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Física y Química 1º Bachillerato

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Física y Química 1º de Bachillerato.

FÍSICA Y QUÍMICA 1º DE BACHILLERATO. .................................................................................................................. 2 FÍSICA ....................................................................................................................................................................................... 4 TEMA 1: CINEMÁTICA. ....................................................................................................................................................... 4 CINEMÁTICA. MOVIMIENTO RECTILÍNEO. .............................................................................................................................. 5 PROBLEMAS DE MOVIMIENTO RECTILÍNEO. ........................................................................................................................... 5 SOLUCIONES: .......................................................................................................................................................................... 7 CINEMÁTICA: TIRO PARABÓLICO. .......................................................................................................................................... 7 PROBLEMAS DE TIRO PARABÓLICO......................................................................................................................................... 7 CINEMÁTICA. MOVIMIENTO CIRCULAR. ............................................................................................................................... 11 PROBLEMAS DE MOVIMIENTO CIRCULAR. ............................................................................................................................ 11 TEMA 2: DINÁMICA............................................................................................................................................................ 14 PROBLEMAS DE DINÁMICA. .................................................................................................................................................. 15 TEMA 3: ENERGÍA. ............................................................................................................................................................. 18 PROBLEMAS DE ENERGÍA...................................................................................................................................................... 18 TEMA 4: ENERGÍA TÉRMICA. ......................................................................................................................................... 21 PROBLEMAS DE ENERGÍA TÉRMICA. ..................................................................................................................................... 22 TEMA 5: CAMPOS................................................................................................................................................................ 23 CAMPO GRAVITATORIO Y ELÉCTRICO. ................................................................................................................................. 24 MOVIMIENTO DE SATÉLITES. ................................................................................................................................................ 26 QUÍMICA ................................................................................................................................................................................ 29 TEMA 1: LA MATERIA. ...................................................................................................................................................... 29 LA MATERIA......................................................................................................................................................................... 29 GASES. .................................................................................................................................................................................. 41 DISOLUCIONES...................................................................................................................................................................... 44 PROBLEMAS DE LA MATERIA. .............................................................................................................................................. 45 PROBLEMAS DE LEYES PONDERALES, FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR, COMPOSICIÓN CENTESIMAL, MASA ATÓMICA Y MOLECULAR. ÁTOMOS, MOLÉCULAS Y MOLES. ........................................................................................................................ 46 PROBLEMAS DE GASES. ........................................................................................................................................................ 50 PROBLEMAS DE DISOLUCIONES. ........................................................................................................................................... 51 PROBLEMAS DE LEYES PONDERALES, FÓRMULAS, ETC. ......................................................................................................... 53 TEMA 2: ESTRUCTURA DEL ÁTOMO. SISTEMA PERIÓDICO. ENLACE QUÍMICO. ......................................... 54 PROBLEMAS DE ESTRUCTURA DEL ÁTOMO Y SISTEMA PERIÓDICO........................................................................................ 54 PROBLEMAS DE ENLACE QUÍMICO. ....................................................................................................................................... 54 TEMA 3A: FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA INORGÁNICAS. ......................................................................... 55 PROBLEMAS DE FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA. ............................................................................................................ 55 RESUMEN FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA DE QUÍMICA INORGÁNICA. ............................................................................. 56 AJUSTE DE REACCIONES QUÍMICAS. ..................................................................................................................................... 57 Prof. Ricardo Palomo

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1. Coeficientes. ................................................................................................................................................................ 57 2. Tanteo. ........................................................................................................................................................................ 58 3. Rédox en medio ácido. ................................................................................................................................................ 59 TEMA 3B: FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA ORGÁNICAS. ............................................................................. 60 PROBLEMAS DE FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA. ............................................................................................................ 60 QUÍMICA DEL CARBONO (BY DAVID SERRA) ................................................................................................................ 61 INTRODUCCIÓN: .......................................................................................................................................................... 61 FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA DE COMPUESTOS ORGÁNICOS: ................................................................ 61 ISOMERÍA ...................................................................................................................................................................... 66 TABLA DE PREFERENCIA. ...................................................................................................................................................... 67 TEMA 4: ESTEQUIOMETRÍA. BALANCE DE MATERIA. ........................................................................................... 69 PROBLEMAS DE ESTEQUIOMETRÍA ........................................................................................................................................ 70 BÁSICOS. .............................................................................................................................................................................. 70 REACTIVOS IMPUROS. ........................................................................................................................................................... 71 REACCIONES ENCADENADAS. ............................................................................................................................................... 72 REACTIVO LIMITANTE........................................................................................................................................................... 72 RENDIMIENTO DE UNA REACCIÓN. ........................................................................................................................................ 73 EJERCICIOS COMPUESTOS. .................................................................................................................................................... 73 Rendimiento y limitante................................................................................................................................................... 73 Limitante e impuro .......................................................................................................................................................... 74 Rendimiento e impuro ..................................................................................................................................................... 74 Rendimiento y encadenadas ............................................................................................................................................ 74 SOLUCIONES: (A LOS EJERCICIOS DE ESTEQUIOMETRIA) ....................................................................................................... 75 TEMA 5: TERMOQUÍMICA, CINÉTICA Y EQUILIBRIO. BALANCE DE ENERGÍA. ............................................ 76 BALANCE DE ENERGÍA ............................................................................................................................................................ 76 PROBLEMAS DE ENTALPÍA. ................................................................................................................................................... 78 EQUILIBRIO QUÍMICO (LE CHATELIER) ............................................................................................................................... 79 SISTEMA PERIÓDICO. ....................................................................................................................................................... 82 OTRAS COSAS. ..................................................................................................................................................................... 84 CALENDARIO. ...................................................................................................................................................................... 85

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Física Tema 1: Cinemática.

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Cinemática. Movimiento Rectilíneo.

Teoría: Tema 2 y Tema 3: apartados 1 y 2. (44..53)

Problemas de Movimiento Rectilíneo.

1. Ejemplos: 1, 2, 3, 4 y A. 2. Ejercicio 4; 7, 8; 11, 15 y 16.

3. Ejercicios 44, 45, 46, 47, 48, 49, 50, 51 y 52. pag 64.

4. Un coche está parado y arranca al ponerse verde un semáforo A. Aumenta su velocidad uniformemente hasta que al cabo de 10 s alcanza los 20 m/s. Continua con dicha velocidad durante 15 s y en ese instante observa que el siguiente semáforo B se ha puesto en rojo de manera que frena hasta detenerse al cabo de 5 s. Si los semáforos A y B están separados 450 m ¿Qué ocurrirá?

5. Sale un coche de una ciudad con velocidad cte de 100 km/h y media hora después sale de la misma ciudad otro coche con una velocidad de 120 km/h. Averigua donde y cuando se encontrarán.

6. Dos casas distan 700 m de la primera sale un cuerpo con una velocidad cte de 10 m/s mientras que de la segunda, 5 s después sale otro cuerpo con dirección a la primera casa con una velocidad de 5 m/s, ¿dónde y cuándo se encontrarán?

7. Dos coches inician simultáneamente un viaje en la misma dirección y sentido. El coche A, con una velocidad de 80 km/h, parte de una localidad que se halla a 30 km del coche B, que se desplaza a 110 km/h. ¿dónde y cuándo se encontrarán?

8. Dos coches (A y B) parten uno al encuentro del otro desde dos localidades que distan entre sí 400 km. A viaja a 100 km/h, mientras que B, que inicia el viaje un cuarto de hora después, lo hace a 120 km/h. ¿dónde y cuándo se encontrarán?

9. Un tiesto cae sobre un viandante desde el balcón de un quinto piso que está a 13 m. ¿De cuánto tiempo dispone la persona para evitar el golpe?

10. Si das una patada a un balón a 1 m del suelo, este sale despedido verticalmente.

Al cabo de 5s el balón cae al suelo. Calcula: a) ¿Cuál fue la velocidad con qué salió disparado el balón? b) ¿hasta que altura asciende? c) ¿Al cabo de cuánto tiempo vuelve a pasar por la altura inicial de 1 m?

11. ¿Con qué velocidad debe manar el agua de una fuente para alcanzar 5m de altura?

12. Se lanza un cuerpo verticalmente hacia arriba desde el suelo con una velocidad inicial de 30 m/s. 2 s después se deja caer desde 70 m de altura otro cuerpo. Calcula: a) La ecuación del movimiento para cada cuerpo.

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b) Donde y cuando se encontrarán. c) Velocidades en dicho momento 13. Se deja caer un cuerpo desde una altura de 60 m, 2 s después se lanza verticalmente hacia arriba otro cuerpo con una velocidad inicial de 20 m/s. Calcula: a) La ecuación del movimiento para cada cuerpo. b) Donde y cuando se encontrarán. c) Velocidades en dicho momento 14. Calcula el espacio total recorrido y el desplazamiento de un ciclista que partiendo de su casa acelera durante 2 min hasta alcanzar una velocidad de 40 km/h, mantiene dicha velocidad durante 10 min y por último frena hasta detenerse en su casa en 5 min.

15. ¿Con qué velocidad se debe lanzar verticalmente hacia arriba un cuerpo para que alcance una altura máxima de 45'92 m? ¿Cuánto tiempo (contado a partir del lanzamiento inicial) tardaría en volver a pasar por el punto de lanzamiento? Si al pasar por el punto de lanzamiento, siguiese cayendo por un pozo, tardando 2s. (tiempo contado a partir del paso por el punto de lanzamiento) en llegar al final del pozo, ¿Cuánto mide dicho pozo y con qué velocidad llega al final del mismo?

16. Una persona está a punto de perder su tren. En un desesperado intento, corre a una velocidad constante de 6 m/s. Cuando está a 32 m de la última puerta del vagón de cola, el tren arranca con una aceleración constante de 0’5 m /s2. Logrará nuestro viajero aprovechar su billete o habrá perdido su billete, su tiempo y su aliento en un infructuoso intento?

17. Desde una misma altura y al mismo tiempo se lanzan dos objetos con la misma velocidad inicial, uno hacia arriba y otro hacia abajo. Si el primero tarda 5 s más en llegar al suelo, ¿con qué velocidad fueron lanzados?

18. Si lanzas una pelota verticalmente hacia arriba y la recibes al cabo de 3’5 s. ¿qué velocidad comunicaste a la pelota? Y ¿a qué altura ascendió?

19. ¿Cómo podemos averiguar la profundidad de un pozo cuyo fondo no vemos si al dejar caer una piedra escuchamos el impacto al cabo de 3 s? Dato: Velocidad del sonido en el aire = 340 m/s 20. McGiver se encuentra prisionero en una habitación. Y observa que las gotas de lluvia que caen desde el tejado tardan 0’14 s en recorrer la altura del ventanal de la habitación de 1’5 m de altura, situado a una cierta distancia por debajo del tejado.

Utilizando trozos de sábanas, etc. consigue fabricar una cuerda de 6 m. ¿Conseguirá llegar hasta el tejado?

21. Un motorista va a 120 km/h cuando de repente ve una señal de que a 150 m se acaba la carretera. Si tarda en reaccionar 0’8 s y pasados estos aplica una deceleración de 4 m/s2 ¿qué le pasará al motorista? ¿qué velocidad lleva cuando se sale de la carretera?

22. Se deja caer un cuerpo desde una altura H, 2 s después se lanza hacia abajo otro cuerpo, desde la misma altura, con una velocidad de 25 m/s. Si ambos llegan al suelo simultáneamente, calcula la altura desde la que han sido lanzados.

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23. De un tubo de la calefacción gotea agua al suelo, que se encuentra a 2'20m de distancia. Las gotas caen a intervalos regulares, llegando la primera gota al suelo cuando comienza a caer la quinta. Calcula la posición de cada una de las gotas.

24. El metro con el que un profesor se dirige al colegio se mueve con una velocidad constante de 72 km/h. Cuando el metro del profesor ha recorrido un 1 km, un grupo de alumnos intentan impedir que llegue al colegio. Para ello han secuestrado otro metro, lo han cargado con nitroglicerina y lo dirigen, en ese instante, con el piloto automático, tras el metro en el que va el profesor, lo aceleran con una aceleración de 0,56 ms-2 durante 50 segundos, alcanzando el metro su velocidad máxima que mantienen constante a partir de ese momento. Si el metro del profesor está a 4,2 km de la siguiente estación. ¿Podrá bajar el profesor en esa estación que es la suya, o le alcanzará el metro cargado con nitroglicerina?

Soluciones: 8s 24’5 m/s 17,15 m/s; 15 m 450 m 4800 s; 480000 m 50 s, 500 m 31’1 m 15’9 m

8995’5 m; 0 m 0’14 s; 48’57 m 3592’814 s 7958 s; 214889 m 165,25 m; 11’04 m/s 30 m/s; 3 s; -79’6 m; 49,6 m/s 154’76 m, 5’62 s

Cinemática: Tiro Parabólico.

Teoria: Tema 3: apartado 3.2 (54..55; 62..65)

Problemas de Tiro Parabólico.

1. Ejemplo 7 y B. 2. Problemas: 18, 29, 30, 31, 32, 54, 55, 56, 57, 58.

3. Una persona lanza una pelota desde 1’7 m de altura sobre el suelo, con v0 = 6 m/s, en una dirección que forma 53º con la horizontal. Calcula: a) El tiempo en el cual el proyectil ha estado en el aire. b) Distancia máxima alcanzada. c) Altura máxima alcanzada.

4. Se lanza una pelota desde el suelo con v0 = 50 m/s, en una dirección que forma 37º con la horizontal. Calcula: a) Distancia máxima alcanzada.

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b) Altura máxima alcanzada.

5. Desde una altura inicial de 150 m se lanza un proyectil con una velocidad v0 = 400 m/s y un ángulo de inclinación con la horizontal de 30º. Calcula: a) El tiempo en el cual el proyectil ha estado en el aire. b) Distancia máxima alcanzada. c) Altura máxima alcanzada. d) Velocidad en el momento de llegar al suelo.

6. Se lanza un cuerpo desde el suelo con una velocidad inicial de 15 m/s. Calcula el alcance máximo si se ha lanzado con un ángulo de inclinación con la horizontal de: 30º, 45º o 60º 7. Se lanza desde el suelo un proyectil con una velocidad v0 = 540 m/s y un ángulo de inclinación con la horizontal de 30º. Calcula: a) El tiempo en el cual el proyectil ha estado en el aire. b) Distancia máxima alcanzada. c) Altura máxima alcanzada. d) Velocidad en el momento de llegar al suelo.

8. Desde una altura inicial de 2’5 m se lanza un proyectil con una velocidad v0 = 200 m/s y un ángulo de inclinación con la horizontal de 25º. Calcula: a) El tiempo en el cual el proyectil ha estado en el aire. b) Distancia máxima alcanzada. c) Altura máxima alcanzada. d) Velocidad en el momento de llegar al suelo.

9. Un experto “a balón parado” se dispone a ejecutar el lanzamiento de una falta desde una distancia de 20 m con respecto a la portería. La barrera de jugadores contrarios está a 9m y su altura media es de 1’80 m. La velocidad de salida del balón es de 90 km/h, formando un ángulo de 15º con el suelo. a) ¿El balón va a portería? ¿a que altura pasaría? b) ¿Será gol?

10. ¿Con qué velocidad inicial deberíamos lanzar horizontalmente desde lo alto de un acantilado de 25 m de altura un objeto, si se quiere que caiga en un islote que dista 30 m de la base del acantilado?

11. Se lanza un cuerpo desde el suelo con una velocidad inicial de 28 m/s con un ángulo respecto a la horizontal de 40º. Si a 75 m del punto de lanzamiento hay una pared de 2’5 m de altura se pide: a) ¿Pasará o no por encima de la pared? b) Si pasa por encima de la pared, calcula la distancia máxima recorrida. c) Si no pasa y choca contra la pared, calcula a que altura lo hará.

12. Un muchacho chuta una pelota que está en el suelo con una velocidad inicial de 28 m/s que forma un ángulo de 40º con la horizontal. A 75 m del punto de lanzamiento hay un muro de 2’5 m de altura. Determina: a) Si la pelota pasará por encima del muro, chocará con este o caerá al suelo antes de llegar al muro. b) En caso de que la pelota choque contra el muro, determina a que altura lo hará; en caso contrario, determina el alcance de la pelota.

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c) Calcula la altura máxima y razona si tiene algo que ver con el problema.

13. Se lanza desde el suelo un cuerpo con una velocidad v0 = 32 m/s y un ángulo de inclinación con la horizontal de 30º. Calcula: a) Distancia máxima alcanzada. b) Altura máxima alcanzada. c) Velocidad en el instante t = 2s.

14. Se lanza horizontalmente desde una altura de 30 m un cuerpo con una velocidad de 40 m/s. Calcula: a) Distancia máxima alcanzada. b) Altura máxima alcanzada. c) Velocidad en el momento de llegar al suelo.

15. Se lanza desde una altura de 20 m, un cuerpo con una velocidad inicial de 10 m/s, oblicuamente hacia abajo (siendo sin α = 0’6 y cos α = 0’8). Calcula: a) Distancia máxima alcanzada. b) Velocidad en el momento de llegar al suelo.

16. Se deja caer un cuerpo desde una avión que vuela horizontalmente, a una altura de 500 m, con una velocidad constante de 900 km/h. Calcula la distancia máxima que recorrerá dicho cuerpo: a) Con respecto al punto donde se deja caer. b) Con respecto al avión.

17. Una persona salta en caída libre desde un helicóptero que vuela a 90 km/h y a 30 m de altura. Debe caer sobre unas colchonetas a bordo de un barco que viaja a 54 km/h en su mismo sentido. ¿A qué distancia horizontal debe estar el barco en el momento del salto?

18. Se lanza desde el suelo una piedra con una velocidad inicial de 20 m/s, formando un ángulo de 45º con la horizontal, a los 10 m hay una valla de 8m de altura, ¿pasará la piedra por encima de la valla?

19. Dos equipos de baloncesto se encuentran empatados a puntos; quedan breves instantes para que finalice el partido y de repente un jugador lanza el balón a canasta con una velocidad inicial de 8 m/s y formando un ángulo de 30º con la horizontal. La canasta está a 3 m de altura sobre un punto que dista 5 m del jugador. Indica si su equipo ha ganado el partido, sabiendo que el jugador, con los brazos estirados, lanzó el balón desde una altura de 2'71 m.

20. Un centrocampista trata de sorprender desde 50 m a un portero adelantado golpeando en la dirección correcta el balón, que sale de su bota a 80 km/h y con un ángulo de 45º del suelo. El portero se encuentra a 7 m de su portería y tarda 1 s en reaccionar y retroceder a una velocidad de 2 m/s ¿será gol o no?

21. Averigua la distancia que salta un atleta de salto de longitud sabiendo que llega al punto de batida, con una velocidad de 10 m/s y que el impulso que consigue le hace salir con un ángulo de 28º. ¿Con qué ángulo debería haber saltado para llegar a los 9 m?

22. Un vehículo que se mueve por una carretera con una velocidad de 120 km/h.

Cuando ve una señal “a 150 m acaba en un precipicio” de 50 m de altura. Tarda 0’8

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s en reaccionar, al cabo de ese tiempo consigue aplicarle una deceleración de 4 m/s2, al vehículo. Calcula: a) Razona si consigue parar antes de caer por el precipicio o si bien cae. b) Si cae, ¿a qué distancia de la base del precipicio chocaría contra el suelo? c) ¿Con qué velocidad llegaría al fondo del precipicio?

23. En un tiro al plato, el plato es lanzado verticalmente hacia arriba con una velocidad de 34'65 m/s. El tirador, que se halla a 100 m de distancia del punto de lanzamiento, sostiene la escopeta con un ángulo de 35º. Si la bala sale del rifle con una velocidad de 200 km/h (simultáneamente al plato, y con la misma altura inicial). ¿Dará la bala al plato? ¿Por qué? Si no le dá, ¿con qué velocidad inicial debería salir la bala para que sí que diese al plato?

24. Desde un submarino que se encuentra en reposo se lanza un torpedo a un barco que también se encuentra en reposo a 500 m a la derecha del submarino. El torpedo se mueve con una velocidad de 72 km/h. A 2000 m de altura sobre la trayectoria del torpedo, en ese mismo instante, un avión que va a 720 km/h (sentido: desde detrás del barco, al encuentro del torpedo) deja caer una bomba. ¿A qué distancia del submarino debe encontrarse el avión para que la bomba impacte sobre el torpedo? ¿Se salvará el barco?

25. McGiver cae desde un globo aerostático, atado a una bomba, desde una altura de 4 km. Consigue desatarse de la bomba y la lanza, respecto a él, horizontalmente con una velocidad de 10 m/s. En ese instante, la celeridad de McGiver es 98 m/s. En ese mismo instante abre un paracaídas de tal forma que llega al suelo con una velocidad de 10'8 km/h. Si el radio de explosión de la bomba es 1400 m ¿McGiver conseguirá sobrevivir?

Nota: La bomba estalla por contacto con el suelo.

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Cinemática. Movimiento Circular.

Teoría: Tema 3: apartado 4. (56..63)

Problemas de Movimiento Circular.

1. Ejemplos 8, 9 y C pag 57..63 2. Ejercicios 21, 22, 23, 24, 25, 26; Ejercicio 23 pag 35; Ejercicios. 53, 54 pag 41.

3. Problemas 33, 34, 35, 36. Problemas 59, 60. Pag. 63 4. Un Cuerpo efectúa 5 vueltas en 10 s. ¿Cuál es su período? ¿Y su frecuencia? ¿Y su velocidad angular?

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5. Sabiendo que la Luna completa su órbita alrededor de la Tierra en 27’32 días y que su distancia media es de 384000 km, ¿cuál es la aceleración centrípeta (normal) que actúa sobre la órbita de dicho satélite?.

6. La Tierra completa una vuelta alrededor del Sol en 365’25 días. Si la distancia media al Sol es de 149600000 km, calcula: a) La velocidad angular orbital de la Tierra. b) Su velocidad lineal.

7. Un satélite órbita a 500 km de altura sobre la superficie terrestre. Si tarda 1’57 h en dar una vuelta completa a la Tierra, determina: a) Su velocidad angular. b) Su velocidad lineal. c) La aceleración centrípeta a la que está sometido. (radio terrestre = 6370 km) 8. Un tractor tiene unas ruedas delanteras de 30 cm de radio, mientras que el radio de las traseras es de 1m. ¿Qué ruedas tienen mayor velocidad lineal? ¿Y mayor velocidad angula? ¿Y mayor período? ¿Cuántas vueltas habrán dado las ruedas traseras cuando las delanteras hayan completado 15 vueltas?

9. Una cinta magnetofónica de 90 minutos de duración total tiene al inicio una rueda libre cuyo radio es de 1’2 cm y otra que, con toda la cinta arrollada, tiene un radio de 2’5 cm. Al comenzar lo, la rueda pequeña da 7 vueltas en 1 s. ¿Cuál es su velocidad angular? ¿Y su velocidad lineal? ¿Cuál es la velocidad angular de la grande? ¿Cuántas vueltas habrá dado en los 10 s iniciales? ¿Qué valor de magnitud permanece constante a lo largo de la audición? ¿Cuánto mide la cinta de 90 minutos?

10. Una rueda de 0’5 m de radio tiene una aceleración centrípeta de 20 m/s2. Determina el período de dicha rueda y las vueltas que habrá dado en 1 minuto.

11. Un “bebetero” marcha con su bici de montaña, cuyas ruedas tienen un diámetro de 26 pulgadas, a una velocidad constante de 25 km/h. ¿Cuántas vueltas habrán dado sus ruedas en 15 minutos? ¿Cuál es el radio de dichas ruedas? ¿Qué velocidad angular llevan? ¿Cuál es su período y frecuencia mientras giran de esa manera? (dato: 1 pulgada = 2’54 cm) 12. Por la periferia de una pista circular parten a la vez y del mismo punto en direcciones opuestas dos móviles con velocidades de 4 y 1’5 rpm, respectivamente. ¿En qué punto se encontrarán y que tiempo habrá transcurrido?

13. Un cuerpo que describe círculos de 10 cm de radio está sometido a una aceleración centrípeta que vale el doble que su velocidad lineal. Calcula dicha aceleración centrípeta, la velocidad lineal, la velocidad angular y el número de vueltas que dará en 1 minuto.

14. Un disco de vinilo gira a 33 rpm. Al desconectar el tocadiscos, el disco tarda 5 s en parar. ¿Cuál ha sido la aceleración angular de frenado? ¿Cuántas vueltas ha dado hasta pararse?

15. Una máquina de equilibrado de ruedas de coche hace que estas giren a 900 rpm. Cuando se desconecta, la rueda sigue girando durante medio minuto más hasta que se para. ¿Cuál es la aceleración angular de frenado? ¿Qué velocidad angular tendrá la rueda a los 20 s de la desconexión?

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Sea un disco que gira a 45 rpm, calcula: a) La velocidad angular y lineal de los puntos que disten 1 cm del centro de rotación. b) La velocidad angular y lineal de los puntos que disten 5 cm del centro de rotación. c) ¿Cuál tiene mayor aceleración normal? d) El período y la frecuencia de este movimiento.

17. Un tren eléctrico da vueltas por una pista circular de 50 cm de radio con una velocidad constante de 10 cm/s. Calcula su velocidad angular, su aceleración normal, su período, su frecuencia y el número de vueltas que da en 10 s.

18. Un volante de 2 dm de diámetro gira en torno a su eje a 3000 rpm; un freno lo para a 20 s. Calcula: la aceleración angular, el número de vueltas que da hasta pararse, la aceleración normal y total de un punto de su periferia una vez dadas 100 vueltas.

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Tema 2: Dinámica.

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Problemas de Dinámica.

Tema 6. Pag. 111..127 1. Ejemplos: 1, 6, 9; 10; 11; C, D, E, F. 2. Ejercicios: 8, 9, 10, 15, 16; 17, 18; 19, 20; 25, 26, 27, 28, 29, 30, 31.

3. Problemas: 45, 46, 47, 48, 49, 50, 51, 52, 53, 55, 56.

4. Un cuerpo se encuentra sobre un plano inclinado con un ángulo α tal que sin α = 0'6 y cos α = 0'8. Siendo µ = 0'4. Dibujar todas las fuerzas que actúan sobre dicho cuerpo y calcular la aceleración con que descenderá por el plano inclinado.

5. Un cuerpo se encuentra en reposo en la posición más alta de un plano inclinado de 30 m de longitud y 5 % de pendiente (5 m de altura por cada 100 m de longitud). Si µ=0'02, ¿qué velocidad alcanzará al llegar a la parte más baja del plano si lo dejamos deslizarse libremente sobre él?

6. Un cuerpo de masa 2 kg se encuentra sobre un plano inclinado 30º, cuyo µ = 0'3.

Calculad la fuerza F necesaria paralela al plano inclinado que se debe ejercer sobre el cuerpo para que: a) Ascienda con movimiento uniforme. b) Descienda con movimiento uniforme.

7. Un cuerpo se encuentra en reposo sobre un plano inclinado de 17 m de longitud cuyo punto más elevado está a 8 m de altura. Si lo dejamos descender libremente deslizándose sobre el plano sin comunicarle ningún impulso, observamos que en los dos primeros segundos, se desliza 5 m. Calcular el coeficiente de rozamiento. Si la masa del cuerpo fuese 1 kg calculad tambien la fuerza F paralela que se debería ejercer para que: a) Ascienda con movimiento uniforme. b) Descienda con movimiento uniforme.

8. De cada uno de los extremos de un hilo que pasa por la garganta de una pequeña polea fija cuelga un cuerpo de masa 200 g. De uno de ellos se cuelga una pesa suplementaria y se observa que el sistema se mueve con una aceleración de 2 ms-2.

Calcular la masa de la pesa añadida y la tensión del hilo durante el movimiento acelerado.

9. Un cuerpo de masa 2 kg que se desliza sobre un plano horizontal está atado al extremo de un hilo que pasa por la garganta de una pequeña polea fija (ver figura 1).

Del otro extremo del hilo está colgado un segundo cuerpo de masa 3 kg. ¿Qué fuerza F horizontal debe aplicarse al primer cuerpo para que el segundo cuerpo suba con una aceleración de 0'8 ms-2, siendo µ=0'3. Calculad además la tensión en el hilo.

10. Un extremo de un hilo que pasa por la garganta de una pequeña polea fija está unido a un cuerpo de 3 kg que puede deslizarse sobre un plano horizontal (ver figura 1). Siendo µ=0'6. Del otro extremo del hilo cuelga una pesa de 2 kg. Calcula la aceleración del sistema y la tensión del hilo.

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Física y Química 1º Bachillerato 11. Si µ = 0'4 para la masa m1, ¿cuál será la aceleración del sistema y la tensión del hilo?

Datos: m1 = 1 kg; m2 = 200 g; sin α = 0'6; cos α = 0'8. (ver figura 2) 12. Calcula la aceleración del sistema y la tensión en cada cuerda para el sistema de la figura 3.

20 kg

m1 Figura 1

µ = 0'3

8 kg

m2 Figura 2

20 kg

Figura 3

13. Se hace girar una piedra de 50 g en un plano vertical atada a una cuerda de 40 cm de longitud. ¿Cuál será la tensión de la cuerda cuando la piedra se encuentre en el punto más alto de su trayectoria si, en ese instante, su velocidad lineal es de 3 m/s? ¿Cuál es el valor mínimo de la velocidad para que la cuerda se mantenga tensa al pasar la piedra por el punto más alto de la circunferencia?

14. Un cuerpo de masa m describe una circunferencia de 50 cm de radio colgando de un hilo de 130 cm de longitud. Calcular la velocidad angular de este movimiento.

15. Cuando un automóvil recorre una curva sobre terreno horizontal, la fuerza centrípeta necesaria para ello es el rozamiento entre las ruedas y el suelo. Si un automóvil describe una curva de 50 m de radio, ¿cuál debe ser el mínimo valor del coeficiente de rozamiento entre las ruedas y el suelo para que el vehículo pueda tomar la curva a 90 km/h?

16. Calcula la aceleración del sistema y la tensión en la cuerda.

Datos: m1 = 200 g; m2 = 300 g; µ1 = 0'1; µ2 = 0'2; α1 = 30º; α2 = 60º.

17. Determina la aceleración que adquirirá el sistema de la figura 2 si el ángulo del plano inclinado vale 30º, la m1 =2 kg, la masa m2 = 3 kg y µ= 0’23.

18. Un hombre de 80 Kg se halla de pie en el interior de un ascensor. Determina la fuerza que ejercerá sobre el suelo en las siguientes situaciones: a) El ascensor está en reposo. b) El ascensor acelera hacia arriba a 2’5 m/s2. c) El ascensor asciende con velocidad constante. d) El ascensor asciende frenado a razón de 2’0 m/s2. e) El ascensor baja con una aceleración de 2’5 m/s2.

19. Una curva de 40 m de radio tiene un ángulo de peralte. Determina el valor de este para que un coche pueda tomar la curva sin derrapar a 60 km/h. (Se supone que no hay rozamiento).

20. ¿A qué velocidad debe girar un disco sobre una mesa horizontal para que M permanezca en equilibrio? (Se supone que no hay rozamiento). M = 3’5 Kg. m = 0’5 Kg. r = 50 cm.

21. Figura 2. m2 = 5 Kg. m1 = 7 Kg. y µ= 0’2. Determina la aceleración del sistema.

22. Figura 3. 10 kg, 3 kg y 6 kg. y µ= 0’3. Determina la aceleración del sistema.

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Física y Química 1º Bachillerato

23. Un cuerpo de 3 kg está suspendido de un hilo inextensible y sin masa de 1 m de longitud, cuyo extremo opuesto se halla unido a un punto fijo del techo. El cuerpo describe una circunferencia de 50 cm de radio en un plano horizontal. a) Calcula la tensión del hilo y el módulo de la velocidad. b) Si en un cierto instante se rompe el hilo, determina el módulo de la velociadd en el momento que el cuerpo llega al suelo, teniendo en cuenta que el techo está a una altura de 3m.

Soluciones: A. T = 2’36 N; m’ = 0,1 kg B. F = 33’4 N C. a = 2’744 m/s2 D. µ = 0’24; F = 8’7 N; F = 2’54 N E. v = 4,2 m/s F. a = 0’392 m/s2; T = 18’82 N G. a = 0’653 m/s2; T = 2’09 N H. T = 0’635 N; v = 1’98 m/s

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I. ω = 2’86 rad/s2 J. F = 14’9 N; F = 4’71 N K. F = 39’3 N; F = 31’8 N L. a = 2’2 m/s2; T = 1’59 N M. a = 1’63 m/s2; T = 163,3 N; T= 91,5 N N. 0,23 m/s2 O. 1’59 m/s2 P. 34 N, 1’68 m/s, 6’68 m/s

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Física y Química 1º Bachillerato

Tema 3: Energía.

Problemas de Energía.

Tema 7. Pag. 128..149. Apartados 1, 2 y 3.

1. Ejemplos: 6, B. 2. Ejercicios: 12, 13, 14, 33, 34, 35.

3. Problemas: 44, 47.

4. Se deja caer una masa de 200 g por un plano inclinado 30º, de longitud 1 m. Si el coeficiente de rozamiento es de 0’3, calcula la velocidad con la que llega al final del plano inclinado.

5. Se lanza un cuerpo de masa 2 kg hacia arriba por un plano inclinado 45º con una velocidad inicial de 13 m/s. Si µ = 0’3, calcula: a) Hasta que altura ascenderá el cuerpo. b) Con qué velocidad llegará al punto de partida.

6. Se deja caer un cuerpo de 2 kg desde una altura de 10 m por un plano inclinado 60º, cuyo coeficiente de rozamiento vale µ = 0’2. A continuación, dicho cuerpo sigue por un plano horizontal cuyo coeficiente de rozamiento vale µ = 0’3. ¿Qué distancia recorrerá por el plano horizontal hasta detenerse? Calcula además el trabajo de rozamiento total.

7. Se lanza un proyectil de masa 50 g con una velocidad de 200 m/s sobre un bloque de 2 kg que descansa sobre una mesa y se incrusta en él. Calcula el espacio que recorre el conjunto bloque-proyectil antes de detenerse a causa del rozamiento (µ = 0’3).

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8. Un proyectil de masa 10 g lleva una velocidad de 200 m/s. Choca contra un bloque de madera de 2 kg y se incrusta en él. Dicho bloque cuelga del techo mediante un hilo de masa despreciable y de longitud 1 m. Calcula: a) La velocidad del conjunto bloque-proyectil después del choque. b) La altura a la que ascenderá el conjunto. c) El ángulo que se desvía el hilo de la vertical.

9. Una bala de 50 g se dispara contra un péndulo balístico de 5 kg de masay 1 m de longitud. El conjunto asciende 15 cm después del impacto. Calcula la velocidad de la bala y el ángulo que se desvía el péndulo.

10. Desde una altura de 1 m se deja caer un cuerpo de 50 g sobre un muelle elástico de 10 cm de longitud y cuya constante elástica es de 500 N/m. Calcula la máxima deformación que experimentará el muelle, en ausencia de rozamiento.

11. En una de sus infructuosas persecuciones tras el correcaminos, el coyote, de 45 kg, está a punto de caer por un precipicio de 50 m de altura, ¿Con qué velocidad aterriza el pobre animal?

12. Un cuerpo comienza a ascender por un plano inclinado 30º con una velocidad inicial de 4 m/s. Si µ = 0’2, calcula hasta qué altura asciende.

13. Desde lo alto de un plano inclinado de 2 m de longitud y 30º de inclinación se deja resbalar un cuerpo de 500 g al que se imprime una velocidad inicial de 1 m/s. Si µ = 0’3, calcula: a) ¿Con qué velocidad llega al final del plano inclinado? b) Si tras el plano inclinado existe un plano horizontal de igual coeficiente de rozamiento y de longitud 0’5 m al final del cual choca contra un muelle de constante elástica 200 N/m, ¿qué distancia comprimirá el muelle? c) El trabajo de rozamiento 14. Desde lo alto de un plano inclinado de 2 m de longitud y 30º de inclinación se deja resbalar un cuerpo de 500g al que se le imprime una velocidad inicial de 1 m/s. ¿Cuál será la velocidad del cuerpo cuando llegue al final del plano, si el coeficiente de rozamiento vale 0’2?

15. Un plano inclinado tiene 15 m de largo, y su base, 10 m. Un cuerpo de 800 g de masa resbala desde arriba con una velocidad inicial de 1’5 m/s. ¿Cuál es su velocidad al final del plano?

16. Se lanza un cuerpo, de masa 2’8 kg, con una velocidad inicial de 1 m/s hacia abajo por un plano inclinado 30º, tras recorrer 2 m por el plano inclinado llega a un plano horizontal de longitud 1 m, al final del cual hay un muelle de constante elástica 200 N/m. Si el coeficiente de rozamiento para ambos planos es de 0’2, (Advertencia: ten en cuenta que el rozamiento también actúa durante la compresión) calcula: a) La velocidad del cuerpo al final del plano inclinado. b) Lo que llega a comprimir el muelle.

17. Se lanza un cuerpo, de masa 500 g, comprimiendo 20 cm un muelle de constante elástica 400 N/m por un plano horizontal de longitud 2 m tras recorrer el plano horizontal, asciende por un plano inclinado 45º. Si el coeficiente de rozamiento para ambos planos es de 0’2, calcula hasta que altura ascenderá el cuerpo. (Advertencia: ten en cuenta que el rozamiento también actúa durante la compresión) 18. Se deja caer un cuerpo, de masa 100 g, por un plano inclinado 30º de tal forma que tras recorrer 2 m se halla un muelle de constante elástica 400 N/m. Dato: µ = 0’1 (AdProf. Ricardo Palomo

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vertencia: ten en cuenta que el rozamiento también actúa durante la compresión) Calcula: a) Lo que se comprimirá el muelle. b) Hasta que altura volvería a ascender el cuerpo. c) La energía total perdida por rozamiento.

19. Ponemos un cuerpo de 100 g comprimiendo un muelle de 400 N/M un a distancia de 6’5 cm, sobre un plano inclinado 30º. Si la longitud del plano inclinado es de 1 m. Calcula a que distancia del final del plano inclinado caerá dicho cuerpo al soltar el muelle. Dato: µ = 0’1. (Advertencia: ten en cuenta que el rozamiento también actúa durante la compresión) 20. Un bloque de 3 kg situado a 4 m de altura se deja resbalar por una rampa curva y lisa sin rozamiento. Cuando llega al suelo, recorre 10 m sobre una superficie horizontal rugosa hasta que se para. a) ¿Con qué velocidad llega el bloque a la superficie horizontal? b) ¿Qué trabajo realiza la fuerza de rozamiento? c) ¿Cuánto vale el coeficiente de rozamiento con la superficie horizontal? d) ¿Cuánto se comprimiría un muelle de constante elástica 500 N/m si lo situamos a 4 m del final de la rampa? (Advertencia: ten en cuenta que el rozamiento también actúa durante la compresión) 21. ¿Desde qué altura mínima comr parada con el radio r, debemos dejar resbalar un cuerpo para h que complete un rizo (looping, circunferencia de radio r), si suponemos que no hay fricción?

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Tema 4: Energía Térmica.

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Problemas de Energía Térmica.

Libro: Tema 8 (152..173) Ejemplos: 3, 4, 5, 6, 7, 14, A, B. Ejercicios: 15, 16, 17, 18, 19, 20, 21, 22, 36, 37, 38, 39, 40, 41, 42, 43, 44, 45.

Problemas: 49, 50, 51, 52, 53, 54, 57, 58 y 59.

1. Calcula el calor necesario para llevar 100 g de hielo desde -10 ºC a 120 ºC. 2. Una figura de plomo de 2 kg de masa cae al suelo desde una altura de 40 m. Si toda su energía potencial se convierte en calor en el momento del impacto, calcula el calor absorbido por el cuerpo y el aumento de temperatura que experimenta. Dato: Ce = 130 Jkg-1K-1.

3. Un proyectil de un metal (Ce = 129’6 Jkg-1K-1) choca con otro cuerpo a la velocidad de 350 m/s ¿Cuál será la elevación de la temperatura del proyectil si toda su energía cinética se convierte en calor y éste lo recibe íntegramente el proyectil?

4. En un calorímetro que contiene 150 g de agua a 4 ºC se introduce una pieza de 80 g de cierto metal que se encuentra a 90 ºC. Establecido el equilibrio, la temperatura final es de 20 ºC. Calcula el calor específico del metal.

5. Si tenemos 100 g de agua a 25 ºC, ¿cuál será su temperatura final si le aplicamos 300 kJ? 6. Si tenemos 100 g de agua a 25 ºC, ¿cuál será su temperatura final si le aplicamos 200 kJ?

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Tema 5: Campos.

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Campo Gravitatorio y Eléctrico.

Teoría. Tema 4: apartados: 1.1, 1.2, 2. Tema 5: apartados: 1 y 2. Tema 7: apartado: 5.

(88..107; 142..149) Ejemplos: 1, 2, 3, 4; 5, 6, 7; A, B, C. pag. 88..105. 9, 10, 11, A. pag 142..147 Ejercicios: 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 12, 13; 16, 17, 18, 19, 20, 21, 22. pag. 88..97. 21, 22, 23, 24, 25, 26, 27, 28, 29, 30, 31, 32. pag 142..145.

Problemas: 32, 33, 34, 35; 36, 37, 38, 39, 40, 41, 42, 43; 60, 61, 67, 68, 69, 70. pag 103..107.

7. Sean dos masas puntuales de 100 Kg y 150 Kg, situadas en los puntos A(-2,0) m y B(3,0) m, respectivamente. Se pide calcular: a) Campo gravitatorio en el punto C(0,4) m. b) Trabajo necesario para desplazar un apartícula de 10 Kg de masa desde el punto C(0,4) m hasta el punto O(0,0) m.

Datos: G = 6’67 10-11 S.I. 8. Una partícula puntual de masa 3M se coloca en el origen de un cierto sistema de coordenadas, mientras que otra masa M se coloca sobre el eje X a una distancia de 1 m respecto al origen. Calcular las coordenadas del punto donde el campo gravitatorio es nulo.

9. Dibuja las líneas de campo del campo gravitatorio producido por dos masas puntuales iguales separadas una cierta distancia. ¿Existe algún punto en el que la intensidad del campo gravitatorio sea nula? En caso afirmativo indica en que punto. ¿Existe algún punto en el que el potencial gravitatorio sea nulo? En caso afirmativo indica en que punto.

10. Una partícula puntual de masa m1 = 10 kg está situada en el origen O de un cierto sistema de coordenadas. Una segunda partícula puntual de masa m2 = 30 kg está situada sobre el eje X, en el punto A de coordenadas (6,0) m Se pide: a) El módulo, la dirección y el sentido del campo gravitatorio en el punto B de coordenadas (2,0) m. b) El punto sobre el eje X para el cual el campo gravitatorio es nulo. c) El trabajo realizado por el campo gravitatorio cuando la masa m2 se traslada desde el punto A hasta el punto C de coordenadas (0,6) m.

Dato: G 11. Dos partículas puntuales con la misma masa m1 = m2 = 100 kg se encuentran situadas en los puntos (0,0) y (2,0) m, respectivamente. Se pide: a) ¿Qué valor tiene el potencial gravitatorio en el punto (1,0) m? Tómese el origen de potenciales en el infinito. Calcula el campo gravitatorio, módulo, dirección y sentido, que generan esas dos masas en el punto (1,0) m

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b) Si la masa m2 se dejara en libertad, la fuerza gravitatoria haría que se acercara a la masa m1. Si no actúa ninguna otra fuerza, ¿qué velocidad tendrá cuando esté a una distancia de 30 cm de m1?

Datos: G 12. Se sitúan tres cargas eléctricas q1, q2 y q3, en los puntos A(0,0); B(4,0) y C(4,3), respectivamente, donde las coordenadas vienen dadas en metros. Se pide: a) Si q1 = 0,1 C, calcular q2 y q3 para que sea nulo el campo eléctrico en el punto P(0,3). b) Si q1 = 0,1 C, q2 = - 0’4 C y q3 = 0,2 C, calcular el trabajo necesario para llevar una carga unitaria desde el infinito hasta el punto P(0,3) 1 = 9 ⋅ 10 9 S .I .

Dato: 4πε 0 13. Dadas dos cargas puntuales, q1 = 2 C y q2 = - 3 C, separadas una distancia d = 40 cm, calcular el campo eléctrico en el punto medio del segmento que las une.

Dato: ε0 = 8’85 10-12 C2N-1m-2 14. Un dipolo eléctrico está formado por dos cargas puntuales de 2 µC y – 2 µC, distantes entre sí 6 cm. Calcular el campo y el potencial eléctrico: a) En un punto de la mediatriz del segmento que las une, distante 5 cm de cada carga. b) En un punto situado en la prolongación del segmento que las une y a 2 cm de la carga positiva.

Datos: K = 9 109 SI. 15. Una carga de – 3 µC está localizada en el origen de coordenadas; una segunda carga de 4 µC está localizada a 20 cm de la primera, sobre el eje OX positivo, y una tercera carga q está situada a 32 cm de la primera sobre el eje OX positivo. La fuerza total que actúa sobre la carga de 4 µC es de 120 N en la dirección positiva del eje OX. Determinar el valor de la carga q.

Dato: K = 9 109 SI. 16. En el rectángulo mostrado en la figura los lados tienen una longitud de 5 cm y 15 cm, y las cargas son q1 = - 5’0 q1 A µC y q2 = + 2’0 µC. a) Calcula el módulo, la dirección y el sentido del campo eléctrico en los vértices A y B. q2 b) Calcula el potencial eléctrico en los vértices A y B. B c) Determina el trabajo que realiza la fuerza del campo eléctrico para trasladar a una tercera carga de + 3’0 µC desde el punto A hasta el punto B. Dato: K = 9 109 Nm2/C2 17. Dos cargas puntuales de 3 µC y – 5 µC se hallan situadas, respectivamente en los puntos A(1,0) y B(0,3), con las distancias expresadas en metros. Se pide: a) El módulo, la dirección y el sentido del campo eléctrico en el punto P(4,0). b) Trabajo realizado por la fuerza eléctrica para trasladar una carga de 2 µC, desde el punto P al punto R(5,3).

Nota: K = 9 109 Nm2/C2

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18. Se colocan cuatro cargas puntuales en los vértices de un B cuadrado de lado a = 1 m. calcula el módulo, la dirección y A el sentido del campo eléctrico en el centro del cuadrado, O, en los siguientes casos: O a) Las cuatro cargas son iguales y valen 3 µC. b) Las cargas situadas en A y B son iguales a 2 µC, y las situadas en C y D son iguales a – 2 µC. D c) Las cargas situadas en A, B y C son iguales a 1 µC y la si- C tuada en D vale – 1 µC. Dato: K = 9 109 Nm2/C2 19. El potencial y el campo eléctrico a cierta distancia de una carga puntual valen 600 V y 200 N/C, respectivamente. ¿Cuál es la distancia a la carga puntual? ¿Cuál es el valor de la carga?

Dato: K = 9 109 Nm2/C2

Movimiento de satélites.

Calcula el campo gravitatorio en la superficie terrestre.

Calcula la velocidad de escape de un cohete desde la superficie terrestre. ¿Qué velocidad debe llevar un satélite que se encuentra en órbita circular alrededor de la Tierra, a una distancia del centro de la misma igual a cinco veces el radio de la Tierra?

Existe un proyecto de estación orbital en forma de rueda, para producir una grave4. dad artificial. Si el radio de la rueda fuese de 1 km, ¿qué velocidad angular y qué período debe tener la rueda para conseguir una gravedad artificial, en su parte más externa, equivalente a la que hay en la superficie de la Tierra?

5.

Desde una altura de 1000 km sobre la superficie de la Tierra, se lanza un cuerpo con una cierta velocidad. Calcula para que valores de la velocidad, el cuerpo quedará atrapado por la Tierra y para cuales escapará de la atracción terrestre.

6.

Se sabe que el radio de la órbita lunar entorno a la Tierra es de 3’84 108 m y que el período lunar es de 27’3 días. Deducir el valor de la masa de la Tierra.

7.

Hallar el punto situado entre la Tierra y la Luna en el que se anula el campo gravitatorio. Datos: distancia T-L = 3’8 108 m y que la masa de la Tierra es 81 veces la masa de la Luna.

8.

Un meteorito se encuentra inicialmente en reposo a una distancia sobre la superficie terrestre igual a seis veces el radio terrestre, ¿con qué velocidad llegaría a la superficie terrestre si prescindimos del rozamiento de la atmósfera?

9.

Encontrar la velocidad y la energía total de un satélite, de masa 2000kg, que orbita a 15000 km de altura.

10. Encuentra hasta que altura sobre la superficie terrestre tendremos que elevarnos para que el valor del campo gravitatorio se reduzca en un 20 %.

11. Un satélite artificial de 2 t de masa describe una órbita circular a 400 Km de la superficie terrestre. Se pide: a) Velocidad orbital del satélite.

1.

2.

3.

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b) Si se lanza desde la superficie terrestre, calcular la energía necesaria para situar el satélite en órbita.

Datos: G = 6’67 10-11 S.I.; MTierra = 5’98 1024 Kg; RTierra = 6370 Km Un satélite artificial de 500 Kg de masa se lanza desde la superficie terrestre hasta una altura H de dicha superficie. En esa posición se le comunica una velocidad de 5000 m/s para ponerlo en órbita circular alrededor de la Tierra. Se pide: a) Altura H a la que debe situarse el satélite, para que las órbitas sean circulares. b) Energía necesaria para llevarlo hasta dicha altura H. Datos: G = 6’67 10-11 S.I.; MTierra = 5’98 1024 Kg; RTierra = 6370 Km 13. El satélite Europa tiene un periodo de rotación alrededor de Júpiter de 85 horas y su órbita, prácticamente circular, tiene un radio de 6’67 105 Km. Calcular la masa de Júpiter. Datos: G = 6’67 10-11 S.I. 14. Un satélite de 500 Kg de masa se mueve alrededor de Marte, describiendo una órbita circular a 6 106 m de su superficie. Sabiendo que la aceleración de la gravedad en la superficie de Marte es de 3’7 m/s2 y que su radio es 3400 Km, se pide: a) Fuerza gravitatoria sobre el satélite. b) Velocidad y periodo del satélite.

15. Un satélite artificial de 500 kg se mueve alrededor de un planeta, describiendo una órbita circular con un periodo de 42’47 horas y un radio de 419000 km. Se pide: a) Fuerza gravitacional que actúa sobre el satélite. b) La energía cinética, la energía potencial y la energía total del satélite en su órbita.

16. La órbita de una de las lunas de Júpiter, Io, es aproximadamente circular con un radio de 4’20 108 m. El periodo de la órbita vale 1’53 105 s. Se pide: a) El radio de la órbita circular de la luna de Júpiter, Calisto, que tiene un período de 1’44 106 s b) La masa de Júpiter. c) El valor de la aceleración de la gravedad en la superficie de Júpiter Datos: RJ = 71400 km; G 17. Un objeto de masa m = 1000 kg se acerca en dirección radial a un planeta, de radio Rp = 6000 km, que tiene una gravedad g = 10 ms-2 en su superficie. Cuando se observa este objeto por primera vez se encuentra a una distancia Ro = 6 Rp del centro del planeta. Se pide: a) ¿Qué energía potencial tiene ese objeto cuando se encuentra a la distancia Ro? b) Determina la velocidad inicial del objeto vo, o sea cuando está a la distancia Ro, sabiendo que llega a la superficie del planeta con una velocidad v = 12 kms-1 18. Una sonda espacial de masa m =1200 kg se sitúa en una órbita circular de radio r = 6000 km, alrededor de un planeta. Si la energía cinética de la sonda es Ec = 5,4 109 J, calculad: a) El período orbital de la sonda. b) La masa del planeta.

Dada: G =6,7x10-11 Nm2/kg2 19. Fobos es un satélite que gira en una órbita circular de radio r = 14460 km alrededor del planeta Marte con un período de 14 horas, 39 minutos y 25 segundos. Si sabemos que el radio de Marte es RM = 3394 km, calculad: a) La aceleración de la gravedad en la superficie de Marte.

12.

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b) La velocidad de escape de Marte de una nave espacial situada en Fobos 20. Calcula la velocidad a la que orbita un satélite artificial situado en una órbita que dista 1000 km de la superficie terrestre.

Datos: RT = 6370 km, MT = 5’98 1024 kg, G =6,67 10-11 Nm2/kg2

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Química Tema 1: La materia.

La Materia

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Gases.

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1 atm = 760 mm Hg

1 atm = 1’013 105 Pa

1 atm = 1013 mbar

Ley de Boyle: P V = P ' V ' , a T determinada, para una masa de gas.

V V' = a P determinada, para una masa de gas.

1ª ley de Charles y Gay-Lussac: T T' P P' 2ª ley de Charles y Gay-Lussac: = a V determinado, para una masa de gas.

T T' P V P ' V ' P V Ley combinada de los gases ideales: = para un mol tenemos que =R T T' T Ecuación general de los gases ideales:

P V = n R T

P: presión en atmósferas (atm) V: volumen en litros o dm3 n: moles R: constante molar de los gases 0’082 (atm L)/(mol K) ó 8’31 J/(mol K) T: temperatura en grados Kelvin (K) K = ºC + 273 Condiciones normales (c.n.): 0 ºC y 1 atm.

Condiciones estándar (c.s.): 25 ºC y 1 atm.

P V = n R T P V = M =

m m R T → P M = R T → M V

m m →n = n M

P M = ρ R T

densidad ( ρ ) =

m V

Disoluciones. m soluto 100 m disolucion V Tanto por cien en volumen: % = soluto 100 V disolucion Tanto por cien en masa: % =

Masa de soluto por volumen de disolución: Molaridad: [soluto] = Molalidad:

n soluto V disolucion

m soluto V disolucion

(SI: Molar. M)

n soluto m disolvente (kg )

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Fracción molar: χ i =

n solutoi n totales

Soluto + disolvente = disolución Nota: densidaddisolucion V disolucion ←  → m disolucion %enmasa m disolucion ←   → m soluto M (masa _ molar ) m soluto ←  → n soluto Molaridad n soluto ←  →V disolucion

Tema 10. pag: 198..227.

Problemas de La Materia.

1. Ejemplos: 1, 2, 3; 5; 6, 7, 8, 9, 10; 12, 13, 14, 15, 16; A, B. 2. Ejercicios: 3, 4, 5; 9, 10, 11, 12, 13, 14; 15, 16; 17, 18, 19, 20; 27, 28, 29, 30, 31, 32, 33, 34.

3. Problemas: 41, 42, 43, 44, 45, 46, 49, 50, 51, 52, 55, 56.

Del tema 11: (235, 250) Masa atómica abundancia relativa Ejemplos: 2, A Ejercicios: 5, 6, 7, 8, 27, 28, 29, 43 Del Tema 12: (266, 269) Composicion centesimal, formula empirica y molecular Ejemplo: 5 Ejercicios: 28, 29, 30, 31, 32, 57, 58, 59, 60, 61.

Del Tema 16: (354, 357) Formula empirica y molecular Ejemplo: A, C, D Ejercicios: 27, 28, 29, 30, 33, 59, 60, 61.

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Problemas de Leyes Ponderales, Fórmula Empírica y Molecular, Composición Centesimal, Masa atómica y Molecular. Átomos, Moléculas y Moles.

4. El cloro y el sodio se combinan para dar cloruro de sodio en la siguiente relación: 71 g de cloro con 46 g de sodio. Calcula: a) La cantidad necesaria de sodio para que se combine totalmente con 30 g de cloro. b) La cantidad de cloruro de sodio que se formará al mezclar 50 g de cloro con 80 g de sodio.

5. Se cumple la ley de las proporciones múltiples en el caso de la tabla: Experimento Compuesto Masa de A Masa de B 1 1 20 g 15 g 2 2 35 g 52,5 g 3 3 50 g 112,5 g 6. El carbono se combina con el oxígeno en dos proporciones en masa, 3:4 y 3:8.

Con la primera forma monóxido de carbono (CO), y con la segunda, dióxido de carbono (C02). Razona cuáles de las siguientes afirmaciones son correctas: a) 12 g de carbono reaccionan con 48 g de oxígeno para dar CO. b) 12 g de carbono reaccionan con 16 g de oxígeno para dar CO. c) 12 g de carbono reaccionan con 32 g de oxígeno para dar CO2. d) 12 g de carbono reaccionan con 36 g de oxígeno para dar CO2.

7. Calcula las masas moleculares de las siguientes sustancias: a) N2 b) C9H8O4 c) AI2(S04)3 8. Calcula la masa en gramos de 1 uma.

9. ¿Cuántas moléculas de ácido sulfúrico (H2S04) hay en 200 g de H2S04? ¿Y cuántos átomos de H, S Y O? 10. Una muestra de glucosa (C6H1206) tiene una masa de 18 g. Calcula: a) La cantidad de glucosa, en mol. b) Las moléculas de glucosa. c) La cantidad de carbono, en mol. d) Los átomos de carbono. e) La cantidad de hidrógeno, en mol. f) Los átomos de oxígeno.

11. Un hidrocarburo contiene 85,63 % de C y 14,37 % de H. Si su masa molecular es 28, calcula su fórmula molecular.

12. Cierto azúcar tiene por composición centesimal la siguiente: 40% de carbono, 6,67% de hidrógeno y 53,33% de oxígeno. Si su masa molar es de 180 g/mol, ¿cuál es su fórmula molecular?

13. Dos muestras de gases tienen estas composiciones: ð Primera muestra: 3,446 g de carbono y 9,189 g de oxígeno.

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ð Segunda muestra: 8,531 g de carbono y 22,749 g de oxígeno. a) Explica si se trata del mismo gas o si las muestras corresponden a dos gases distintos del carbono. b) ¿Qué ley ponderal se cumple?

14. Demuestra que se cumple la ley de Dalton en las siguientes muestras: a) Primera muestra: 2,544 g de carbono y 3,392 g de oxígeno. b) Segunda muestra: 3,768 g de carbono y 10,048 g de oxígeno.

15. Calcula los átomos de H y de O existentes en 1 g de H2O. 16. Calcula la composición centesimal del H2SO4.

17. El análisis de una muestra de un compuesto puro presenta el siguiente resultado: 52,17 % de carbono, 13,04 % de hidrógeno y 34,78 % de oxígeno. Calcula la fórmula empírica de dicho compuesto puro.

18. Una muestra de 2,028 g de un determinado azúcar se quema en corriente de oxígeno y produce 2,974 g de CO2 y 1,217 g de vapor de agua.

19. Determina la fórmula empírica y molecular de un compuesto que está formado por 92,3 % de carbono y 7,7% de hidrógeno y cuya masa molar es de 78 g/mol.

20. ¿Cuál de las siguientes muestras contiene mayor número de átomos? a) 10 g de Na. b) 10 g de CO2. c) 2 mol de NH3.

21. Experimentalmente se ha comprobado que 4,7 g del elemento A reaccionan por completo con 12,8 g del elemento B para originar 17,5 g de un cierto compuesto. ¿Qué cantidad de compuesto se formará si hacemos reaccionar 4,7 g de A con 11,5 g de B? 22. El azufre y el cinc se combinan en la relación 16 g de S con 32,7 g de Zn. ¿Qué cantidad de sulfuro de cinc se obtendrá al combinar químicamente 20 g de S con 20 g de Zn? 23. Si la proporción en masa en la que se combinan carbono y oxígeno para dar monóxido de carbono (CO) es 3:4, ¿qué cantidad de oxígeno reaccionará totalmente con 12 g de carbono? ¿Qué ocurrirá si deseamos combinar 12 g de carbono con 17 g de oxígeno?

24. Indica cuántos moles de H2O SON: a) 3’42 g de H2O b) 10 cm3 de H2O c) 1’82 1023 moléculas de H2O 25. ¿Dónde hay mayor número de moléculas, en 30 g de SO2 o en 25 g de CO2?

26. ¿Cuántas moléculas hay en 10 g de oxígeno? ¿Y cuántos átomos?

27. Calcula: a) ¿Cuántos moles de átomos de oxígeno hay en 200 g de nitrato de bario, Ba(N03)2? b) ¿Cuántos átomos de fósforo hay en 0,15 mol de pentóxido de difósforo (P2O5)? c) ¿Cuántos gramos de oxígeno hay en 0,15 mol de trióxido de difósforo (P2O3)?

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d) ¿Cuántos átomos de oxígeno hay en 5,22 g de nitrato de bario, Ba(N03)2?

28. El azufre, oxígeno y cinc forman el sulfato de cinc, en la siguiente relación S:O:Zn; 1:1,99:2,04. Calcula la composición centesimal.

29. El análisis de un compuesto de carbono dio los siguientes porcentajes: 30,45 % de carbono, 3,83 % de hidrógeno, 45,69 % de cloro, 20,23 % de oxígeno. Se sabe que la masa molar del compuesto es 157 g/mol. ¿Cuál es la fórmula molecular del compuesto de carbono?

30. Tenemos 25 kg de un abono nitrogenado de una riqueza en nitrato de potasio (KN03) del 60 %. Calcula la cantidad de nitrógeno en kilogramos que contiene el abono.

31. Calcula la composición centesimal del sulfato de aluminio, Al2(SO4)3.

32. 10 g de sustancia A reaccionan completamente con 3’2 g de una sustancia B, para dar un compuesto C. Se hacen reaccionar 18’3 g de A con 9’5 g de B. ¿Cuántos gramos de C se obtienen, y qué masa de B queda sin reaccionar?

33. Al hacer reaccionar completamente en distintos recipientes 4 g y 6 g de azufre con oxígeno, se obtuvieron respectivamente 10 g y 15 g de SO3 Comprueba que se cumple la ley de Proust. ¿Qué masa de oxígeno es necesaria para su combinación completa con 20 g de azufre?

34. El azufre y el hierro se combinan para dar FeS en la relación de 4 g de azufre con 7 g de hierro, ¿cuánto FeS se obtendrá a partir de una mezcla de 10 g de hierro y 10 g de azufre? ¿sobrará alguno de ellos?

35. Al analizar dos muestras de compuestos de hierro, se encontraron las siguientes composiciones: g de hierro g de oxígeno A 15’43 3’32 B 24’42 5’28 Explica si se tarta del mismo compuesto.

36. Dos muestras de gas tienen estas composiciones: g de carbono g de oxígeno A 3’446 9’189 B 8’531 22’749 ¿Se trata del mismo gas? ¿qué ley ponderal se cumple?

37. ¿Qué masa de cloro reacciona con 4’02 g de sodio, sabiendo que al final de la reacción se obtienen 10’2 g de NaCl? ¿en qué ley ponderal te has basado?

Enúnciala.

38. Experimental mente se encuentra que 5’58 g de hierro se combinan con 3’21 g obteniéndose FeS. ¿Qué masa de hierro sería necesaria para reaccionar con 1’23 g de azufre y obtener FeS? Enuncia la ley en la que te basas.

39. Experimentalmente se encuentra que 1’003 g de sodio se combinan con 0’6970 g de oxígeno y se obtiene Na2O. Calcula la masa de sodio y oxígeno que se han de combinar para obtener 2’943 g de Na2O. 40. Si se calientan conjuntamente 2’04 g de zinc y 1’00 g de azufre, no queda zinc ni azufre tras la formación del ZnS. ¿Qué masa de ZnS obtendríamos? Si calentá-

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semos 12’24 g de zinc y 8’10 g de azufre, ¿qué ocurriría? Enuncia todas las leyes en las que te bases.

41. Un sulfuro de hierro tiene la siguiente composición: 63’53 % de hierro y 36’47 % de azufre. Si mezclamos 20’00 g de hierro y 10’00 g azufre ¿cuál quedará en exceso? ¿en qué cantidad? ¿cuánto obtendremos del sulfuro de hierro? Enuncia todas las leyes en las que te bases 42. Calentando fuertemente el zinc arde y se combina con el oxígeno formando ZnO, que contiene un 80’34 % de zinc. Si quemamos 8’50 g de zinc en un recipiente que contiene 1’80 g de oxígeno, ¿qué elemento queda en exceso y en qué cantidad? ¿qué masa de ZnO se obtiene? Enuncia todas las leyes en las que te bases 43. ¿Cuántas moléculas de propano hay en 0'88 g de dicho gas?

44. Calcula la masa atómica relativa del Neón, sabiendo: Isótopos Masa atómica relatiAbundancia natural va del isótopo en % en átomos Neón-20 19'99 90'51 Neón-21 20'99 0'27 Neón-22 21'99 9,22 45. Calcula la masa atómica relativa del Cloro, sabiendo: Isótopos Masa atómica relatiAbundancia natural va del isótopo en % en átomos Cloro-35 34'969 75'529 Cloro-37 36'966 46. Calcula la masa atómica relativa del Silicio, sabiendo: Isótopos Masa atómica relatiAbundancia natural va del isótopo en % en átomos Silicio-28 27'977 92'21 Silicio-29 28'977 4'7 Silicio-30 29'974 3'09 47. ¿Cuántos átomos de oxígeno, nitrógeno e hidrógeno hay en un mol de ácido nítrico?

48. ¿Cuántos átomos hay en 10 moles de butano?

49. ¿Cuántos átomos de sodio, carbono y oxígeno hay en 100 g de carbonato sódico o trioxocarbonato (IV) de sodio?

50. Se tienen en frascos separados 100 g de glucosa (C6H12O6) y 100 g de sacarosa (C12H22O11). Indicar, razonándolo, cuál de los dos frascos contiene más moléculas.

51. ¿Cuántos moles de átomos oxígeno hay en 4 moles de moléculas de ácido sulfúrico?

52. En la respiración, una persona adulta emite, por término medio unos 960 g de dióxido de carbono al día. Calcular cuántas moléculas de dióxido de carbono se expiran por término medio cada segundo.

53. La nicotina (C6H7N). Calcular cuántos átomos de carbono hay contenidos en 1 g de nicotina. ¿y de hidrógeno?

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54. La aspirina (C9H8O4). Calcular el número de átomos que forman 0'5 g de un comprimido de aspirina.

55. Calcula la masa de sacarina (C7H5O3NS) donde se hallan 9'9 1018 átomos de oxígeno. Calcula, además, la masa de sacarina donde se hallan 5'28 1022 átomos en total.

56. 3’13 g de un determinado compuesto (CHO) se quema y produce 5’66 g de CO2 y 1’93 g de vapor de H2O. Calcula su fórmula empírica.

Problemas de Gases.

57. Una cantidad de gas ocupa un volumen de 80 cm3 a una presión de 750 mmHg. ¿Qué volumen ocupará a una presión de 1,2 atm si la temperatura no cambia?

58. Un gas ocupa un volumen de 2 L en condiciones normales (273 K Y 1 atm), ¿qué volumen ocupará la misma masa de gas a 2 atm y 50 °C? 59. Una cierta cantidad de sustancia gaseosa ocupa 25 L Y tiene una densidad de 1,25 g/L a 20 ºC y 2 atm. ¿Cuál sería su densidad a O 0 ºC y 1 atm de presión?

60. Un mol de gas ocupa 25 L Y su densidad es 1,25 g/L, a una temperatura y presión determinadas. Calcula la densidad del gas en condiciones normales.

61. Un recipiente cerrado de 2 L contiene oxígeno a 200 ºC y 2 atm de presión.

Calcula: a) Los gramos de oxígeno contenidos en el recipiente b) Las moléculas de oxígeno allí existentes.

62. Tenemos 4,88 g de un gas cuya naturaleza es S02 o S03, Para resolver la duda, lo introducimos en un recipiente de 1 L y observamos que la presión que ejerce a 27 °C es de 1,5 atm. ¿De qué gas se trata?

63. Calcula la fórmula molecular de un compuesto sabiendo que 1 L de su gas, medido a 25 °C y 750 mmHg de presión, tiene una masa de 3,88 g Y que su análisis químico ha mostrado la siguiente composición centesimal: C, 24,74%; H, 2,06%, y Cl, 73,20 %.

64. Un recipiente contiene 100 L de O2 a 20 °C. Calcula la presión del O2, sabiendo que su masa es de 3,43 kg. ¿Qué volumen ocupará esa cantidad de ese gas en condiciones normales?

65. Una habitación tiene las siguientes medidas: 10 m de largo, 5 m de ancho y 3 m de alto. Si la temperatura de la misma pasa de 10 ºC a 25 °C al encender la calefacción, ¿qué volumen de aire, medido a 25 °C, entrará o saldrá de la habitación por los resquicios de puertas y ventanas?

66. En un recipiente de 4 L de capacidad, hay un gas a la presión de 6 atm. Calcula el volumen que ocuparía si el valor de la presión se duplicase, sin variar la temperatura.

67. Un gas ocupa un volumen de 2 L en condiciones normales de presión y temperatura; ¿qué volumen ocupará la misma masa de gas a 2 atm de presión y 50°C de temperatura?

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68. Un gas ocupa un volumen de 80 cm3 a 10°C y 715 mmHg de presión, ¿qué volumen ocupará en condiciones normales?

69. Tenemos 400 cm3 de oxígeno en condiciones normales. ¿Qué presión ocupará un volumen de 500 cm3 si la temperatura aumenta en 25°C? 70. calcula la densidad del ácido clorhídrico (HCI) a 650 mmHg y 70 ºC. 71. La densidad de un gas en condiciones normales es 1,48 g/L. ¿Cuál será su densidad a 320 K Y 730 mmHg? 72. Se tienen 4 L de un gas en condiciones normales. a) ¿Qué volumen ocupará a 30°C y 2 atm de presión? b) ¿Cuántas partículas de gas hay en la muestra?

73. Se dispone de 45,0 g de metano (CH4) a 27°C y 800 mmHg. Calcula: a) El volumen que ocupa en las citadas condiciones. b) El número de moléculas existente.

74. Un recipiente contiene 8 g de CO2 a la presión de 6 atm y 27°C de temperatura. Razona si entra o sale gas. Calcula la cantidad de CO2 que sale del recipiente cuando su presión se reduce a 2 atm.

75. Se sabe que 0,702 g de un gas encerrado en un recipiente de 100 cm3 ejerce una presión de 700 mmHg cuando la temperatura es de 27ºC. El análisis del gas ha mostrado la siguiente composición: 38,4 % de C, 4,8 % de H y 56,8 % de Cl. Calcula su fórmula molecular.

76. Una cantidad de 35,2 g de un hidrocarburo ocupa en estado gaseoso 13,2 L medidos a 1 atm y 50°C. Sabiendo que el 85,5 % es carbono, calcula su fórmula molecular.

77. Un recipiente contiene 50 L de un gas de densidad 1,45 g/L. La temperatura a la que se encuentra el gas es de 323 K Y su presión de 10 atm. Calcula: a) Los moles que contiene el recipiente. b) La masa de un mol del gas.

Problemas de Disoluciones.

78. Calcula la masa de nitrato de hierro (11), Fe(N03)2, existente en 100 mL de disolución acuosa al 6 %. Densidad de la disolución: 1,16 g/mL, a 25ºC. 79. En 250 mL de agua disolvemos 12 g de sulfato de cobre (11); ¿cuál es el porcentaje en masa de la disolución resultante?

80. Tenemos 100 mL de una disolución al 15 % en masa de bromuro de potasio en agua, y su densidad vale 1,14 g/cm3; ¿qué cantidades de soluto y disolvente se hallan presentes?

81. ¿Cuál es la molaridad de 250 cm3 de disolución que contienen 70 g de glucosa (C6H12O6)?

82. Se disuelven 5 mL de ácido nítrico comercial del 70 % y de densidad 1,42 g/mL en agua destilada y posteriormente se completa con más agua destilada hasta formar 1 L de disolución. Calcula la molaridad de la misma.

83. Calcula la molalidad de una disolución obtenida disolviendo 1 g de hidróxido de calcio, Ca(OH)2 en 100 mL de agua.

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84. Calcula las fracciones molares de los componentes de una disolución que se ha obtenido disolviendo 2 g de hidróxido de sodio en 100 mL de agua.

85. Indica de qué modo prepararías 1/2 L de disolución 0,1 M de HCI si dispones de un HCI concentrado del 36 % Y densidad 1,19 g/mL, y no tienes balanza.

86. Se disuelven en agua 30,5 g de cloruro de amonio (NH4CI) hasta obtener 0,5 L de disolución. Sabiendo que la densidad de la misma, a 20ºC, es de 1 027,6 kg/m3, calcula: a) La concentración de la disolución en porcentaje en masa. b) La molaridad. c) La molalidad. d) Las fracciones molares del soluto y del disolvente.

87. Un ácido sulfúrico (H2SO4) concentrado de densidad 1,8 g/cm3 tiene una pureza del 90,5 %. Calcula: a) Su concentración en g/L b) El volumen necesario para preparar 1/4 L de disolución 0,2 M. 88. En 40 g de H2O se disuelven 5 g de ácido sulfhídrico (H2S). La densidad de la disolución formada es 1,08 g/cm3. Calcula el porcentaje en masa, la molaridad, la molalidad y la fracción molar de cada componente de la disolución.

89. Se desea preparar 1 L de disolución de ácido clorhídrico (HCl) 0’5 M. Para ello se dispone de dos disoluciones de ácido clorhídrico, uno comercial al 5 % en masa y de densidad 1,095 g/cm3, y otro de concentración 0,1 M. Calcula la molaridad del ácido clorhídrico comercial al 5 % en masa y el volumen necesario que hay que tomar de cada disolución para obtener la disolución deseada (no puede añadirse H2O).

90. Calcula la masa molar de una enzima si 0,1 g de la misma disuelto en 20 mL de benceno (C6H6) produce una presión osmótica de 2,65 mmHg, a 25°C. (Supón que el volumen de la disolución sigue siendo 20 mL).

91. Se prepara una disolución con 5 g de hidróxido de sodio (NaOH) en 25 g de agua destilada. Si el volumen final es de 27,1 cm3, calcula la concentración de la disolución en: a) Porcentaje en masa. b) Molaridad. c) Gramos por litro. d) Molalidad.

92. Calcula la fracción molar del soluto del problema anterior.

93. En 100 cm3 de una disolución de ácido clorhídrico (HCI) hay 6 g de dicho ácido.

Calcula: a) La cantidad de esta sustancia en mol. b) La molaridad de la disolución.

94. Calcula la cantidad, en gramos, de nitrato de potasio (KN03) y agua destilada necesarios para preparar 250 cm3 de disolución al 20 %. La densidad de la disolución es 1,2 g/cm3.

95. ¿Qué cantidad de ácido sulfúrico (H2S04) puro hay contenida en 100 cm3 de disolución 0,2 M de dicho ácido?

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96. Para preparar la disolución del problema anterior disponíamos de H2S04 comercial del 96% y densidad 1,84 g/cm3. Calcula el volumen de ácido que hubo que incluir para obtener los 100 cm3 de disolución 0,2 M. 97. Tomamos 10 mL de ácido sulfúrico (H2S04) comercial del 96% y de densidad 1,84 g/cm3 y lo añadimos, con precaución, a un matraz de 1/2 L lleno hasta la mitad de agua destilada. Agitamos y añadimos más agua destilada hasta el nivel de 1/2 L. Indica la molaridad y la molalidad de la disolución así preparada.

98. Queremos preparar 2 L de disolución de ácido clorhídrico (HCI) 0,5 M. Calcula el volumen de HCI comercial del 37,5 % Y densidad 1,19 g/cm3 que debemos añadir al matraz aforado, así como la cantidad de agua destilada necesaria para completar el volumen de disolución.

99. Partiendo de una disolución 2 M de ácido nítrico (HN03), indica cómo prepararías 1 L de otra disolución del mismo ácido, pero de concentración 1 M. 100. Mezclamos 400 mL de una disolución 0,5 M de amoníaco (NH3) con 100 mL de una disolución 2 M de la misma sustancia. ¿Qué concentración en molaridad tendrá la disolución resultante?

Problemas de leyes ponderales, fórmulas, etc.

101. Se quiere saber la fórmula molecular de un líquido con respecto al cual se ha comprobado lo siguiente: una disolución acuosa formada por 2,02 g del mismo en un litro de disolución, ejerce una presión osmótica de 800 mmHg a una temperatura de 20 ºC. Además, la combustión de 2,350 g de ese compuesto ha producido 2,248 g de CO2 y 0,920 g de H20. Calcula su fórmula molecular.

102. Supongamos que reaccionan dos elementos (X e Y) de forma que las relaciones de las masas combinadas de los mismos son: Experimento X Y 1 2’50 1’20 2 2’50 0’60 3 5’00 2’40 4 2’50 0’40 5 5’00 1’60 ¿De cuantos compuestos estamos hablando y qué leyes cumplen?

103. Una muestra de 4’087 g de un determinado compuesto de C, H y S, reacciona y produce 5’984 g de CO2 y 2’448 g de H2O. Calcula la fórmula empírica del compuesto y sabiendo que su masa molar está entre 110 y 130 g/mol, calcula también su fórmula molecular.

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Física y Química 1º Bachillerato

Tema 2: Estructura del átomo. Sistema periódico. Enlace químico.

Problemas de Estructura del átomo y Sistema periódico.

Libro: Tema 11 y 13. (228..251; 270..287) Tema 11 Ejemplos: 5 Ejercicios: 16, 20, 21, 22, 24, 25, 26.

Problemas: 37, 38, 39, 40, 41.

Problemas de Enlace Químico.

Tema 13 Ejemplos: B Ejercicios: 1, 6, 7, 8, 11, 12, 13, 14, 24, 33 Problemas: 35, 36, 37, 38, 39, 40, 42, 43, 44, 45, 46, 54.

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Tema 3a: Formulación y nomenclatura inorgánicas.

Problemas de Formulación y Nomenclatura.

Libro: Tema 12.

Pag. 254..269 Binarios: 11, 12, 13, 14, 15, 16, 45 y 46.

Hidróxidos: 18, 19, 49, 50.

Sales: 26, 27, 54, 55.

En general: 56.

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Ácidos: 21, 25, 51.

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Resumen formulación y nomenclatura de química inorgánica.

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Ajuste de Reacciones Químicas.

Libro: Tema 14. (292;311) Ejemplos: 1, 2 Ejercicios: 3, 4, 40 Ajustar una reacción química es determinar el coeficiente de cada una de las moléculas de reactivos y productos para que el nº de átomos de todos los elementos que intervienen sea el mismo, en reactivos y en productos.

1. Coeficientes.

Asignación de coeficientes indeterminados (a, b, c, d, ...) a reactivos y productos.

Igualar el nº de átomos que cada elemento tiene en uno y otro miembro de la reacción → sistema de ecuaciones matemáticas.

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Tomar arbitrariamente un valor para cualquiera de los coeficientes moleculares.

Si algún o algunos coeficientes resultan fraccionarios, los transformaremos en enteros multiplicando todos ellos por el nº adecuado (el m.c.m. de los denominadores) Ajusta las siguientes reacciones químicas: a) Na2SO4 + BaCl2 → NaCl + Ba SO4 b) FeS + O2 → Fe2O3 + SO2 c) Al + H2SO4 → Al2(SO4)3 +H2 d) Al + HCl → AlCl3 + H2 e) Fe2O3 + C →Fe + CO2 HI + H2SO4 → I2 + SO2 + H2O NH3 + O2 → NO + H2O h) KIO3 + KI + H2SO4 → I2 + K2SO4 + H2O i) K2Cr2O7 + HI + H2SO4 → K2SO4 + Cr2(SO4)3 + I2 + H2O j) (NH4)2SO4 + NaOH → Na2SO4 + NH3 + H2O k) SnCl2 + H2O2 + HCl → SnCl4 + H2O

2. Tanteo.

Se suele ajustar el último el oxígeno.

Se suele ajustar el penúltimo el hidrógeno.

Se ajusta primero el elemento que no sea ni oxígeno ni hidrógeno que tenga subíndices.

Ajusta las siguientes reacciones químicas: a) Combustión del propano b) Descomposición del clorato potásico en cloruro potásico y oxígeno. c) Neutralización del ácido perclórico y el hidróxido de amonio. d) El ácido clorhídrico reacciona con el óxido de aluminio para dar cloruro de aluminio y agua. e) Combustión de butano. f) Descomposición del nitrito de amonio en nitrógeno y agua. g) Descomposición del hidrogenocarbonato de sodio en carbonato de sodio, CO2 y agua. h) El sulfuro de Zinc reacciona con el oxígeno para formar óxido de zinc i anhídrido sulfuroso. i) El cloruro de amonio reacciona con el hidróxido de sodio para formar amoníaco, cloruro sódico y agua. j) Neutralización de ácido sulfúrico e hidróxido de potasio. k) El dióxido de manganeso reacciona con el ácido clorhídrico para formar dicloruro de manganeso, cloro y agua. l) Formación del óxido de magnesio m) El carbonato cálcico reacciona con el ácido clorhídrico para dar cloruro de calcio, anhídrido carbónico y agua. n) Neutralización del ácido nítrico y el hidróxido de bario. o) Neutralización del ácido sulfúrico y el hidróxido de litio. p) Neutralización del ácido fosfórico y el hidróxido cálcico. q) Formación del agua.

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r) Combustión del etanol. s) El Zinc reacciona con el ácido clorhídrico para formar cloruro de zinc e hidrógeno. (reacción de sustitución) Nota: Combustión: Materia + O2 → CO2 + H2O Neutralización: ácido x-ico + hidroxido de y → x-ato de y + agua Formación: elementos → compuesto de esos elementos o átomos → molécula de esos átomos

3. Rédox en medio ácido.

Establecer los números de oxidación de las sustancias presentes en la reacción.

Reconocer la semirreacción de oxidación (el número de oxidación del elemento aumenta) y la de reducción (el nº de oxidación del elemento disminuye, es decir, se reduce).

Escribir las semirreacciones de oxidación y de reducción, para ello se pone los elementos que se oxidan o que se reducen en forma de iones, teniendo en cuenta que el oxigeno se mantiene en el caso de sales y ácidos, con el elemento. Es decir, se elimina de la molécula todo excepto el elemento que se oxida o que se reduce y el oxígeno. Si es un metal se pone el metal y su valencia.

Si hay oxígeno en alguno de los aniones, se ajusta en la semirreacción correspondiente con moléculas de H2O al otro lado.

El hidrógeno añadido en el H2O se compensa con H+ al otro lado de la semirreacción.

Se ajustan las cargas eléctricas con e-.

Se igualan los e- de ambas semirreacciones.

Se suman ambas semirreacciones dando lugar a la reacción en forma iónica y sobre ella trabajamos por medio de factores.

Sumamos a ambos lados iones hasta obtener la reacción molecular de la que partíamos y a la cual queríamos llegar.

Ajusta las siguientes reacciones químicas: a) HCl + MnO2 → MnCl2 + Cl2 + H2O b) KI + HClO3 → KCl + KClO3 + H2O + I2 c) Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O d) HNO3 + I2 → HIO3 +NO2 + H2O e) KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + Cl2 +H2O f) HNO3 + Zn → Zn(NO3)2 + NH4NO3 + H2O g) MnO2 + As2O3 + HCl → MnCl2 + As2O5 + H2O

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Tema 3b: Formulación y nomenclatura orgánicas.

Problemas de Formulación y Nomenclatura.

Libro: Tema 16.

336..357 Pag 339 Ejercicios: 8,10. (Alcanos) Pag 341 Ejemplo: 1 Ejercicios: 11, 12, 13, 14, 15. (Alquenos y Alquinos) Pag 343 Ejercicios: 16, 17. (Aromáticos) Pag 347 Ejercicios: 18, 19, 20, 21, 22, 23. (Oxigenados y nitrogenados) Pag 356 Problemas: 38, 39, 41, 42, 44, 46, 47, 48, 49, 50, 51, 55, 56.

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QUÍMICA DEL CARBONO (by David Serra) INTRODUCCIÓN:

El átomo de carbono es TETRAVALENTE ( forma 4 enlaces covalentes), que pueden ser: 3 - SIMPLES → el C presenta hibridación “ sp “ ( C−C ) 2 - DOBLES → el C presenta hibridación “ sp “ ( C=C ) - TRIPLES → el C presenta hibridación “ sp “ ( C≡C ) Los átomos con los habitualmente se une son: - H y halógenos ( Cl, Br, I ) solo un enlace covalente.

- O forma dos enlaces simples o uno doble.

- N forma tres enlaces simples o uno triple.

Al unirse los átomos de C entre sí forman cadenas en las que los C se clasifican en: - C primario, unido solo a 1 C. - C secundario, unido a 2 átomos de C. - C terciario, unido a 3 átomos de C. - C cuaternario, unido a 4 átomos de C. Las cadenas pueden ser : - Abiertas o cerradas ( ciclos ).

- Lineales o ramificadas.

I. CLASES DE FÓRMULAS:

EMPÍRICA: Indica la relación entre el número de átomos de cada elemento en una molécula.

MOLECULAR: indica el número de átomos de cada elemento en una molécula. Es siempre un múltiplo entero de la fórmula empírica.

SEMIDESARROLLADA ó CONDENSADA: se especifican únicamente los enlaces C-C ( −, =, ≡ ).

DESARROLLADA: expresa la totalidad de los enlaces presentes en la molécula, desarrollada en plano.

TRIDIMENSIONAL o ESPACIAL: indica la descripción de todos los enlaces en el espacio.

II. GRUPOS FUNCIONALES:

Un grupo funcional, es un grupo de átomos unidos de forma característica que determina las propiedades de las moléculas.

Todos los compuestos que poseen el mismo grupo funcional pertenecen a la misma familia orgánica, y por tanto posee propiedades químicas parecidas.

III. SERIES HOMÓLOGAS:

Una “ serie homóloga “ es un conjunto de compuestos que teniendo el mismo grupo funcional difieren en el número de grupos metileno (-CH2 -) presentes en la molécula.

FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA DE COMPUESTOS ORGÁNICOS:

NORMAS GENERALES: 1. ELEGIR LA CADENA PRINCIPAL: la que posea el grupo funcional principal.

2. NUMERAR LA CADENA PRINCIPAL. 3. NOMBRAR LA CADENA PRINCIPAL: radicales por orden alfabético ( indicando su posición ) , seguido de la cadena principal con el prefijo correspondiente al nº de C y la terminación correspondiente al grupo funcional.

HIDROCARBUROS: compuestos únicamente por carbono e hidrógeno.

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ALCANOS→ → Poseen todos los enlaces C-C simples y su fórmula general es CnH2n+2. a) LINEALES: se nombran indicando el prefijo del nº de átomos de C –ANO. b) RAMIFICADOS: 1. La cadena principal es la de mayor at. deC. 2. Si hay = nº de C, aquella con mayor nº de radicales.

3. Si hay = nº de radicales , aquella con los radicales en posiciones más bajas.

4. Numeración de la cadena principal. Los C con radicales con nº más bajos.

5. Nombrarlos radicales por orden alfabético(utilizando los prefijos di-, tri-, tetra-...si hay varios radicales iguales) indicando las posiciones y al final la cadena principal con terminación –ANO.

ALQUENOS→ → Poseen 1 o más enlaces C=C dobles y su fórmula general es CnH2n+ (para 1 doble). a) LINEALES: 1. Se numera la cadena dando la posición más baja a los enlace/s.

2. Se nombran indicando el prefijo del nº de átomos de C –ENO si hay más de 1 =, la terminación es –ADIENO, –ATRIENO,... b) RAMIFICADOS: 1. La cadena principal es la que contiene mayor nº de enlaces =.

2. Si hay = nº de C, aquella con mayor nº de radicales.

3. La cadena se numera con los localizadores más bajos a los =enlaces.

4. Se nombran los radicales por orden alfabético seguido de la cadena principal – ENO.

ALQUINOS→ → Poseen 1 o más enlaces C≡C triples y su fórmula general es CnH2n-2 (para 1 triple). a) LINEALES: 1. Se numera la cadena dando la posición más baja a los enlace/s.

2. Se nombran indicando el prefijo del nº de átomos de C –INO si hay más de 1 ≡, la terminación es –ADIINO, –ATRIINO,... b) RAMIFICADOS: cumplen las mismas reglas que los alquenos ramificados.

HIDROCARBUROS CON = Y ≡ ENLACES 1. La cadena principal es la de mayor nº de insaturaciones ( = o ≡ ).

2. Se numera dando los localizadores más bajos a las insaturaciones y si coinciden tienen preferencia los =.

3. Se nombran los radicales por orden alfabético seguido de la cadena principal – ENO + – INO.

HIDROCARBUROS ACÍCLICOS CICLOALCANOS: - Su fórmula general es CnH2n ( sin sustituyentes ).

- Se nombran: CICLO+prefijo del nº de C–ANO. - Si se tienen sustituyentes se numera el ciclo para asignar las posiciones más bajas a los radicales y se nombran por orden alfabético seguido del nombre del ciclo.

CICLOALQUENOS: - Ciclos con 1 o más dobles enlaces.

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- El ciclo se numera (tenga o no radicales) dando loas posiciones más bajas a los C que tengan los dobles enlaces.

- Se nombran los radicales por orden alfabético seguido de CICLO + prefijo del nº de C –ANO , –ADIENO,….

HIDROCARBUROS AROMÁTICOS → Son derivados del Benceno (C6H6)→

R

DERIVADOS MONOSUSTITUIDOS:

Se nombra primero el nombre del radical (R) seguido de la palabra benceno.

DERIVADOS DISUSTITUIDOS:

R

R

R

R R

R Sustituyentes en 1,2 posición ORTO (o) Se nombra: O-nombre de los radicales por orden alfabético+Benceno.

Sustituyentes en 1,3 posición META (m) Se nombra: m-nombre de los radicales por orden alfabético+Benceno.

Sustituyentes en 1,4 posición PARA (p) Se nombra: p-nombre de los radicales por orden alfabético+Benceno.

DERIVADOS TRISUSTITUIDOS: Se numera el benceno de forma que los sustituyentes tengan las posiciones más bajas posiciones y pueden ser tres las posiciones.

R

R R

R Radicales en 1,2,3-

R R

R Radicales en 1,2,4-

R R Radicales en 1,3,5-

BENCENOS CONDENSADOS: Unión de 2 o más bencenos con carbonos comunes.

Naftaleno (C10H8)

Antraceno (C14H10)

Fenantreno (C14H10)

DERIVADOS HALOGENADOS Prof. Ricardo Palomo

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Los halógenos (F, Cl, Br, I) sustituyen átomos de H, y se comportan como radicales (vistos en alcanos), se indica la posición en la cadena principal y se nombran como Flúor, Cloro, Bromo, Yodo seguido del nombre de la cadena principal.

COMPUESTOS OXIGENADOS ALCOHOLES→ → Su fórmula molecular es CnH2n+2O. Se forman por sustitución de –H por −OH (grupo hidroxilo) ó R−OH. Alcohol primario

Alcohol secundario

Alcohol terciario

H Ӏ R−C−OH Ӏ H

R’ Ӏ R−C−OH Ӏ H

R’ Ӏ R−C−OH Ӏ R’’

1. La cadena principal es la cadena más larga que contiene el −OH ( si hay más de uno, la que contenga más −OH).

2. La cadena principal se numera de forma que el grupo alcohol/es tengan la posición más baja posible.

3. Se nombran los sustituyentes por orden alfabético seguido del prefijo del nº de átomos de C−OL, −DIOL, −TRIOL,..(según el nº de −OH).

4. Cuando existe un grupo funcional con preferencia sobre el alcohol, el −OH recibe el nombre de HIDROXI. FENOLES Son los alcoholes del Benceno. Su fórmula general es Ar−OH.

OH

OH OH

Fenol

1,2-bencenodiol o-bencenodiol

ÉTERES Son los compuestos en los un átomo de O va unido a dos radicales de alquilo: R−O−R’ o arilo (aromático): Ar−O−Ar’ ó mixto: Ar−O−R. Su fómula molecular es CnH2nO. Se nombran indicando primero los radicales (por orden alfabético) unidos al O, seguido de la palabra ÉTER. Ejemplos:

CH3−O−CH3 Dimetiléter

CH3−CH2−O−CH3 etilmetiléter

ALDEHÍDOS Y CETONAS Se caracterizan por tener en su molécula el grupo funcional CARBONILO Su fórmula molecular es CnH2nO.

C=O.

O ALDEHÍDOS: El grupo carbonilo se encuentra en un C primario

ó −CHO.

C H

1. La cadena principal es la que tenga el grupo/s aldehído.

2. Se nombran los radicales por orden alfabético seguido del prefijo del nº de átomos de C con la terminación −AL, −DIAL Prof. Ricardo Palomo

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CETONAS: El grupo carbonilo se encuentra en un C secundario

C=O ó −CO−.

1. Se numera la cadena para que el CO tenga la posición más baja.

2. Se nombran los radicales por orden alfabético seguido del prefijo del nº de átomos de C con la terminación −ONA, −DIONA,.. *Los aldehidos tienen preferencia frete a las cetonas, por tanto el grupo funcional principal será el aldehído, y cetona se nombra con –OXO, terminando la cadena principal en −AL.

ÁCIDOS CARBOXÍLICOS DERIVADOS Se caracterizan por tener el grupo CARBOXILO Su fórmula molecular es CnH2nO2 (para un solo grupo ácido).

O C. OH

O R

Se representan por R−COOH ó

C

(este grupo es un C primario).

OH 1. Tienen preferencia sobre e resto de los grupos funcionales, por tanto la cadena principal se elige la que contenga el grupo/s carboxilo/s.

2. Se nombra poniendo la palabra Ácido más nombre del hidrocarburo con igual nº de átomos de C con terminación –OICO. ÉSTERES Su fórmula molecular es CnH2nO2.

Se consideran derivados de los ácidos en los que se ha sustituido el grupo −OH por −OR’ .

Su estructura general es: R−COOH → R−COOR’ ; donde R y R’ son radicales.

1. La cadena principal es la que contiene el grupo éster (−COO−) y se numera desde este grupo siguiendo la cadena carbonada.

2. Se nombra indicando prefijo del nº de átomos de C con la terminación −OATO y a continuación el nombre del radical (R’) unido al grupo éster.

COMPUESTOS NITROGENADOS AMINAS Se consideran derivados del amoníaco (NH3) al sustituir 1 o más H por radicales.

Amina primaria

Amina secundaria

Amina terciaria

R−NH2

R−NH−R’

R−N−R’ Ӏ R’’

La fórmula molecular es CnH2n+3N. Se nombran poniendo en primer lugar los radicales por orden alfabético y la terminación −AMINA. AMIDAS Se consideran derivados de los ácidos al sustituir el grupo −OH por −NH2.

O

Se representan por R−CO−NH2 ó

R

C NH2

1. La cadena principal se numera empezando por el grupo amino R−CONH2.

2. Se nombran cambiando la terminación –OICO del ácido por −AMIDA.

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* Si son amidas con radicales en el −NH2, estos se nombran en primer lugar precedidos por N− para indicar que no son sustituyentes de la cadena principal.

NITRILOS Presentan en su molécula el grupo funcional CIANO −C≡N ó −CN. Se representan mediante R−C≡N ó R−CN. 1. Se nombran añadiendo al prefijo del nº de átomos de C (incluido el del −CN) del hidrocarburo con igual nº de átomos de C la terminación −NITRILO. 2. Otra forma de nombrarlos es como derivados del H−C≡N ó HCN, ÁCIDO CIANHIDRÍCO ó CIANURO DE HIDRÓGENO; poniendo CIANURO de más el nombre del radical al que esta unido.

ISOMERÍA Los isómeros son compuestos que teniendo la misma fórmula molecular, difieren en su estructura o en su configuración en el espacio.

TIPOS DE ISOMERÍA ESTRUCTURAL (plana) De CADENA

De POSICIÓN

ESTEREOISOMERÍA De FUNCIÓN

GEOMÉTRICA

ÓPTICA

ISOMERÍA ESTRUCTURAL Son aquellos isómeros que difieren en el orden en que están enlazados los átomos en la molécula.

ISOMERÍA DE POSICIÓN Los compuestos se diferencian en la distinta colocación de algunos átomos o grupos de átomos en la cadena carbonada.

CH3 Ӏ Ejemplo: Isómeros C5H12 CH3CH2CH2CH2CH3 CH3CH2CHCH3 pentano 2-metilbutano

ISOMERÍA DE CADENA Los compuestos tienen el mismo grupo funcional, pero se diferencian en su posición.

Ejemplo: Isómeros C4H10O

CH3-CHOH-CH2-CH3 2-butanol

ISOMERÍA DE FUNCIÓN Los isómeros se diferencian en el grupo funcional, como: alcoholes-éteres ; aldehídos-cetonas ; ácidoséteres.

Ejemplo: Isómeros C3H6O

CH3-CH2-CH2-CH2OH 1-butanol

CH3-CH2-CHO propanal

CH3-CO-CH3 propanona

ESTEREOISOMERÍA Son aquellos compuestos que teniendo estructuras iguales, difieren en la disposición tridimensional de sus átomos.

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ISOMERÍA GEOMÉTRICA (CIS−TRANS) 1. Se presenta en alquenos ( C=C ).

2. Con los átomos unidos a los C del doble enlace son diferentes.

3. Aparecen cuando hay un átomo o grupo atómico en común en ambos C del doble enlace.

4. Existen dos isómeros: CIS El átomo o grupo atómica en común están al mismo lado del plano.

H Ejemplo: Isómeros C4H8

H

H

C=C CH3

CH3 C=C

CH3

CH3

Cis-2-buteno

TRANS El átomo o grupo atómica en común están en diferente lado del plano

H

Trans-2-buteno

ISOMERÍA ÓPTICA La presentan los compuestos que tienen carbono/s asimétricos (quirales), es decir carbono/s que están unidos a 4 sustituyentes distintos (para ello se utilizan fórmulas desarrolladas).

Tabla de preferencia.

amida

Prefijo (si es sustituyente) carboxi alcoxicarbonil ariloxicarbonil carbamoil

Aldehídos

al

formil

R—CO—R’

Cetonas

ona

oxo

R—CN

Nitrilos

nitrilo

ciano

R—CH2OH

Alcoholes

ol

hidroxi

R—NH2

Aminas

amina

amino, aza

R—O—R’ R=R’ (R=R’—) R≡R’ (R≡R’—)

Éteres

eter, oxi eno (enilo) ino (inilo)

oxa

Fórmula

Función

R—COOH

R—CO—NH2

Ácidos Ésteres (o sales) Amidas

R—CHO

R—COO— R’

R—X R—NO2 R—R’ Prof. Ricardo Palomo

Hidrocarburos no saturados Derivados halogenados Derivados nitrogenados Hidrocarburos

Sufíjo (si es grupo principal) oíco oato

fluoro, cloro, bromo, yodo nitro ano 67

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(R—)

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saturados

(ilo)

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Tema 4: Estequiometría. Balance de materia.

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c.n. => P =1 atm y T = 0 ºC = 273 K c.s. => P = 1 atm y T = 25 ºC = 298 K Libro. Tema 14 pag. 288..311 1. Ejemplos: 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 11, 12.

2. Ejercicios: 9, 10, 11, 12, 13, 14, 15, 16, 17, 18, 19, 20, 21, 22, 23, 24, 25, 26, 27, 28, 29, 30, 31, 32, 33, 34.

3. Problemas: 41, 42, 43, 44, 45, 46, 47, 48, 49, 50.

Problemas de Estequiometría Básicos.

4. En la combustión de una determinada cantidad de propano, C3H8, se obtienen 28,6 g de dióxido de carbono, CO2. Calcula: a. El volumen de oxígeno en condiciones normales. b. La masa de propano que ha reaccionado. c. La cantidad de agua (en mol) obtenida.

5. La reacción entre el sulfuro de hierro (II) y una disolución de ácido clorhídrico produce cloruro de hierro (II) y sulfuro de hidrógeno gaseoso. Calcula el volumen que se forma de este gas cuando reaccionan totalmente 10 mL de disolución de HCI 1 M con exceso de sulfuro de hierro (II). Supón que el proceso tiene lugar en condiciones normales.

6. ¿Cuántos gramos de monóxido de carbono (gas) son necesarios para obtener 700 g de dióxido de carbono (gas)? 2 CO + O2 → 2 CO2 7. El hierro y el azufre reaccionan mediante calentamiento para formar sulfuro de hierro (III). a. Escribe y ajusta la ecuación que representa el proceso. b. Calcula los átomos de hierro que reaccionan con un mol de átomos de azufre. c. ¿A cuántos gramos de hierro equivalen esos átomos?

8. ¿Qué masa de oxígeno se necesita para quemar 30 g de etanol (C2H5OH)? En condiciones normales, ¿qué volumen de dióxido de carbono se desprende?

9. Se tratan 200 g de carbonato de calcio con una disolución 4 M de HCI. Calcula: a. El volumen de disolución necesario para que reaccione todo el carbonato. b. El volumen de CO2 obtenido a 15°C y 750 mmHg. 10. ¿Qué volumen de disolución de ácido sulfúrico 0,1 M se necesita para neutralizar 10 mL de disolución 1 M de NaOH? 11. La combustión completa del etanol genera dióxido de carbono y agua. a. Calcula las moléculas de agua que se producirán cuan do se quemen 15 moléculas de dicho alcohol.

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b. ¿Qué cantidad de etanol reaccionará con 5,1 1024 moléculas de oxígeno.

12. Quemamos 50 g de metano. Determinar: a. El volumen de dióxido de carbono en c.s. que se obtienen. b. La masa de oxígeno que necesitaríamos para dicha combustión. c. El volumen de aire medido en c.s. que necesitaríamos para dicha combustión si sabemos que el aire contiene en volumen un 21 % de oxígeno.

13. Se dispone de 1’2 1023 moléculas de hidrógeno, 6’022 1023 átomos de azufre y 60 g de oxígeno. Si las tres especies químicas reaccionaran para dar ácido sulfúrico, calcula cuántos gramos del mismo se formarían.

14. Se tiene una mezcla de hidróxido de potasio y cloruro de potasio cuya composición se desea conocer. 1’00 g de la mezcla se disuelve en agua hasta obtener 100 cm3 de disolución. Sabiendo que 10’0 cm3 de disolución necesitan 8’0 cm3 de ácido sulfúrico 0’10 M para su neutralización. Calcular el tanto por ciento en masa de la mezcla analizada.

15. Una mezcla de 10 g de CaCO3 (s) y BaCO3 (s) se calienta, obteniéndose 1’58 litros de CO2 (g) en c.n. Calculad el porcentaje de cada carbonato en la mezcla inicial.

Reactivos impuros.

16. Se quema al aire libre 1 kg de mineral cuya riqueza en carbono es del 90 %. Calcula: a. El volumen de dióxido de carbono (CO2) formado en la combustión completa del mineral, en condiciones normales. b. El volumen de aire necesario. Ten en cuenta que el volumen de oxígeno en el aire es del 21 %.

17. Calcula la cantidad de cal viva (óxido de calcio) que puede prepararse mediante la descomposición de 200 kg de caliza con una pureza del 95 % en carbonato de calcio. En la reacción también se obtiene dióxido de carbono.

18. El carbonato de calcio (CaC03) de las rocas calizas se descompone, al ser calentado, en óxido de calcio (CaO) y dióxido de carbono (C02). Calcula: a. La cantidad de CaO que se puede obtener a partir de la descomposición de 1 kg de roca caliza que contiene un 70 % de CaC03. b. El volumen de CO2 obtenido a 17°C y 740 mmHg de presión.

19. Los carbonatos de metales pesados se descomponen por el calor en dióxido de carbono y el óxido del metal correspondiente. Calcula la masa de cal viva (CaO) que se obtiene al calentar 100 kg de piedra caliza que contiene un 80 % de CaC03.

20. Un mineral contiene un 80% de sulfuro de cinc. Calcula la masa de oxígeno necesaria para que reaccionen 445 g de mineral (se forma óxido de cinc y dióxido de azufre).

21. El clorato potásico al calentarlo se descompone en cloruro potásico y oxígeno. a. Si disponemos de una sustancia cuya riqueza en clorato potásico es del 70 %, calcula la masa de cloruro potásico que obtendríamos a partir de 113 g de sustancia.

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b. ¿Qué masa de clorato potásico necesitaríamos para obtener 35 g de oxígeno?

22. Disponemos de 12 g de una sustancia que contiene hidrogenocarbonato de sodio. Determina su riqueza en dicho compuesto si sabemos que se descompone en carbonato sódico, dióxido de carbono y agua, y que hemos obtenido 0’8 litros de dióxido de carbono a 22 ºC y 1 atm.

23. El cloruro de amonio (s) reacciona en caliente con una disolución de hidróxido de calcio y se obtiene amoníaco, cloruro cálcico y agua. Al reaccionar con exceso de hidróxido cálcico una muestra de 3 g de cloruro de amonio comercial impurificado con cloruro potásico, se obtienen 1’27 dm3 de amoníaco (g) medidos a 20 ºC y 105 Pa. Calcula el porcentaje de impurezas que contiene la muestra analizada.

24. El hierro y el cromo que se utilizan en la fabricación del acero cromado pueden obtenerse a partir de la cromita FeCr2O4 haciéndola reaccionar con coke, C, mediante el siguiente proceso: FeCr2O4 (s) + 4 C (s) → Fe (s) + 2 Cr (s) + 4 CO (g) Calculad la masa de cromo que se obtendrá al hacer reaccionar 20 t de cromita, del 80 % de riqueza, con suficiente coke. (1t = 1000 kg)

Reacciones encadenadas.

25. Dadas las siguientes reacciones: NH4NO2 → N2 + 2 H2O N2 + 3 H2 → 2 NH3 a. Determina la masa de amoníaco que obtendríamos a partir de 80 g de Nitrito de amonio.

Reactivo limitante.

26. Se introducen 13,5 g de aluminio en 500 mL de una disolución 1,7 M de ácido sulfúrico. Sabiendo que uno de los productos es hidrógeno gaseoso, calcula: a. La cantidad de ácido sulfúrico que queda sin reaccionar. b. El volumen de gas obtenido a 27°C y 2 atm.

27. Se mezclan dos disoluciones, una de AgN03 y otra de NaCl, cada una de las cuales contiene 20 g de cada sustancia. Calcula la masa de AgCI que se forma.

28. El cinc reacciona con el ácido clorhídrico diluido y se obtiene cloruro de cinc que queda disuelto en el agua e hidrógeno. A un vaso de precipitados que contiene 3’50 g de cinc se le añaden 200 cm3 de un ácido clorhídrico del 25’8 % en masa y densidad 1140 kg/m3. a. Indicar, después de realizar los cálculos necesarios, cuál es el reactivo limitante. b. Calcular el volumen de hidrógeno obtenido en c.s.

29. Un recipiente cerrado de 10 dm3 contiene una mezcla de 2’0 g de metano, 2’0 g de propano y 20 g de oxígeno. Al saltar una chispa eléctrica, los gases reaccionan y se obtiene dióxido de carbono y agua. a. Indicar después de realizar los cálculos necesarios, cuál es el reactivo que está en exceso.

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b. Calcular la masa total de los productos obtenidos y la masa de reactivo que queda sin reaccionar.

30. Algunos tipos de cerillas de madera emplean un sulfuro de fósforo, como material inflamable, para la cabeza de la cerilla. El sulfuro se prepara calentando una mezcla de azufre y fósforo rojo de acuerdo con el siguiente proceso : 4 P (s) + 3 S (s) → P4S3 (s). En un experimento se mezclaron 25 g de fósforo y 15 g de azufre.

Calcula la masa de sulfuro de fósforo que podrá obtenerse.

Rendimiento de una reacción.

31. Se tuestan (al aire) 10 kg de pirita, mineral que contiene un 60 % de disulfuro de hierro (FeS2). Calcula la cantidad de óxido de hierro (III) que se forma, si el rendimiento de la reacción es del 80 %.

FeS2 + O2 → Fe2O3 + SO2 32. El hidrogenocarbonato (bicarbonato) de sodio puede obtenerse mediante la siguiente reacción: amoníaco (g) + dióxido de carbono (g) + agua (/) + cloruro de sodio (aq) → hidrogenocarbonato de sodio (s) + cloruro de amonio (aq). Calcula el volumen de amoníaco, medido a 5 ºC y 2 atm, que se necesitará para preparar 1 kg de hidrogenocarbonato de sodio, suponiendo un rendimiento del 50 %.

33. Calcula la masa de amoníaco que puede obtenerse con 10 L de hidrógeno medidos en condiciones normales y con exceso de nitrógeno, si el rendimiento de la reacción es del 70 %.

34. El clorobenceno, C6H5Cl, es un compuesto orgánico que se emplea para obtener insecticidas, desinfectantes, limpiadores... e incluso aspirina. Sabiendo que se obtiene a partir de la siguiente reacción: C6H6 + CI2 → C6H5CI + HCI, a. calcula la cantidad de benceno (C6H6) necesaria para obtener 1 kg de C6H5Cl, si el rendimiento es del 70 %.

35. La fermentación de la glucosa, para producir etanol (cuya densidad es 870 g/l) tiene lugar mediante el siguiente proceso: C6H12O6 (s) → 2 CH3 – CH2OH (l) + CO2 (g). Suponiendo un rendimiento del 30 %, calculad: a. El volumen de etanol que se formará a partir de 210 g de glucosa. b. La masa de glucosa necesaria para obtener 150 g de etanol.

Ejercicios compuestos.

Rendimiento y limitante 36. Al reaccionar 500 g de nitrato de plomo (II) con 920 g de yoduro de potasio, se obtienen 600 g de yoduro de plomo (II), así como nitrato de potasio. Calcula el rendimiento de la reacción y establece cuál de los reactivos está en exceso.

37. Hacemos reaccionar 200 cm3 de una disolución de ácido sulfúrico de porcentaje en masa del 91’33 % y de densidad 1813 g/l con 392’7 g de hidróxido potásico.

Calculad: a. la masa de sulfato potásico que se formará. b. Si el agua que obtenemos de la reacción es líquida y recordando que su densidad vale 1 kg/l, ¿cuál sería el volumen de agua obtenido?

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c. El rendimiento de la reacción si se forman 500 g de sulfato potásico. d. Con dicho rendimiento, ¿qué volumen de una disolución de hidróxido potásico del 77 % en masa y de densidad 1656 g/l sería necesario para obtener 5 g de sulfato potásico.

38. El ácido acético, se obtiene industrialmente por reacción del metanol con el monóxido de carbono. Calcular el volumen de disolución de ácido acético del 80 % en masa y densidad 1070 kg/m3 que se podrá obtener al hacer reaccionar 20 kg de metanol con 20 kg de monóxido de carbono si el rendimiento de la reacción es del 90 %.

39. En determinadas condiciones de presión y temperatura el xenón reacciona con el flúor obteniéndose tetrafluoruro de xenón. Un recipiente contiene inicialmente 19’2 g de flúor y 26’3 g de xenón. Una vez reaccionan, se obtienen 38’4 g de tetrafluoruro de xenón. Calcular el rendimiento de este proceso.

Limitante e impuro 40. En un matraz dejamos caer 250 cm3 de una disolución de ácido clorhídrico (HCI) 2 M sobre 100 g de mármol que contiene un 60 % de carbonato de calcio (CaCO3)). Las condiciones ambientales son 20°C de temperatura y una presión de 750 mmHg. Calcula: a. La cantidad de cloruro de calcio obtenido. b. El volumen de CO2 que se producirá. c. El volumen de disolución de HCI consumido.

Rendimiento e impuro 41. La magnesita es un mineral constituido fundamentalmente por carbonato de magnesio. Al calentar carbonato de magnesio, se descompone en óxido de magnesio y dióxido de carbono. Calcular la masa de magnesita cuya riqueza en carbonato de magnesio es del 90 % necesaria para obtener 10 g de óxido de magnesio si el rendimiento de la reacción es del 80 %.

42. Se queman 10 kg de pirita, cuya riqueza en disulfuro de hierro, FeS2, es del 60 %.

Dada la siguiente reacción: 4 FeS2 (s) + 11 O2 (g) → 2 Fe2O3 (s) + 8 SO2 (g). η = 80 % Calculad: a. La masa que se obtiene de óxido férrico. b. El número de átomos de oxígeno que se forman.

Rendimiento y encadenadas 43. Determina que masa de pirita, cuya riqueza en FeS2 es del 75 %, es necesaria para la producción de 1 kg de ácido sulfúrico, de acuerdo con el siguiente proceso: 4 FeS2 (s) + 11 O2 (g) → 2 Fe2O3 (s) + 8 SO2 (g); η = 96’5 % 2 SO2 (g) + O2 (g) → 2 SO3 (g); η = 90’1 % SO3 (g) + H2O (l) → H2SO4 (l) ; η = 92 % a. ¿Cuál sería el rendimiento global de todo el proceso?

44. El ácido nítrico, HNO3 (aq), se obtiene industrialmente a partir del amoníaco mediante las transformaciones representadas por la siguiente serie de ecuaciones químicas: Prof. Ricardo Palomo

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4 NH3 (g) + 5 O2 → 4 NO (g) + 6 H2O (g) 2 NO (g) + O2 (g) → 2 NO2 (g) 3 NO2 (g) + H2O (l) → 2 HNO3 (aq) + NO (g) a. Determina la masa de ácido nítrico que podrá obtenerse a partir de 1’5 kg de amoníaco si el rendimiento global de los procesos es del 65 %.

Soluciones: (a los ejercicios de estequiometria) KClO3 → KCl + 3/2 O2 48,13 g de KCl 89,4 g de KClO3 CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O 76’36 litros de CO2 6’25 mol O2 727’26 litros de aire 42’5 g de NH3 2 NaHCO3 → Na2CO3 + CO2 + H2O; 46’3 % 2 NH4Cl + Ca(OH)2 → 2 NH3 + CaCl2 + 2 H2O; 6’7 % de impurezas Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2 El Zn es el limitante 1’31 litros de H2 MgCO3 → MgO + CO2; 29’05 g de magnesita 19’3 litros de gases CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O; C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O El O2 está en exceso 19’3 g de productos; 4’7 g de O2 quedan sin reaccionar.

2 KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2 H2O; 89’76 % de KOH y 10’24 % de KCl CH3OH + CO → CH3 – COOH; CH3OH limitante; 39’43 litros de disolución Al + 3 HCl →AlCl3 + 3/2 H2; Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2; 66 % Al y 34 % Zn H2 + S + 2 O2 → H2SO4; El H2 limitante; 19’62 g de H2SO4 Xe + 2 F2 → XeF4; η = 92,62 % S limitante; 34’5 g de P4S3 1019’5 g de pirita; η = 80 % 2408’82 g de HNO3;

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Tema 5: Termoquímica, cinética y equilibrio. Balance de energía.

Balance de energía

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Libro. Tema 15 pag. 312..333 1. Ejemplos: 1, 2, A. 2. Ejercicios: 5, 6, 7, 9, 10, 11, 22, 23, 24, 25, 26.

3. Problemas: 41, 42, 44, 46, 49, 50.

Libro. Tema 8 pag. 152..173 4. Ejemplos: 6, 7.

5. Ejercicios: 20, 21, 22.

6. Problemas: 53.

Entalpías de formación (kJ/mol) COMPUESTOS ORGÁNICOS

COMPUESTOS INORGÁNICOS

Metano

-74,9

Agua

-241,8

Etano

-84,7

Agua

-285,8

Eteno

+52,3

Fluoruro de hidrógeno

- 268,6

Etino

+ 226,8

Cloruro de hidrógeno

-92,3

Propano

-103,8

Cloruro de sodio

-411,0

Butano

-124,7

Óxido de calcio

-635,1

Benceno

+49,0

Carbonato de calcio

-1 206,9

Etanol

- 277,6

Monóxido de carbono

-110,5

Ácido acético

-487,8

Dióxido de carbono

- 393,5

Monóxido de nitrógeno

+90,4

Amoníaco

-46,2

Dióxido de azufre

-296,1

T rióxido de azufre

- 395,2

Disulfuro de hierro

- 296,4

Trióxido de dihierro

- 822,2

Calores específicos: página 159 Temperaturas de fusión y ebullición: página 163 Ver tema 4: energía térmica.

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Problemas de Entalpía.

7. Calcula la entalpía de la reacción : 2 FeS2 (s) + 11/2 O2 (g) → 4 SO2 (g) + Fe2O3 (s) 8. Cuando se forma 1 mol de óxido de nitrógeno (II), NO (g), a partir de sus elementos gaseosos y en condiciones estándar de presión y temperatura, se dice que ∆H f0 = 90 kJ. Escribe la ecuación termoquímica que lo representa.

9. La entalpía de formación del amoníaco es -46,2 kJ/mol. Calcula el calor de reacción cuando se formen 3 L de dicha sustancia medidos en condiciones normales.

10. Las entalpías de formación del metanol líquido, el dióxido de carbono gaseoso y el agua líquida son, respectivamente, - 239, - 393,5 Y - 285,5 kJ/mol. a) Escribe la reacción de combustión del metano. b) Calcula la variación de entalpía del proceso de combustión. c) Calcula la cantidad de calor que se obtendría al quemar 0,500 g de metano 11. La combustión completa del etanol genera dióxido de carbono y agua. a) Calcula las moléculas de agua que se formarán cuando se quemen 15 moléculas de dicho alcohol. b) ¿Qué cantidad de etanol reaccionará con 5,1 1024 moléculas de oxígeno?

12. Sabiendo que C (s) + 1/2 O2 (g) → CO (g) implica que ∆H f0 = -110,5 kJ, calcula el calor desprendido, a 25°C y 1 atm, cuando se forma 20 g de CO (g).

13. Sabiendo que H2 (g) + Br2 (1) → 2 HBr (g) + 72,8 kJ, calcula la variación de entalpía de formación del HBr. 14. Cuando se quema un mol de etanol (C2H5OH) a 298 K Y presión constante, se libera 1 365 kJ de calor. Escribe la ecuación termoquímica correspondiente y calcula la variación de entalpía.

15. El calor de combustión del ácido acético (ácido etanoico) líquido es de - 874 kJ/mol. Sabiendo que las entalpías de formación estándar del dióxido de carbono gas y del agua líquida son, respectivamente, - 393,3 Y - 285,6 kJ/mol: a) Calcula la entalpía de formación estándar del ácido acético líquido. b) ¿Qué producirá más calor: la combustión de 1 kg de carbono o la de 1 kg de ácido acético?

16. Sabiendo que para la reacción 2 AI2O3 (s) → 4 Al (s) + 3 O2 (g), ∆H 0 = 3339,6 kJ, calcula: a) El calor de formación del trióxido de dialuminio. b) Cuánto valdrá el calor desprendido, a 1 atm y 25°C, al formarse 10 g de trióxido de dialuminio.

17. Escribe las ecuaciones químicas correspondientes a los procesos de formación, a partir de sus elementos, del dióxido de carbono, el agua y el ácido fórmico (ácido metanoico), así como la reacción de combustión del ácido fórmico.

Ahora, determina la entalpía de combustión de este ácido. Datos: ∆H f0 del CO2 Prof. Ricardo Palomo

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= - 393,5 kJ/mol, ∆H f0 del agua (líquida) = - 285,6 kJ/mol, ∆H f0 del ácido fórmico = -415 kJ/mol.

18. Dada la ecuación termoquímica: ½ N2 + ½ O2 → NO ∆H0f =90'2 kJ/mol Calcular la energía mínima necesaria para obtener, según la reacción indicada, 100 dm3 de monóxido de nitrógeno en c.s.

19. Calcula la energía en forma de calor obtenida en la combustión de 1'00 dm3 de etanol de densidad 800 Kg/m3 si el proceso se realiza en c.s. y siendo las entalpías de formación del etanol, del dioxido de carbono y del agua respectivamente: -277'6, -393'5 y –285'5 kJ/mol.

20. Calcula la entalpía de formación del CaC2 sabiendo que: CaC2 + 2 H2O → Ca(OH)2 + C2H2 ∆H0r = - 129 kJ/mol. Y que las entalpías de formación del agua, del hidróxido cálcico y del acetileno (etino C2H2) son respectivamente: -285'5, 986 y 227 kJ/mol.

21. Calcula la masa de agua que se podrá calentar desde 20 ºC a 90 ºC, quemando 100 dm3 de butano en c.s. (∆H0f = - 124'7 kJ/mol) Datos: Ce (hielo) = 2299 J/kgK; Ce (agua) = 4180 J/kgK; Ce (vapor) = 2006 J/kgK; ∆Hfusion (hielo) = 334'4 kJ/kg; ∆Hvaporización (agua) = 2253 kJ/kg = 40'55 kJ/mol 22. Calcula la masa de ciclohexano (C6H12) (∆H0f = - 123 kJ/mol) necesaria para que al quemarla convirtamos 1000 g de hielo a –10 ºC en vapor de agua a 120 ºC. 23. La ecuación termoquímica de combustión del etileno es: CH2=CH2 + 3 O2 2 CO2 + 2 H2O, (∆H0c = - 1409 kJ/mol). Admitiendo un rendimiento térmico del 70%, calcular cuántos Kg de agua a 20 ºC pueden convertirse en vapor de agua a 100 ºC, quemando 1000 litros de etileno en c.n.

24. La masa de ciclohexano que hará falta quemar en c.s. para calentar 100 litros de agua de 10 ºC a 60 ºC suponiendo que el rendimiento térmico es del 80 %.

Equilibrio químico (Le Chatelier) Cociente de reacción: Qc → Obtenido a partir de las concentraciones iniciales.

Constante de equilibrio: Kc → Obtenido a partir de las concentraciones en el equilibrio.

Si Kc > Qc : reactivos → productos, porque debe aumentar Qc y por lo tanto los productos.

Si Kc < Qc : reactivos ← productos, porque debe disminuir Qc y por lo tanto aumentar los reactivos. a A + b B ↔ c C + d D , Kc a Tº Moles iniciales reaccionan Se forman equilibrio

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A

B

C

D

→ Qc

→ Kc

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Libro. Tema 15 pag. 312..333 25. Ejemplos: 4, A, B. 26. Ejercicios: 16, 17, 18, 19, 20, 21, 24, 25, 26, 27, 28, 29, 30.

27. Problemas: 37, 38, 39, 41, 42, 43, 44, 45, 46, 47, 48, 49, 50, 54, 55, 57.

28. Dada la siguiente reacción: CO + H2O ↔ CO2 + H2 , Kc = 0,63 a 985º Moles ini

CO 1

H2O 0’5

CO2 0’1

H2 0’2

a) ¿Está en equilibrio? b) Si no está en equilibrio, ¿en qué sentido transcurre la reacción? c) Calcula los moles de cada especie química en el equilibrio.

Moles ini

CO 0’2

H2O 0’1

CO2 0’3

H2 0’3

a) ¿Está en equilibrio? b) Si no está en equilibrio, ¿en qué sentido transcurre la reacción? c) Calcula los moles de cada especie química en el equilibrio.

Moles ini

CO 1

H2O 1

CO2

H2

a) ¿Está en equilibrio? b) Si no está en equilibrio, ¿en qué sentido transcurre la reacción? c) Calcula los moles de cada especie química en el equilibrio.

Moles ini

CO 1

H2O 1

CO2 1

H2

a) ¿Está en equilibrio? b) Si no está en equilibrio, ¿en qué sentido transcurre la reacción? c) Calcula los moles de cada especie química en el equilibrio.

Moles ini

CO 0’1

H2O 0’1

CO2 0’2

H2 0’2

a) ¿Está en equilibrio? b) Si no está en equilibrio, ¿en qué sentido transcurre la reacción? c) Calcula los moles de cada especie química en el equilibrio.

29. Se introducen en un matraz aforado de 500 mL, 0’011 moles de NOCl. Si dada la siguiente reacción: 2 NOCl ↔ 2 NO + Cl2 Prof. Ricardo Palomo

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Y sabiendo que en el equilibrio tenemos 0’003 moles de NO, calcula la constante de equilibrio.

30. Se tienen en un recipiente 0’062 moles de I2 y 0’042 moles de H2, si en el equilibrio tenemos 0’076 moles de HI, calcula la constante de equilibrio. I2 + H2 ↔ 2 HI 31. Se introduce en un matraz de 2 dm3, 0’0378 moles de NO2. Si en el equilibrio quedan 0’0292 moles de NO2. Calcula la constante de equilibrio. 2 NO2 ↔ 2 NO + O2 32. Se introducen en un recipiente 0’03 moles de I2, o’03 moles de H2 y 0’12 moles de HI. I2 + H2 ↔ 2 HI, Kc = 59 a. ¿Está en equilibrio? b. Si no está en equilibrio, ¿en qué sentido transcurre la reacción? c. Calcula los moles de cada especie química en el equilibrio.

33. Dada la siguiente reacción: N2O4 ↔ 2 NO2, Kc = 1’3 10-2. Si inicialmente tenemos 2 g de N2O4, ¿qué masas quedarán en el equilibrio?

34. Se introduce en un matraz de 2 dm3, 0’08 moles de HCl y 0’04 moles de O2. Si en el equilibrio quedan 0’04 moles de HCl. Calcula la constante de equilibrio. 4 HCl + O2 ↔ 2 H2O + 2 Cl2 35. Dada: SO2 + NO2 ↔ SO3 + NO. Tenemos en un matraz de 2 dm3, en el equilibrio Moles equ

SO2 0’1

NO2 SO3 NO 0’1 0’2 0’2 Si añadimos 0’6 moles de NO2, ¿Cuáles serán concentraciones de cada especie química en el nuevo equilibrio?

36. Dada: SO2 + NO2 ↔ SO3 + NO. Tenemos en un matraz de 2 dm3, en el equilibrio Moles equ

SO2 1’6

NO2 SO3 NO 0’2 1’2 0’8 Si añadimos 0’6 moles de NO2, ¿Cuáles serán concentraciones de cada especie química en el nuevo equilibrio?

37. Dada: 2 NO2 ↔ N2O4 Tenemos en un matraz de 0’6 dm3, en el equilibrio Moles equ

NO2 0’016

N2O4 0’036

¿Qué masa de N2O4 debemos añadir para que en el nuevo equilibrio hayan 0’02 moles de NO2?

38. Dada: PCl5 ↔ PCl3 + Cl2 Tenemos en un matraz de 0’6 dm3, en el equilibrio Moles equ

PCl3 Cl2 0’4 0’2 Si añadimos 0’3 moles de PCl3, ¿Cuáles serán las cantidades de cada especie química en el nuevo equilibrio?

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PCl5 0’8

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Sistema periódico.

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Otras cosas.

Web del colegio: http://www.mavalencia.salesianas.net/ Twitter: @auxiliadoratic

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Calendario.

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