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EJERCICIOS TEMA 2

LA MATERIA Y LOS CAMBIOS

QUÍMICOS

Propiedades de la materia

1. ¿Qué es la materia? Cita dos ejemplos de algo que sea materia, y otros dos de algo que no lo sean.

2. Clasifica las siguientes propiedades de la materia según sean generales o características: Temperatura de fusión, volumen, masa, densidad, temperatura de ebullición.

3. En la figura indicada, se introduce una piedra en agua. Si su masa es de 72 g ¿cuál es su densidad? d = 18 g/mL

4. Utiliza los datos que consideres necesarios de la siguiente tabla y contesta a las preguntas:

Sustancia Aire Benceno Sal común Etanol Oro Platino

Densidad (g/cm3) 0,0013 0,88 2,16 0,79 19,3 21,4

a) ¿Qué volumen ocupará un lingote de 1 kg de oro?

b) ¿Qué masa tendrá un bote de 1 L lleno de sal?

c) ¿Qué ocupará más 1 kg de oro o 1 kg de platino?

d) Identifica una sustancia sabiendo que 0,5 L de la sustancia tienen una masa de 440 g.

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Estados de la materia y cambios de estado

5. Completa la siguiente tabla.

PROPIEDADES SÓLIDOS LÍQUIDOS GASES

Volumen y forma

Densidad

Comprensibilidad

Capacidad de fluir

6. Una de las siguientes propiedades no pertenece al mismo estado de agregación que las otras. ¿Cuál es? ¿De qué estado de agregación se trata?

a) Ocupan todo el volumen del recipiente que los contiene.

b) No tienen forma fija.

c) Son poco compresibles.

d) Se difunden o fluyen por sí mismos.

7. Explica, usando la teoría cinético-molecular, las propiedades de los gases.

8. Completa el esquema con los cambios de estado que se producen:

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9. En la siguiente tabla tenemos los puntos de fusión y ebullición de distintas sustancias.

SUSTANCIA PUNTO DE FUSIÓN (0C) PUNTO DE EBULLICIÓN (0C) Agua 0 100

Alcohol -117 78

Hierro 1539 2750

Mercurio -39 357

a) A temperatura ambiente, ¿en qué estado se encontrará cada sustancia?

b) ¿Y si estuviéramos a 120 ºC?

10. Teniendo en cuenta la información de la siguiente tabla, indica en qué estado se encontrarán cada una de las sustancias a –100 ºC, 0ºC y 100ºC.

Cobre Etanol Metanol Helio

Tf (ºC) 1083 –117,3 –93,9 –272

Tv (ºC) 2567 78,5 65,2 –260

11. Para identificar una determinada sustancia sólida se decide analizar cómo se comporta al calentarla. Se va calentando y se toman medidas de la temperatura cada 2 minutos. Se observa que a cierta temperatura la sustancia se funde y posteriormente se vaporiza. La siguiente tabla muestra las medidas que se han realizado:

Temperatura (ºC) 30 50 50 50 100 150 200 200 200 245

Tiempo (min) 0 2 4 6 8 10 12 14 16 18

a) Representa la temperatura frente al tiempo en minutos.

b) ¿Cuál es la temperatura de fusión y de ebullición de esa sustancia?

c) ¿Qué significan los tramos horizontales?

Leyes de los gases

12. Tenemos un gas encerrado en un émbolo. Inicialmente el recipiente tiene un volumen de 0,3 L y el manómetro indica que el gas está a 2 atm de presión. Si ampliamos el volumen, moviendo el émbolo hasta los 2 L, manteniendo la temperatura constante, ¿qué presión presentará el gas? p = 0,3 atm

13. En un bote de 2 L de capacidad tenemos encerrado un gas. Inicialmente está a 25 ºC y la presión que se lee en el manómetro es de 2,5 atm. ¿Cuánto tendremos que calentar el gas para que la presión alcance un valor de 6 atm? T = 715,56 K

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14. Tenemos un émbolo con un gas en su interior. A temperatura ambiente (20 ºC), el gas ocupa 500 mL. Sabemos que el recipiente puede ir ampliando su volumen a presión constante hasta alcanzar un volumen de 4 L, pero ese es su límite. ¿Cuál es la temperatura máxima a la que podremos calentar el gas sin que lleguemos al límite de capacidad del recipiente? T = 2345,20 K

15. Un científico está estudiando el comportamiento de un gas. Para ello toma una serie de medidas de presión y volumen del gas manteniendo constante la temperatura. Los datos que obtiene son los que aparecen en la siguiente tabla:

Presión (mm Hg) Volumen (L)

300 20

400 15

500 12

600 10

a) Añade una nueva columna a la tabla calculando el producto entre la presión y el volumen. ¿Qué observas?

b) Representa la presión frente al volumen. ¿Qué forma tiene la gráfica? ¿Qué relación hay entre la presión y el volumen?

c) Escribe cómo se llama la ley que relaciona las dos magnitudes.

d) Calcula el volumen que ocupará dicho gas si la presión aumenta hasta los 1000 mm de Hg.

V = 6 L

e) ¿Qué relación guardan entre sí las variables teniendo en cuenta la gráfica?

16. Completa la siguiente tabla para procesos isotermos, utilizando la ley adecuada y representa gráficamente el volumen frente a la presión.

Presión (atm) Volumen (L)

0,25 80

50

1

10

17. En un recipiente de 15 L se ha colocado un gas a 50 ºC que ejerce una presión a 2 atm. Determina cuál será el volumen del recipiente si lo calentamos hasta 100ºC y dejamos que la presión llegue a 3 atm. V = 11,5 L

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El átomo y sus partículas subatómicas

18. Completa la siguiente tabla suponiendo que los átomos son neutros.

Especie química

Z A N.º de

protones N.º de

electrones N.º de

neutrones

58

28Ni

11 5

39 20

19 41

15 16

19. Completa la siguiente tabla.

Especie química

Z A N.º de

protones N.º de

electrones N.º de

neutrones

56 54 82

80

35Br

27 10 14

39 18 18

15 18 16

20. Toda la materia que puedes ver y tocar está constituida por entidades elementales llamadas átomos, formados por protones, neutrones y electrones. Indica las partículas que corresponden a cada propiedad.

a) Son las responsables de los fenómenos eléctricos.

b) No tienen carga positiva ni negativa.

c) Forman casi toda la masa del átomo.

d) Se utilizan para identificar los elementos químicos y ordenarlos en el sistema periódico.

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Masas atómicas

21. Calcula la masa molecular de las siguientes moléculas utilizando las masas atómicas que aparecen en la tabla periódica.

a) H2O

b) H2SO4

c) NaNO3

d) CH3-CH2-CH2-CH3

22. Observa los tres isótopos del átomo de hidrógeno y responde a estas preguntas:

a) ¿Qué analogías y diferencias tienen los núcleos y las cortezas de los isótopos de un mismo elemento y cómo influyen en el comportamiento químico de los distintos isótopos?

b) ¿Por qué no aparece en la tabla periódica el deuterio, tan importante entre otras cosas por su óxido, que es el agua pesada?

23. El uranio natural está formado en un 99,3 % por 238

92U y en un 0,7 % por 235

92U. La masa atómica de un elemento se calcula hallando la media ponderada de las masas de sus isótopos. Así, la masa atómica del uranio natural se determina con la ecuación: (99,3 ∙ 238 u + 0,7 ∙ 235 u)/100 = 237,98 u.

a) Conociendo que existen dos isótopos de plata,107

47 Ag y109

47 Ag, y que sus abundancias relativas son del 51,8 % y del 48,2 %, respectivamente, calcula la masa atómica de la plata natural. 107,96 u

b) El isótopo de cloro con abundancia relativa del 75,5 % tiene por número másico 35. ¿Cuáles son la proporción y el número másico del otro isótopo si la masa atómica del cloro natural es 35,49 u? 24,5 % ; 37,0 u

24. El magnesio tiene 3 isótopos y sus abundancias relativas son:

24Mg 25Mg 26Mg

77,4% 11,5% 11,1% Calcula la masa atómica relativa del magnesio. 24,3 u

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Configuraciones electrónicas

25. Indica cuántos electrones caben como máximo dentro de los siguientes subniveles.

a) 2p b) 1s c) 3d d) 4f

26. Escribe el símbolo, el número atómico y la configuración electrónica de los siguientes elementos:

a) Berilio

b) Magnesio

c) Calcio

d) Estroncio

e) Bario

f) Radio

27. Determina la configuración electrónica de los siguientes iones:

a) Li+ d) Al3+

b) N3- e) Cl-

c) O2- f) Ca2+

28. Indica si es verdadero o falso el siguiente enunciado: “El subnivel 3p tiene más energía que el 3s y por eso se llena antes”.

29. Dada la configuración electrónica de los siguientes átomos, determina su número de protones, electrones y su número atómico ( Z ).

a) N: [He] 2s2 2p3

b) F: [He] 2s2 2p5

a) Al: [Ne] 3s2 3p1

b) Ca: [Ar] 4s2

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Sistema periódico y agrupaciones de átomos

30. En líneas generales, ¿en qué zona de la tabla periódica se encuentran los elementos metálicos, y dónde los no metálicos?

31. Relaciona los siguientes elementos con sus símbolos e identifícalos como metales o no metales:

Oro Ag

Carbono Br

Hierro Na

Sodio Au

Fósforo Fe

Azufre C

Plata P

Potasio U

Cloro K

Bromo S

Oxígeno Ca

Calcio Cl

Uranio O

32. Identifica las siguientes características con los elementos metálicos y no metálicos.

a) Son malos conductores del calor y de la electricidad.

b) Casi todos son sólidos a temperatura ambiente.

c) Están situados en la región izquierda y en el centro del sistema periódico.

d) A temperatura ambiente, pueden ser gaseosos, líquidos y sólidos.

e) Son maleables (forman láminas con facilidad) y dúctiles (forman hilos).

33. Investiga y cita los elementos que se piden a continuación, indicando nombre y símbolo:

a) Un metal que, en condiciones normales, se encuentra en estado líquido.

b) Un no metal que se utilice como combustible.

c) Un metal que se utilice en las baterías recargables.

d) Un no metal (gas noble) que se utilice para fabricar anuncios luminosos.

e) Un no metal (gaseoso) imprescindible para los seres vivos.

f) Un metal fundamental para la formación de los huesos.

g) Un metal precioso de color amarillo.

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34. Razona si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas.

a) El sistema periódico de los elementos no es una tabla cuadrada porque aún se están descubriendo elementos.

b) Los elementos del sistema periódico están ordenados por su número atómico y no por su masa atómica como propuso D. Mendeleiev.

c) Las propiedades químicas de todos los elementos del mismo periodo son similares.

d) Los elementos de un mismo grupo tienen el mismo número de electrones de valencia.

e) Los semimetales están situados a la derecha del sistema periódico y se caracterizan por ser inertes.

f) El hidrógeno es un elemento que no posee las propiedades características de ningún grupo de elementos.

g) Los metales son los elementos que se encuentran al lado izquierdo del sistema periódico.

35. El grupo 2 del sistema periódico está formado por unos metales denominados alcalinotérreos. Establece la configuración electrónica del Mg y del Ca e indica qué tienen en común.

36. Identifica grupo y periodo:

a) 1s2 2s2 2p3

b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3

37. ¿Qué es un enlace? ¿Cuál es la razón de que los átomos se unan mediante enlaces en lugar de permanecer aislados?

38. Nombra dos elementos similares a cada uno de los siguientes:

a) Sodio d) Azufre

b) Calcio e) Bromo

c) Aluminio f) Neon

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39. Cita el ion que tenderá a formar cada uno de los siguientes elementos:

a) Sodio d) Azufre

b) Calcio e) Bromo

c) Aluminio f) Neon

40. ¿Qué tienen en común las estructuras electrónicas de 9F–, 10Ne, 11Na+? Extrae una

conclusión.

Masa molecular y mol

41. Calcula la masa molecular de las siguientes moléculas utilizando las masas atómicas que aparecen en la tabla periódica.

a) H2O

b) H2SO4

c) NaNO3

d) CH3-CH2-CH2-CH3

42. Tenemos un recipente que contiene oxígeno y otro que contiene nitrógeno. Si en ambos hay los mismo moles, razona la veracidad o la falsedad de las siguientes proposiciones:

a) Ambos recipientes pesarán lo mismo

b) Ambos recipientes contendrán igual número de átomos

c) Ambos recipientes contendrán igual número de moléculas.

43. Razona si son verdaderas o falsas las afirmaciones:

a) En un mol de agua hay el mismo número de moléculas que en un mol de amoniaco.

b) En un mol de agua hay el mismo número de átomos de oxígeno que de hidrógeno.

44. Contesta a las siguientes cuestiones:

a) ¿Se puede considerar al mol como una unidad de masa?

b) Determina cuántas moléculas existen en 1 litro de agua. 3,34 1025 moléculas de agua.

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45. Una de las causas de la obesidad es el excesivo consumo de productos con muchas calorías y pocos nutrientes, como las bebidas azucaradas. Para seguir una dieta saludable se recomienda reemplazar este tipo de bebidas por su versión light o por zumos naturales. Cuando bebes una lata de una bebida de cola, que contiene 35 g de azúcar (sacarosa: C12H22O11), indica lo que tomas expresado como:

0,10 moles ; 6,0022 · 1022 moléculas

46. ¿Cuál de las siguientes cantidades contiene más moles?

a) 20 g de helio b) 3·1024 átomos de helio c) 4,8 moles de helio

Masa atómica: He = 4

47. El hidróxido de aluminio, Al(OH)3, se emplea como antiácido estomacal. Si tomas un sobre que contiene 39 g de compuesto, determina los moles y las moléculas de este contenidas en esa cantidad. 0,5 moles de Al(OH)3 ; 3,01 · 1023 moléculas de Al(OH)3

48. ¿A cuántos gramos equivalen 1,81 · 1024 moléculas de dióxido de carbono, CO2? 132 g

Reacciones químicas

49. ¿Qué es una reaccion química? ¿A qué sustancias se denominan reactivos y a cuáles productos? En una reaccion química, ¿el número de reactivos ha de ser igual al de productos?

La conservación de la masa en las reacciones químicas.

50. Indica si son o no ciertas las siguientes afirmaciones. Razona tu respuesta:

a) La masa total de las sustancias que intervienen en una transformación química permanece constante.

b) Siempre que dos compuestos se combinan para originar un compuesto determinado, lo hacen en una relación de masa constante.

51. Al calentar fuertemente una lámina de cobre en presencia de aire, esta se ennegrece. ¿Crees que variará la masa de la lámina después de calentarla? Justifica tu respuesta.

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Ajuste de ecuaciones.

52. El butano, C4H10, es un gas de uso doméstico (para cocinar y en calefaccion). Su combustión produce dióxido de carbono y vapor de agua. Escribe la ecuacion ajustada de su reacción de combustión.

53. Ajusta las ecuaciones químicas e indica cuáles son los reactivos y los productos de cada una:

a) CO + O2 CO2

b) Cl2O5 + H2O HClO3

c) Na2O + H2O NaOH

54. Ajusta las siguientes ecuaciones químicas:

a) MgCO3 + HCl MgCl2 + CO2 + H2O

b) HCl + MnO2 Cl2 + MnCl2 + H2O

55. Dada la siguiente reacción química: Ca + O2 CaO

a) Ajusta la ecuación.

b) ¿Cuántos moles de calcio corresponden a 10 g de calcio? 0,25 moles de Ca

56. En la reacción química siguiente, podemos observar que si partimos de 10 moles de Fe2S3, se formarán 30 moles de SO2.

¿Cuántos moles se necesitarán de O2, y cuántos se formarán de Fe2O3?

2 Fe2S3 (s) + 9 O2 (g) 2 Fe2O3 (s) + 6 SO2 (g)

10 moles 30 moles

57. Se hacen reaccionar 20 g de hidróxido de sodio con cloruro de hidrógeno para dar cloruro de sodio y agua.

a) Escribe la ecuación química ajustada correspondiente al proceso anterior.

¿Qué masa de cloruro de hidrógeno se necesita para que reaccionen los 20 g de hidróxido de sodio? 18,25 g de HCl

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58. El agua oxigenada se descompone según la siguiente reacción: H2O2 (l) H2O (l) + O2 (g)

Ajusta la ecuación química y calcula los gramos de oxígeno que se obtienen a partir de 85 g de agua oxigenada. 40 g de O2

59. Disponemos de 24 g de calcio, que es un metal que al reaccionar con agua produce el

hidróxido del metal e hidrogeno gaseoso. Ca (s) + H2O (l) Ca(OH)2 (ac) + H2 (g)

a) Calcula los gramos de hidróxido de calcio que se obtienen. 44,4 g de Ca(OH)2

b) Calcula las moléculas de hidrogeno que se obtienen. 3,6132 · 1022 moléculas de H2

c) Calcula el volumen de agua necesario para que reaccione todo el calcio. 21,6 mL de H2O

Velocidad de las reacciones químicas.

60. Explica de qué factores depende la velocidad con la que se realiza una reacción química.

61. Indica cómo variará la velocidad de la reacción: Mg (s) + HCl (aq) MgCl2 (aq) + H2 (g)

a) Si aumenta la concentración de magnesio.

b) Si el magnesio se divide en finos trozos.

c) Si aumenta la temperatura.

62. Una manzana pelada cambia de color en unas horas. Sin embargo, un trozo de sodio lo hace en segundos. Interpreta estos hechos y califica estas reacciones de rápidas o lentas.