Story Transcript
C O L · L E G I
S A N
A N T O N I O
F R A N C I S C A N S
L
D E
P A D U A
C A R C A I X E N T CURS 2010/2011
Física y Química - 3º ESO Tema 1 La ciencia y su método. Medida de magnitudes. Conceptos teóricos Etapas del método científico. Magnitudes físicas y unidades del Sistema Internacional. Múltiplos y submúltiplos en base 10. Definiciones de medir, incertidumbre, Precisión, sensibilidad, errores sistemáticos y accidentales.
Ejercicios prácticos Factores de conversión. Notación científica. Cifras significativas. Redondeo. Cálculo de valores medios. Cálculo de errores (E. absoluto, E. relativo). Ejercicios: 5, 6, 7, 8, 9, 11, 18, 19, 20, 21, 22, 28.
Tema 2 Los sistemas materiales. Conceptos teóricos Materia, Sistema material, sustancia Masa, volumen, densidad. Estados de agregación de la materia. Teoría cinético-molecular. Cambios de estado. Temperaturas de fusión y ebullición. Temperatura, presión.
Anexo 2 Ejercicios prácticos Identificar cambios de fase en una gráfica y la sustancia a la que pertenece. Ejercicios: 4, 5, 6, 7, 8, 11, 12, 14, 22, 23-a, 25, 28, 30, 31, 38.
Tema 3 Mezclas, disoluciones y sustancias puras. Conceptos teóricos Sistemas materiales heterogéneos y homogéneos. Mezcla heterogénea (concepto). Mezcla homogénea: disoluciones, disolvente, soluto. Sustancias puras. Elementos y compuestos. Solubilidad.
Anexo 3
Ejercicios prácticos Concentración de una disolución en gramos por litro, tanto por ciento en peso y tanto por ciento en volumen. Identificación mediante gráfico de sustancia pura y mezcla homogénea. Cálculo de solubilidades, masas disueltas y masas precipitadas. Ejercicios: 8, 9, 10, 12, 15, 17, 22, 23, 26, 27, 29, 32, 33, 36, 38.
Tema 4 Los átomos y su complejidad. Conceptos teóricos Constitución de la materia. Modelos atómicos (Dalton, Thomson, Ruterford, atómico nuclear. Número atómico, número másico, masa atómica, isótopos. Ley ponderal de la masa. Iones.
Anexo 1
Anexo 4
Ejercicios prácticos Distribución de las partículas subatómicas del átomo (Tabla de distribución). Ley ponderal de la masa. Ejercicios: 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 11, 12, 13, 14, 22, 23, 24, 25, 27, 32, 33, 34, 35, 37, 42, 46.
“Lliures per a...”
Tema 5 Uniones entre átomos. Conceptos teóricos Estabilidad energética. Regla del octeto. Moléculas y cristales. Enlace iónico, covalente y metálico. El mol, número de Avogadro. Definición de uma y su relación con el SI.
Ejercicios prácticos Cálculo de la masa molecular. Composición centesimal. Ejercicios: 3, 4, 5, 6, 8, 9, 10, 11, 12, 13, 14, 15, 21, 22, 24, 25, 26, 27.
Tema 6 Las reacciones químicas. Conceptos teóricos Cambios físicos y químicos. ¿Qué ocurre en una reacción química? Ley de conservación de la masa. Concepto de reacción química. Información que proporciona una ecuación química ajustada. Ley de Avogadro (número).
Anexo 6 Ejercicios prácticos Ley de conservación de la masa. Ajuste de las ecuaciones químicas. Cálculos químicos elementales (moles, volumen en condiciones normales y en condiciones estándar, masas). Ejercicios: 1, 5, 7, 8, 9, 10, 11, 12, 14, 17, 18, 26, 27, 28, 29, 30, 34, 35, 36, 37, 39, 40, 41, 42, 45.
Tema 7 Distintos tipos de reacciones químicas. Conceptos teóricos Identificar el tipo de reacciones a partir de los tipos: Descomposición, Síntesis, Sustitución, Doble sustitución, Combustión, Neutralización.
Formulación inorgánica. Conceptos teóricos Aplicación de la teoría de la IUPAC para realizar los ejercicios de formulación.
Material interactivo:
www.librosvivos.net
Ejercicios prácticos Saber identificar las reacciones. Ejercicios: 3, 6, 7, 27, 28, 33.
Anexo Formulación Ejercicios prácticos Documento de ejercicios de formulación inorgánica.
nº libro: 107034
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Anexo al Tema 1 Sistema internacional de unidades
Múltiplos y submúltiplos en base 10
Magnitud
Unidad (S.I.)
Símbolo
tera (T)
1012
Longitud
Metro
m
giga (G)
109
Masa
Kilogramo
Kg
mega (M)
106
Tiempo
Segundo
s
kilo (k)
103
Temperatura
Kelvin
K
Cant. De sustancia
Mol
mol
mili (m)
10-3
Int. Corriente eléctrica Amperio
A
micro (μ)
10-6
Int. Luminosa
Cd
nano (n)
10-9
pico (p)
10-12
Candela
Unidad 100
Tabla para el cálculo de errores, medias etc. Número de Medida (unidad) Error absoluto de la Error relativo de la medida medida (unidad) medida Ejemplo para 5 medidas: n
t (s)
Єa (s)
Porcentaje de error relativo
Єr
%(Єr)
1
2,1
2,1 - 2,3 = -0,2
|-0,2 / 2,3| = 0,09
0,09·100 = 9
2
2,3
2,3 - 2,3= 0
|0 / 2,3| = 0
0·100 = 0
3
2,3
0
0
0
4
2,5
0,2
0,09
9
5
2,4
0,1
0,04
4
t = 2,3 t =
x 1 x 2x 3 x 4 x5 n
a=t i−t
∣ r∣=
∣ a∣ ∣t i −t∣ t
=
t
% r = r ·100
“Lliures per a...”
Anexo al Tema 2 d=
m V
Anexo al Tema 3 Concentración C=
msoluto mdisolución
Gramos por litro de disolución C=
msoluto g V disolución L
Tanto por ciento en peso % peso=
msoluto · 100 mdisolución
Tanto por ciento en volúmen % volumen=
V soluto · 100 V disolución
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Anexo al Tema 4 Identificación de los símbolos utilizados para la distribución de las partículas subatómicas. Número másico (Z+N) ← A
Q → Carga eléctrica X
Número atómico, núm. de prot.← Z
N → Número de neutrones
Tabla para la distribución de las partículas subatómicas de los átomos. Balance de masa Símbolo
A Z
Q
NN
Z
N
Balance de carga +
A
p
e
Configuración electrónica
-
K (2) L (8) M (18) N (32)
Aquí se reparten los Este se debe modificar electrones (e-), poniendo para que la suma con como máximo en cada capa los protones de la la cantidad que hay entre carga (Q). paréntesis.
El La suma Valor Valor mismo de de Z de N valor Z +A que Z
Ejemplo: Balance de masa
Balance de carga
Configuración electrónica
Símbolo
Z
N
A
p+
e-
K (2)
L (8)
M (18)
N (32)
N7
7
7
14
7
7
2
5
-
-
7
39 19
K
19
20
39
19
19
2
8
9
-
16 8
O2-
8
8
16
8
10
2
8
-
-
11
Na1+ 12
11
12
23
11
10
2
8
-
-
Ejemplo de la Ley ponderal de las masas %(1H)=99,985% %(2H)=0,012% %(3H)=0,003%
m(1H)=1uma m(2H)=2uma m(3H)=3uma
m atomo=∑ matomo · % atomo
m H =m 1 H · 1 H m 2 H · 2 H m 3 H · 3 H = 99,985 0,012 0,003 =1· 2 · 3· =1,00018 uma 100 100 100
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Anexo al Tema 6 Reactivos
Productos
Ajustar la reacción química.
n
Coeficientes del ajuste.
Mr (g)
Suma de las masas atómicas de cada molécula sin coeficientes.
m (g)
Ley de Conservación de las masas: Suma de las masas de los productos = Suma de las masas de los reactivos.
=
N A=6,022 · 1023
Nº atomos
n· N A
n· N A
VCN (L)
n · V CN
n · V CN
V CN =22,4
VCS (L)
n · V CS
n · V CS
V CS =24
Número de moles n=
Masa de la molécula
m Mr
m=n · M r
Número de Avogadro N A=6,022 · 10
23
atomos mol
atomos mol
L mol
L mol
VCN (Volumen en condiciones normales)
VCS (Volumen en condiciones estándar)
T=0ºC y P=1atm Sólo para gases.
T=25ºC y P=1atm Sólo para gases.
Ejemplo: 2 H 2g
+
O2 g
n
2
1
Mr (g)
2 · Ar H = = 2 ·1=2
2 · Ar O = = 2 ·16=32
2 H 2 O g 2
Ajustar la reacción química. Coeficientes del ajuste.
Suma de las masas 2 · Ar H Ar O = atómicas de cada molécula = 2 ·116=18 sin coeficientes.
2 · 2=4
Nº atomos
2· N A
1· N A
2· N A
VCN (L)
2 · 22,4 = = 44,8
1· 22,4 = = 22,4
2 · 22,4 = = 44,8
V CN =22,4
VCS (L)
2 · 24 = = 48
1· 24 = = 24
2 · 24 = = 48
V CS =24
Ar H =1u
=
2 · 18=36
Ley de Conservación de las masas: Suma de las masas de los productos = Suma de las masas de los reactivos.
m (g)
+
1· 32=32
23
N A=6,022 · 10
atomos mol
L mol
L mol
Ar O=16u
“Lliures per a...”
1. Contesta las siguientes preguntas de forma directa: 1. ¿Qué compuesto se forma al combinar un metal con el oxígeno?
Óxido básico
2. ¿Qué compuesto se forma al combinar un no metal con el oxígeno?
Óxido ácido
3. ¿Qué compuesto se forma al combinar un elemento con el hidrógeno?
Hidruro
4. ¿Qué compuesto se forma al mezclar un anhídrido con agua?
Ácido oxácido
5. ¿Que compuesto se forma al quitar los hidrógenos a un ácido oxácido?
Ión poliatómico
6. ¿Qué compuesto se forma al añadir un metal a un ión poliatómico?
Sal ternaria
7. La unidad de masa en el SI es:
kilogramo
8. La unidad de cantidad de sustancia en el SI es:
Mol
9. La unidad de la masa atómica relativa es:
uma
10. La unidad de volumen en el SI es:
metro cúbico
11. La unidad de temperatura el el SI:
Kelvin
12. La unidad de energía en el SI:
Julio
13. ¿En qué unidad se mide la densidad?
14. ¿Qué magnitud mide la unidad
g ? L
15. ¿En qué unidad se mide la concentración molar o molaridad?
16. ¿Qué magnitud mide la unidad
mol ? L
g kg , L L Densidad o concentración mol L Molaridad
17. ¿En que unidad se mide la energía en forma de calor?
Julios
18. ¿En que unidad se mide el porcentaje en peso o porcentaje en volumen?
No tiene / Adimensional
19. ¿Qué se forma cuando se combinan dos átomos?
Una Molécula
20. ¿Qué ocurre cuando reaccionan átomos o moléculas para formar otros?
Una reacción
2. Completa la tabla con los compuestos siguientes. Recuerda que los compuestos deben estar completamente bien para considerarse correcto. Fórmula
Stock
Sistemática
Tradicional
Na2O
Óxido de sodio
Óxido de disodio
Óxido sódico
Cl2O7
Óxido de cloro (VII)
Heptaóxido de dicloro
Anhídrido perclórico
FeH3
Hidruro de hierro (III)
Trihidruro de hierro
Hidruro férrico
B2S3
Sulfuro de Boro
Trisulfuro de diboro
Sulfuro bórico
AgI
Yoduro de plata
Yoduro de plata
Yoduro argéntico
Al(OH)3
Hidróxido de aluminio
Trihidróxido de aluminio
Hidróxido alumínico
H2SO3
Trioxosulfato (IV) de hidrógeno
Ácido trioxosulfúrico (IV)
Ácido sulfuroso
SO32CuSO3
Ión trioxosulfato (IV) Trioxosulfato (IV) de cobre (II)
Ión sulfito Sulfito de cobre (II)
Sulfito cuproso
3. Completa el cuadro con la distribución de las partículas subatómicas de los siguientes átomos. Recuerda que para que esté bien un átomo debe estar todo correcto. Balance de masa
Balance de carga
Configuración electrónica
Z
N
A
p+
e-
K
L
M
N
8
O8
8
8
16
8
8
2
6
-
-
9 4
Be
4
5
9
4
4
2
2
-
-
4. ¿Qué compuesto se formaría si combinásemos estos dos átomos? Formúlalo y Nómbralo en todas las nomenclaturas que conozcas. Indica el tipo de enlace que forma y porqué y dibuja su estructura según Lewis. Fórmula
Stock
Sistemática
Tradicional
BeO
Óxido de berilio
Óxido de berilio
Óxido berílico
El tipo de enlace que forma es iónico por unirse metal con no metal. Su estructura de Lewis será: Be=O
5. Se calientan 100cm3 de agua hasta 150ºC, partiendo desde temperatura ambiente, que se encuentra a 25ºC en un recipiente dónde no se puede escapar el vapor generado. A) Explica que le ocurre al agua en el proceso hasta llegar al final. Explica todo lo ocurre en este proceso. El agua líquida se calienta hasta llegar a los 100ºC y cambia de estado a gas. Cómo no se puede escapar sigue calentándose hasta 150ºC.
B) Si hemos calentado un volumen de agua de 100cm3, calcula la masa de agua en gramos que hemos utilizado para calentar. [1 punto] Necesitamos saber la masa a partir del volumen y la densidad. d=
m 1kg → m=V · d =100cm 3 · =0,1 kg V 1000cm3
Así pues la masa en gramos será: m=0,1 kg
1000g =100g 1kg
La masa en gramos de 100 cm3 de agua es 100 g. C) Sabiendo que la masa calentada en este ejercicio son 100g de agua, calcula la energía total que hace falta para realizar dicho proceso. [1 punto] L f agua=334,4
J , g
L v agua=2257
J J , C e agua=4,1855 g g · ºC
Primero calculamos la energía de calentamiento del agua. Q1=m· C e · T =100g · 4,1855
J ·100−25ºC=31391,25 J g ·ºC
Q3=m· C e · T =100g · 4,1855
J ·150−100 ºC=20927,5 J g ·ºC
Seguidamente calculamos la energía del cambio de estado. Q2 =m· L v =100g · 2257
J =225700J g
Finalmente, la energía total del proceso será la suma de los tres procesos anteriores. Q T =278018,75 J
La energía necesaria para realizar el proceso es de 278018,75 J.
D) Si el recipiente inicial en el que calentamos el agua tiene un volúmen de 5L y recordando que hemos calentado 100g de agua y que además es completamente hermético, es decir, que no se escapa nada, ¿Calcula a la presión en atm a la que se encontrará el vapor de agua cuando el proceso finaliza. [1 punto] Ar H =1u , Ar O=16u Mr H 2 O=2 · Ar H Ar O=2· 116=18u
n=
m 100 = =5,6 moles de agua Mr 18
P · V =n · R· T P =
n· R ·T 5,6 · 0,082 ·150273,15 = =38,86 atm V 5
La presión del recipiente es de 38,89 atm.
E) Explica la teoría Cinético-Molecular porqué puede explicar el aumento de temperatura del calentamiento del agua anterior. [1 punto] Teoría Cinético-Molecular
6. Tenemos 5L de una disolución comercial de ácido clorhídrico de densidad 1,18 de pureza.
g al 37% ml
Ar H =1u , Ar Cl =35,5 u
A) Calcula la masa de la disolución y su concentración molar. Para calcular la masa utilizamos la densidad y el volúmen en mL. d=
m g 1000ml m=d ·V =1,18 · 5L · =5900g de disolución V ml 1L
Dado que la masa del ácido sólo es el 37%, obtenemos: m ácidoclorhídrico=5900g ·
37 =2183g de ácido clorhídrico 100
De esta masa de ácido calculamos los moles de ácido sabiendo su masa molecular a partir de sus masas atómicas. n=
m 2183 = =59,8 moles de ácido Mr 135,5
Finalmente la molaridad de la disolución queda: M=
n 59,8 = =11,96 molar V 5
La masa de la disolución es de 5900 g y su concentración molar es 11,96 molar.
B) Seguidamente hacemos reaccionar dicho ácido con Calcio sólido y forma cloruro de calcio sólido e hidrógeno gas. Escribe la reacción completa, ajústala e indica de que tipo es, tanto por su estado de agregación como por su estructura. [1 punto] 2HCL aq+Ca s → CaCl 2s+ H 2g Es una reacción heterogénea porque sus estados de agregación no son los mismos en todas sus partes. Es una reacción de sustitución ya que lo que ocurre es que se sustituye el Calcio por el Cloro siguiendo el esquema AB+C → CB+ A
C) Calcular la masa de Cloruro cálcico que se formará si hacemos reaccionar un litro de disolución. [1 punto] Ar Ca=40u 2HCL aq
+
m(g)
Cas
CaCl 2s
+
H 2g
663,78
Mr(g) n
11,96
Como la molaridad ya la hemos calculado en el apartado A y esta nos dice los moles que hay en un litro de disolución, sabemos que por cada litro hay 11,69 moles de HCL, así pues con la reacción química ajustada y mediante los factores de conversión obtenemos: m(CaCl 2)=11,96 mol ( HCl )·
1mol(CaCl 2 ) 111g(CaCl 2) · =663,78 g de CaCl 2 2mol (HCl ) 1mol (CaCl 2 )
Se ha formado 663,78 g de CaCl2.
7. Calcula la masa de azúcar que se disuelve si lo mezclamos con 24cm3 de agua a 20ºC. [1 200g punto] S 20ºC = 100cm³ 200g 100cm3 V (agua)=24cm 3
S (azúcar)T =20ºC=
Como los datos los tenemos homogeneizados, aplicamos directamente la expresión de la solubilidad para poder despejar y calcular la masa. S=
m 200g →m=S · V = · 24cm3=48g 3 V 100cm
La masa de azúcar que se disuelve en 24 cm3 de agua es de 48 g.
2.
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