales es más rico en hierro: Magnetita (Fe3O4) e Hematites (Fe2O3)?

44 Se dispone de 27 mL de agua (densidad = 1.0 g/mL). Hallar: a) El número de moles y el número de moléculas

de agua disponibles; b) El número de átomos de hidrógeno existentes; c) El número de moléculas de oxígeno que se podrían extraer; d) La masa de hidrógeno presente; e) La masa de una molécula de agua en gramos.

45 Calcular las fórmulas empírica y molecular de un óxido de fósforo que contiene un 43.66 % de fósforo,

sabiendo que su masa molar es 284 g/mol.

46 La composición centesimal de un hidrocarburo utilizado como disolvente es: 92.31 % de carbono y un 7.69 %

de hidrógeno. La masa de una de sus moléculas es 1.30 x 10-22

g. Determinar sus fórmulas empírica y molecular.

47 Calcular el volumen ocupado en C.N. de presión y temperatura por 6.40 g de dióxido de azufre gaseoso. ¿Cuál

será el volumen si las condiciones son 740 mm de Hg y 27.0 ºC?

48 Explicar cada uno de los términos que aparecen en la ecuación de estado de los gases ideales (P · V = n · R · T).

Escribir algunas variantes de esta ecuación.

49 Calcular la densidad del dióxido de carbono a 17.0 ºC y 1.25 atm. ¿Cuál es su valor en C.N.?

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50 ¿Qué cantidad de carbonato sódico (Na2CO3) contiene una disolución acuosa de 500 cm3 de volumen, si su

concentración es 1.00 M? ¿Qué volumen de esa disolución contiene 10.0 g de soluto?

51 ¿Cuántos gramos de una disolución de cloruro sódico (NaCl) al 10.0 % en masa son necesarios para obtener

10.0 g de NaCl puro?

52 Se prepara una disolución añadiendo 5.00 g de NaCl a 20.0 g de agua. Una vez disuelta, el volumen de la

disolución es igual a 21.7 mL. Calcular la concentración de la disolución en % en masa, g/L y molaridad.


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53 Hallar la masa de sulfato férrico (Fe2(SO4)3) que habrá que disolver en agua para obtener 100 mL de

disolución 1.50 M.

54 Calcular el % en volumen y la molaridad de una disolución preparada a partir de 5.00 mL de alcohol etílico

(C2H5OH) y 800 g de agua suponiendo que las densidades son: alcohol 925 g/L y agua 1000 g/L.

55 Calcular el % en masa y la molaridad de una disolución de 10.0 g de cloruro sódico en 800 g de agua. Suponer

que el sólido añadido no ocupa volumen.

56 La concentración de una disolución de un soluto líquido de densidad 0.80 g/mL y masa molar de 50 g/mol es

2.0 M. Calcular el % en masa y el % en volumen, sabiendo que la densidad de la disolución se considera igual a la del agua (1.0 g/mL).

57 La “couldina”, que es un medicamento para combatir los estados gripales, tiene una concentración de ácido

acetilsalicílico del 32.0 % en masa. ¿Qué cantidad de ácido hay en un sobre de 450 g?

58 El nitrógeno en el aire está en una concentración del 80.0 % en volumen. ¿Qué cantidad de nitrógeno hay en

un aula cuyo volumen de aire es de 120 m3?

59 En 0.50 kg de caldo se añaden 2.0 g de sal. ¿Cuál es la concentración en % en masa? Si se quiere el caldo

menos salado, ¿Qué habrá que hacer: diluir o concentrar la disolución?

60 Sabiendo que la densidad del agua con sal es de 1.3 kg/L, expresar en % en masa la concentración de una

disolución de sal en agua de 10 g/L.

61 El vinagre es una disolución diluida de ácido acético en agua. Calcular qué cantidad de ácido acético hay en

500 g de un vinagre con una concentración del 4.50 % en masa.

62 Aparte de la molaridad, existen otras unidades de la escala química para expresar la concentración de una

disolución. Explicar dos de ellas.

Tema 4. Estructura Atómica.

1 ¿En que se diferenciaba la teoría de la materia de Leucipo – Aristóteles de la de Demócrito?

2 ¿Quiénes eran los alquimistas? ¿En qué época trabajaron? ¿Qué buscaban?

3 ¿Quién escribió el primer libro sobre Química?

4 ¿Qué tipo de sustancias estudió Robert Boyle?

5 ¿Qué científico, primero en aplicar el Método Científico, puede considerarse como el padre de la Química?

6 ¿Cuáles eran los componentes básicos de la materia según Dalton? Enuncia los postulados de su teoría.

7 ¿Qué científico pensó que la materia debía contener partículas con propiedades eléctricas?

8 ¿Qué investigadores descubrieron los electrones y los protones?

9 ¿Quién descubrió los neutrones? ¿Por qué su descubrimiento tardó varios años en producirse?


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10 ¿Cuáles son los Modelos Atómicos estudiados durante el curso? Citarlos por orden cronológico.

11 Dibujar el átomo de Thomson. Poner ejemplos de la vida corriente que describan al átomo de Thomson.

12 ¿Qué descubrimiento hace que la esfera propuesta por Thomson no sea válida?

13 ¿Cuál fue la experiencia que llevó a Rutherford a enunciar un nuevo modelo atómico?

14 ¿Qué les ocurría a las partículas α que lanzaba contra las láminas de oro? ¿Qué observó raro en el

experimento?

15 ¿A qué conclusiones llegó Rutherford? Hacer un esquema del átomo según este científico. Poner ejemplos

que permitan entender este átomo.

16 Definir elemento químico y átomo.

17 ¿Qué partícula atómica no puede variar en un átomo de un elemento concreto?

18 ¿Cuántas veces es mayor la masa del protón que la del electrón? Hacer una Tabla donde figuren las tres

partículas subatómicas fundamentales, indicando su masa y carga relativas, así como su símbolo. ¿Cómo es la masa del neutrón respecto de la del protón?

19 Indica la diferencia entre número másico y número atómico. ¿Cuál es la diferencia entre masa atómica y

número másico?

20 Si un átomo neutro tiene 14 protones y 14 neutrones: ¿Cuántos electrones tendrá? ¿Cuál será su número

atómico? ¿Y su número másico?

21 Dibujar un átomo tal que Z = 11 y A = 21, utilizando el Modelo Atómico de Rutherford.

22 ¿Puede tener un átomo menos neutrones que protones? Buscar un ejemplo en la Tabla Periódica de los

elementos químicos.

23 Determinar el número de protones, electrones y neutrones de los siguientes átomos: Cloro – 35, Cinc – 64 y

Plata – 107. Buscar el número atómico en la Tabla Periódica de los elementos químicos.

24 Indicar el número de partículas subatómicas de los siguientes átomos: P31

15 , Mg24

12 , Ba130

56 .

25 Un átomo neutro con 10 protones pierde 2 electrones: ¿En qué se transforma? ¿Sigue siendo el mismo

elemento químico? ¿Mantiene el mismo número atómico? ¿Mantiene igual número másico?

26 Un átomo neutro con 16 protones gana 2 electrones: ¿En qué se transforma? ¿Sigue siendo el mismo

elemento químico? ¿Mantiene el mismo valor para sus números atómico y másico?

27 Indicar el número de protones, neutrones y electrones de los siguientes átomos: -314

7N , 327

13 Al , 264

29 Cu , 1197

79 Au .

28 Sabiendo que un átomo neutro contiene 36 protones y 47 neutrones, indicar sus números másico y atómico,

así como los electrones que presenta. Representarlo según el convenio internacional.

29 El átomo de azufre más abundante en la Naturaleza tiene 16 protones y su número másico es 32. Calcular

cuántos neutrones y electrones contiene.

30 ¿Qué es un isótopo? ¿Y un isóbaro? ¿Y un isótono? Poner ejemplos de isótopos y de isóbaros.


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31 Indicar el número de protones, neutrones y electrones en los isótopos del: a) uranio (Z = 92; A = 238, 235 y

234); b) carbono (Z = 6; A = 12, 13 y 14); c) hidrógeno (Z = 1; A = 1, 2 y 3).

32 ¿Cómo son entre sí las siguientes especies: a) K40

19y Ar40

18; b) Ag107

47y Ag109

47?

33 ¿Por qué las masas atómicas de los elementos son decimales si contienen un número entero de partículas?

34 Explicar el significado de la especie química: .2

2

18

8O

35 El cloro tiene dos isótopos, el Cl35

17 y el Cl37

17 , que se presentan en la naturaleza con una abundancia del 75.5

% y del 24.5 %, respectivamente. Calcular la masa atómica relativa del cloro y compararla con la de la Tabla Periódica.

36 Averiguar la masa atómica media del litio sabiendo que, en estado natural, este elemento se presenta en un

7.42 % del isótopo de masa atómica relativa 6 y en un 92.58 % del isótopo de masa atómica relativa 7.

37 El magnesio natural presenta tres isótopos: el 1º de masa atómica relativa 24 y abundancia 78.70 %, el 2º de

masa atómica relativa 25 y abundancia 10.13 % y el 3º de masa atómica relativa 26 y abundancia 11.17 %. Hallar la masa atómica relativa media del magnesio y compararla con la de la Tabla Periódica.

38 ¿Qué permite calcular el Modelo Atómico de Bohr – Sommerfeld? ¿En qué se basa?

39 ¿Qué es un orbital? ¿Es lo mismo órbita que orbital? ¿Qué tipo de orbitales existen? ¿Cuántos existen de cada

tipo? ¿Cuántos electrones caben en ellos como máximo? ¿Cómo se simboliza esto?

40 Escribe la configuración electrónica de las especies dadas a continuación, siguiendo el Diagrama de Möeller:

11Na+; 17Cl-; 56Ba; 30Zn.

41 ¿Qué se entiende por electrones de valencia? ¿Y por electrón diferenciador?

42 ¿Qué significa estado fundamental de un átomo? ¿Y estados excitados? ¿Cómo se consiguen?

Tema 5. Las Sustancias Químicas.

1 ¿Cuál era el criterio de orden en las antiguas clasificaciones de los elementos químicos?

2 ¿Cuál es el actual? ¿A quién se debe? Resumir algunas de las clasificaciones anteriores a la actual.

3 ¿Dónde se sitúan los elementos químicos metálicos en la Tabla Periódica? ¿Qué propiedades físicas tienen?

4 ¿Dónde se sitúan los elementos químicos no metálicos en la Tabla Periódica? ¿Qué propiedades físicas tienen?

5 Citar algunos elementos semimetálicos característicos.

6 ¿Qué elementos químicos son gaseosos? ¿Cuáles son líquidos?

7 ¿Qué elementos químicos son naturales? Investigar cuál es el último elemento químico artificial descubierto y

confirmado experimentalmente. ¿Cuál es el último que tiene nombre oficial? ¿Cuál es éste?


12

8 Dibujar un Sistema Periódico e indicar las principales zonas de éste, es decir, las zonas características de cada

tipo de electrón diferenciador. ¿Cuál es la configuración electrónica característica de cada una de estas zonas?

9 Definir “grupo” de la Tabla Periódica. ¿Cuántos hay? ¿Qué dos grandes tipos hay? ¿Cómo se nombran?

10Utilizar la Tabla Periódica de abajo e indicar qué grupos corresponden a los elementos de transición, así como a

los elementos alcalinos, alcalinotérreos, térreos, carbonoideos, nitrogenoideos, anfígenos, halógenos y gases nobles.

11 Indicar algunas propiedades de los elementos alcalinos. Idem de los elementos halógenos.

12 ¿Qué diferencias existen entre los elementos alcalinos y alcalinotérreos?

13 ¿A qué grupos según la nomenclatura de números romanos y letras pertenecen los elementos de transición?

14 ¿Cuántos tipos de elementos de transición hay? ¿Dónde se sitúan los actínidos?

15 Indicar dos elementos térreos o boroideos. ¿Qué elementos rodean al fósforo?

16 ¿Qué tipo de moléculas forman los elementos halógenos? ¿Y los gases nobles?

17 ¿Por qué se llaman así los gases nobles? ¿Cuál es la característica general de su configuración electrónica?

18 ¿Cómo se formulan los metales, monoatómicos o poliatómicos?

19 Buscar cinco elementos que en su estado natural sean sólidos.

20 Buscar cinco elementos metálicos y cinco no metálicos.

21 El hidrógeno, ¿Es un metal o un no metal? Justificar la respuesta.

22 Buscar dos elementos que formen iones divalentes y otros dos que formen iones trivalentes.

23 ¿Cómo se denomina a las filas del Sistema Periódico? ¿Cuántos hay? ¿Qué significado tienen?

24 ¿Cuál es la capacidad de cada periodo? ¿Cómo se clasifican según ésta?

25 ¿Cuándo es más metálico un elemento químico? ¿Y cuándo es más electronegativo? ¿Cómo varía el radio

atómico? ¿Quién tiene mayor radio iónico, el Fe2+ o el Fe3+?

26 Escribe el nombre y el símbolo de 10 elementos del período 4.

27 Escribe el nombre y el símbolo de los elementos del grupo 15.

28 Escribir los símbolos de los elementos químicos de los grupos 5, 7, 11 y 18.


13

29 Escribir los símbolos de estos elementos: Potasio, calcio, magnesio, aluminio, hierro, carbono, flúor, helio,

argón, cloro, cromo, manganeso, bario, boro, nitrógeno, hidrógeno, rubidio, cobre, oro, plata, cobalto, litio y cinc. Situarlos en la Tabla Periódica siguiente:

30 Escribir el nombre de los elementos químicos siguientes: Li, Na, Ca, Mn, Fe, Ag, Cd, Ti, Tl, Sb, S, Se, Br, Kr, Xe,

W, Ta, Cs, Ba, Al, Pd, Sn, Pt, Cd, Co, Ru, N, O, Zn, Cr, Hf, Po y Cl.

31 ¿Por qué se unen los átomos para formar compuestos químicos? ¿Cuál es su referencia?

32 Definir enlace químico. ¿Qué almacena un enlace? ¿Qué explica una buena teoría del enlace?

33 Describir brevemente cada uno de los tipos de enlace estudiados durante el curso: En qué consiste, tipos de

átomos que los originan, etc.

34 ¿Qué diferencia existe entre un cristal metálico y uno iónico? Explica el Modelo de Drude y Lorentz sobre el

enlace metálico.

35 Escribir la Estructura de Lewis de seis moléculas formadas por enlaces covalentes entre sus átomos.

36 Definir: Red cristalina, celdilla unidad, índice de coordinación, enlace covalente coordinado o dativo.

37 Justificar el enlace entre los átomos de F (Z = 9) y K (Z = 19), y entre Ca (Z = 20) y Cl (Z = 17).

38 Enumerar las propiedades de los compuestos iónicos.

39 Comparar las propiedades de los compuestos covalentes moleculares y de los compuestos covalentes

reticulares o atómicos.

40 ¿Por qué el cloruro de sodio se disuelve en agua y no en benceno, y el naftaleno se disuelve en benceno pero

no en agua?

41 Definir: Sustancia simple, óxido, hidruro, sal binaria, hidróxido, ácido oxoácido, ión, sal ternaria y sal ácida.

Buscar cinco ejemplos de cada uno.

42 Formular las siguientes sustancias: 1. Óxido de Bario 2. Óxido de Sodio 3. Anhídrido Sulfuroso 4. Óxido de Plata 5. Óxido de Aluminio 6. Óxido de Níquel (III) 7. Óxido de Cloro (VII) 8. Óxido Nitroso 9. Anhídrido Nitroso 10. Hidruro de Litio 11. Cloruro de Cobalto (III)


14

12. Hidruro de Plata 13. Ácido Bromhídrico 14. Ácido Sulfhídrico 15. Amoniaco 16. Ácido Clorhídrico 17. Peróxido de Bario 18. Hidruro de Calcio 19. Peróxido de Sodio 20. Óxido de Estroncio 21. Cloruro de Hidrógeno 22. Cloruro de Sodio 23. Fluoruro de Calcio 24. Yoduro de Plomo (II) 25. Bromuro Potásico 26. Arsenamina (Arsina) 27. Sulfuro de Bario 28. Tricloruro de Arsénico 29. Peróxido de Litio 30. Sulfuro de Hierro (II) 31. Ácido Nítrico 32. Ácido Carbónico 33. Ácido Perclórico 34. Ácido Fosfórico 35. Ácido Metafosfórico 36. Sulfuro de Hidrógeno 37. Ácido Sulfúrico 38. Ácido Hipoyodoso 39. Hidruro de Magnesio 40. Ácido Silícico 41. Hidróxido de Calcio 42. Hidróxido de Hierro (III) 43. Ácido Nitroso 44. Hidróxido de Aluminio 45. Bromuro de Cobalto (II) 46. Hidróxido de Potasio 47. Sulfato de Calcio 48. Cloruro de Cobalto (III) 49. Nitrito de Litio 50. Sulfito Sódico 51. Cloruro Potásico 52. Sulfuro de Cinc 53. Hipoyodito Potásico 54. Fosfato Cálcico 55. Hidrógenocarbonato Potásico 56. Hidrógenosulfato de Litio 57. Peróxido de Plata 58. Hidrógenoarseniato de Potasio

43 Nombrar las siguientes sustancias: 1. RaO

2. Rb2O 3. TeO3 4. CaO2

5. Hg2O 6. NiO 7. Cl2O7 8. P2O5 9. LiH 10. CaO 11. AgH 12. HBr 13. H2S 14. NH3 15. HCl 16. BaO 17. CaH2 18. Na2O2


15

19. PH3 20. Cs2O 21. SnI4 22. KBr 23. AsH3 24. BaSe 25. AlCl3 26. Al2S3 27. Li2O 28. FeS 29. HNO3 30. H2CO3 31. HClO4 32. H3PO4 33. H4P2O5 34. HIO 35. HS

-

36. MgH2 37. H2SiO3 38. Ca(OH)2 39. Fe(OH)3 40. HNO2 41. Al(OH)3 42. KOH 43. CaSO4 44. Al2(SiO3)3 45. ScCl3 46. LiNO2 47. Na2CO3.10H2O 48. Ca3(PO4)2 49. KHCO3 50. ZnCl2 51. Na3PO3 52. HgO 53. NH4OH 54. CH4 55. KIO 56. SF6 57. Pb

2+

58. C10

Tema 6. Reacciones Químicas.

1 ¿Qué son las transformaciones químicas, reacciones químicas o fenómenos químicos? ¿Y las transformaciones

físicas o fenómenos físicos? Poner ejemplos de unos y de otros.

2 ¿Cuáles son las Leyes que rigen las reacciones químicas? Enunciar la Ley de Lavoisier (Ley de Conservación de la

Masa), la Ley de Proust (Ley de las Proporciones Definidas) y la Ley de Gay – Lussac (Ley de los volúmenes de combinación).

3 ¿Qué les ocurre a los enlaces químicos cuando se produce una reacción química? ¿Qué se intercambia, además

de materia, en una reacción química?

4 Definir: reacción química, ecuación química, reactivo, producto, reactivo limitante.

5 ¿Qué es una reacción química exotérmica? ¿Y una endotérmica? ¿Qué significa que una reacción química es

espontánea? ¿Tiene esto que ver con la velocidad de la reacción?


16

6 ¿Cómo se representan las reacciones químicas? ¿Aparte de reactivos y productos, qué otros símbolos pueden

aparecer?

7 ¿Qué es un reactivo impuro? ¿Qué es el rendimiento de una reacción?

8 Define de dos formas distintas el Principio de Conservación de la Masa en las reacciones químicas. ¿Cuál es la

consecuencia práctica de este Principio?

9 ¿Qué son los coeficientes estequiométricos? ¿Qué significado tienen?

10 ¿En qué consiste ajustar una reacción química?

11 Ajusta las siguientes reacciones químicas: HCl + KOH → KCl + H2O S + O2 → SO3 SO2 + O2 → SO3 CuCO3 → CuO + CO2 Fe2O3 → Fe + O2 Na + H2O → NaOH + H2 C4H10 + O2 → CO2 + H2O Mg + HCl → MgCl2 + H2 CaCO3 + HCl → CaCl2 + CO2 + H2O KI + Pb(NO3)2 → PbI2 + KNO3

12 Ajusta las siguientes reacciones químicas:

Al + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2 C2H5OH + O2 → CO2 + H2O C4H8 + O2 → CO2 + H2O H2 + Cl2 → HCl NH3 → N2 + H2 H2SO4 + NaOH → Na2SO4 + H2O Mn3O4 + Al → Mn + Al2O3 Fe2O3 + CO → CO2 + Fe H2O2 → H2O + O2 NH3 + O2 → NO2 + H2O

13 El ácido clorhídrico (HCl) reacciona con el potasio (K) dando cloruro de potasio (KCl) e hidrógeno (H2). Escribir

y ajustar la reacción química correspondiente. Calcular los moles de ácido clorhídrico que reaccionarán con 2.5 moles de potasio. ¿Cuántos moles de hidrógeno se obtendrán?

14 Una de las reacciones que tiene lugar en el proceso de formación de la lluvia ácida es: 2 SO2 + O2 → 2 SO3.

Calcular la cantidad en gramos de SO3 que se forma cuando se lanzan a la atmósfera 100 kg de SO2. ¿Qué volumen de O2 en C.N. es necesario para que tenga lugar la reacción completa?

15 Ajustar la reacción química dada a continuación y completar el cuadro de abajo: C5H12 + O2 → CO2 + H2O.

Sustancia C5H12 O2 CO2 H2O

Número de moles 3 Masa (g) 80

16 El sulfuro de plomo (II) (PbS) reacciona con el oxígeno (O2) para dar óxido de plomo (II) (PbO) y dióxido de

azufre (SO2). Escribir y ajustar la reacción química. Calcular el número de moles de PbS que reaccionan con 2.0 moles de O2. Calcular los gramos de PbO y SO2 que se obtienen si inicialmente se parte de 100 g de PbS.

17 Dada la reacción química ajustada: CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O. ¿Cuántos gramos de H2O se obtiene con 14 g de

CH4? ¿Qué volumen de O2, a 1.5 atm y 17 ºC es necesario? ¿Cuántas moléculas de CO2 se obtienen?


17

18 El carbono reacciona con el oxígeno según la siguiente reacción: C + O2 → CO2. Hallar los gramos de CO2 que

se obtienen a partir de 2.0 moles de C. ¿Cuál sería el resultado si la riqueza del carbón en C fuera del 90 %?

19 El óxido de hierro (III) reacciona con el carbono según la reacción: Fe2O3 + C → Fe + CO2. Calcular la masa de

Fe2O3 necesaria para obtener 1.0 toneladas de Fe. ¿Qué volumen de CO2 en C.N. se desprende?

20 Definir velocidad de reacción. ¿En qué unidades se mide? ¿Qué es un mecanismo de reacción?

21 ¿Son todas las reacciones igual de rápidas? ¿Por qué? ¿De qué magnitud depende esto? Definirla.

22 Explica cómo influye la naturaleza de los reactivos y su superficie de contacto en la velocidad de una reacción

química.

23 Explica cómo influye la concentración de los reactivos en la velocidad de una reacción química.

24 Explica cómo se puede variar la velocidad de una reacción química aumentando o disminuyendo la

temperatura.

25 ¿Qué es un catalizador? ¿Qué tipos de catálisis existen? ¿Qué propiedades presenta un catalizador?

Tema 7. La Química y la Sociedad.

1 ¿Cuál fue la primera reacción química utilizada por el hombre?

2 ¿En qué país se cree que nació la Química?

3 ¿Quiénes eran los alquimistas? ¿En qué época trabajaron? ¿Recuerdas a alguno que fuera famoso?

4 ¿Qué era la “piedra filosofal”?

5 ¿En qué siglo surge la Química como ciencia experimental?

6 ¿A quiénes se les considera los padres de la Química moderna?

7 ¿Qué función desempeña la Química en las sociedades modernas?

8 ¿Qué son los bioelementos? ¿En qué grupos se clasifican? ¿Cuáles son?

9 ¿Qué son los oligoelementos?

10 ¿Qué son las biomoléculas? ¿En qué grupos se clasifican? ¿Cuáles son?

11 ¿Qué es el petróleo?

12 Escribir cuatro fracciones del petróleo indicando sus usos más importantes.

13 ¿Qué es el índice de octano?

14 ¿Cómo se define la petroleoquímica? Realizar un pequeño trabajo de investigación sobre la red mundial de

oleoductos, y sobre las refinerías existentes en España.


18

15 ¿Qué industrias utilizan los productos de la petroleoquímica? ¿Qué producen estas industrias?

16 Definir los siguientes términos farmacológicos: analgésico, antipirético y antibiótico.

17 ¿Qué son las hormonas? ¿Y las vitaminas?

18 ¿Cuáles son los efectos dañinos de la industria química sobre el medio ambiente?

19 Describir el efecto invernadero.

20 ¿Cómo se produce la lluvia ácida?

21 ¿Por qué se produce el debilitamiento de la capa de ozono?

22 ¿Cuáles son los contaminantes más frecuentes del agua?

23 ¿Qué es la biodegradación?

24 ¿Cuáles son los contaminantes más frecuentes de los suelos?

25 ¿Cuáles son los contaminantes más frecuentes del aire?

26 A pesar de que a veces la Química tiene mala prensa, es fundamental en el mundo que nos rodea, y hoy día

éste sería muy distinto si la Química no hubiera alcanzado altas cotas de desarrollo. Por esto, la QUÍMICA es la CIENCIA “CENTRAL”. Enumerar, solo 10 campos o aspectos por los que la Química es muy importante.

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ACTIVIDADES DEL CURSO - Ribera del Tajo