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ACTIVIDADES DE VERANO 2012-13
3º ESO
Tema 1.- Magnitudes y unidades. Método científico.
Deberías responder afirmativamente a las siguientes preguntas. Si la
respuesta es ‘no’ o tienes dudas, repasa el concepto correspondiente.
- ¿Sabes qué es una magnitud?
- ¿Conoces el significado de magnitud fundamental y derivada?
¿Sabes en qué se diferencian?
- ¿Sabes qué es una unidad?
- ¿Sabes qué significa medir?
- ¿Sabes qué es el Sistema Internacional de unidades?
- ¿Sabes cuáles son las magnitudes y unidades (nombre y símbolo)
fundamentales del Sistema Internacional?
- ¿Conoces la clasificación del sistema métrico decimal?
- ¿Sabes la equivalencia entre unidades de capacidad y unidades de
volumen (ambas son la misma magnitud)?
- ¿Sabes en qué consiste el cambio de unidades por el método de
factores de conversión?
- ¿Qué se coloca en el numerador del factor de conversión?
- ¿Qué se coloca en el denominador del factor de conversión?
A.1 Transforma las siguientes unidades:
a) 4 dag a g
b) 5 Gm a m
c) 35 km a cm
d) 3,2 Ts a s
Para convertir unidades, se introduce un factor, denominado factor
de conversión. que relacione las unidades que queremos cambiar,
en el orden numerador/denominador que nos convenga para poder
simplificarlas.
Consulta las equivalencias (múltiplos y submúltiplos en el libro.
Ejemplo: Transforma: 6 kg.m/s2
a g.cm/s2
Tenemos que pasar los kg a g (1 kg = 103 g) y pasar los m a cm (1cm
= 10-2
m, o bien, 1m = 102 cm )
2
5
2-
3
22 s
cmg6.10
m10
1cm.
1kg
g10.
s
m6kg
s
m6kg
Ejemplo: Queremos pasar 3 Mg a g
Como sabemos que al prefijo M le corresponde 106, entonces, 1 Mg =
106 g. Esto quiere decir que el factor de conversión es 1
10
16
g
Mg y/o
también que 11
106
Mg
g. En el caso que nos ocupa, nos interesa utilizar
la 2ª expresión:
gMg
gMg 6
6
10·31
103
Este proceso se repetirá las veces que sea necesario.
Factor que
multiplica a la
unidad
Prefijo Factor que
multiplica a la
unidad
Prefijo
Nombre Símbolo Nombre Símbolo
1018
exa E 10-1
deci d
1015
peta P 10-2
centi c
1012
tera T 10-3
mili m
109 giga G 10
-6 micro
106 mega M 10
-9 nano n
103 kilo K 10
-12 pico p
102 hecto H 10
-15 femto f
101 deca da 10
-18 atto a
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e) 50 hm a m
f) 32 pm a m
g) 6 nN a N
h) 65 µg a g
i) 2,6 pg a mg (pásalo primero a g y luego a mg)
i) 3 µg a cg
k) 2,5 mm a hm
l) 10 Mm a km
A.2 Completa:
1 m = 10 dm = 102 cm = …. Mm
1 m2 = 10
2 dm
2 = 10
4 cm
2 = … mm
2
1 m3 = 10
3 dm
3 = ..... cm
3 = ….. mm
3
A.3 Transforma:
a) 7cm2 a mm
2
b) 2,4 m3 a dm
3
c) 3 dm2 a m
2
d) 0,9 cm3 a mm
3
e) 5 km2 a cm
2
f) 2 mm3 a dm
3
g) 6 hL a cm3
h) 5,7 km/h a m/s
i) 6 kg·m/s2
a g·cm/s2
j) 0,32 g/cm3 a g/l
k) 6·1023
pm/h a m/s
l) 54 l/min a cm3/h
m) 6 dam/min a cm/s
n) 3,5 g/L a kg/m3
ñ) 4 dg/cm3 a g/L
o) 3 L/h a m/s
A.4 Expresa en notación científica las siguientes cantidades:
Cantidad Notación científica
1000000
5400
1300000
0,0016
0,00000145
A.5 Realiza las siguientes operaciones en notación científica:
a) 3,27·108 + 2,46·10
6 =
b) 2,1·103 ·1,5·10
5 =
c) 5,52·1015
- 2,23·1014
=
Para sumar y restar números expresados en notación científica, es
necesario que las potencias de 10 tengan el mismo exponente,
operándose entonces las partes decimales.
Ejem.: (7·1025
)+(4·1024
)=
(7·1025
)+(0’4·1025
)=(7+0’4)·1025
=7’4·1025
Para multiplicar, dividir y elevar a una potencia un número en
notación científica, operaremos por un lado las partes decimales y
por otra, las potencias de 10, aplicando las propiedades
correspondientes a las operaciones con potencias.
Ejem: (2·1035
)·(4·106) = (2·4)·10
35+6 = 8·10
41
(6·1018
):(3·10-5
) = (6:3)·1018-(-5)
= 2·1023
Cuando un número es demasiado grande o excesivamente
pequeño, es más cómodo utilizar la Notación Científica. Ésta
se compone de un producto de dos partes, la primera es un
número decimal con una única cifra entera no nula y la
segunda, una potencia de 10. → N = a’bcd...·10n
Ejem: 3.450.000.000.000 = 3’45·1012
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d) 1,024·108·(- 3,2·10
20)=
e) 1,35·10-11
- 8,42·10-12
=
f) 7,5·10-32
· 3,6·1025
=
g) 2,43·1023
+ 9,28·1022
=
h) 5,4·1017
: 6·1015
=
i) 8,25·1015
-1,3·1016
=
j) 8,1·108 : 2,7·10
12 =
k) 1,25·10-5
: 2,5·1017
=
l) (2,35·108 + 3,16·10
6)·10
3 =
A.6 Expresa las siguientes medidas en el Sistema Internacional de
unidades y en notación científica:
a) 38 nm
b) 3,235 MJ
c) 1298 ps
d) 32,26 μA
e) 28300 hm
f) 3,25 ·104
mg
g) 42,35 · 10-4
TK
h) 28,546·104
pF
A.7 Señala la magnitud estudiada en las siguientes medidas y
exprésala en el S.I.
Magnitud Cantidad Conversión al S.I. Notación científica
5 mm2
3 Ml
28 km3
6 dag
28 cm
0,9 hl
3200 mm/s
A.8 La masa de la Luna es de 7,34·1023
kg y la de la Tierra es de
5,98·1024
kg. ¿A cuántas lunas equivale la masa de la Tierra?
Sol: ≈ 8,1 lunas
A.9 a) Las dimensiones de un terreno son 3 km de largo y 1,5 km
de ancho. Calcula la superficie del terreno y exprésala en m2.
b) Calcula el volumen de una piscina de dimensiones 50 m x 25 m x
6 m y exprésala en litros.
c) Calcula el volumen de un cubo de 0,12 cm de arista y expresa el
resultado en unidades del S.I.
A.10 Dadas las siguientes relaciones entre magnitudes distintas:
1ª) A = 3·B
2ª) C = 2·B2
3ª) D·E = 12
Se pide:
a) Construid las tablas correspondientes
B A B C E D
1 1 1
2 2 2
3 3 3
4 4 4
5 5 6
6 6 8
7 7 10
b) Construid las gráficas correspondientes
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A.11 Se ha medido el volumen y la masa de diferentes piezas
hechas con el mismo tipo de madera. Los datos de ambas variables
se recogen en la tabla siguiente:
volumen, (cm3) 12 20 24 32 50
masa, (gramos) 10 16 19 26 40
a) Representa gráficamente la masa frente al volumen
b) ¿Qué relación
existe entre ambas
magnitudes?
c) Di de que
magnitud se trata y
determina su valor
d) ¿La masa y el
volumen son
magnitudes
derivadas o
fundamentales?
Explica como las
medirías.
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Tema 2. Modelo cinético-molecular de la materia
A.1 Vamos a representar las partículas más pequeñas que forman
la materia por pequeños círculos. Teniendo presente las
características de los sólidos, líquidos y gases, indica que dibujo
puede representar a cada uno de ellos.
A). B). C).
a) Pensando en las propiedades que tienen los sólidos, los líquidos y
los gases, ¿cómo deben ser de fuertes las fuerzas que hay entre las
partículas en los tres estados?
b) Si destapamos una botella que contenga un gas oloroso, al cabo
de un momento podemos olerlo las personas que están a cierta
distancia de la botella. ¿Qué propiedad deberán de tener las
partículas que forman los gases para que ocurra eso?
A.2 Explica las distintas etapas del proceso de vaporización de un
trozo de hielo que se encuentra a –20ºC hasta transformarse en
vapor de agua a 120ºC. Para ello emplea la teoría cinético-
molecular de la materia.
A.3 Explica los siguientes hechos empleando el modelo cinético-
molecular
a) Los sólidos y los líquidos son prácticamente incompresibles, en
cambio los gases pueden comprimirse y expandirse con facilidad.
b) Los líquidos y gases fluyen adaptándose a la forma del
recipiente, pero los sólidos no.
c) Los gases deben conservarse en recipientes cerrados.
d) La densidad de los gases es muy inferior a la de los líquidos y
sólidos.
Los científicos cuando no saben con seguridad una cosa se la
imaginan, hacen un modelo de cómo puede ser aquello que quieren
saber, y después, hacen experimentos para comprobar si lo que
ocurre en realidad puede ser explicado por el modelo que han
imaginado o no.
Resumen del modelo cinético-molecular de la materia
1. La materia está formada por un gran número de partículas, tan
pequeñas que no pueden verse al microscopio llamadas
MOLÉCULAS.
2. Entre molécula y molécula no hay nada, espacio vacío.
3. Las moléculas de todas las sustancias, sean sólidas, líquidas o
gaseosas, están en constante movimiento aumentando la velocidad
según aumenta la temperatura. Cuanto más aumentemos la
temperatura, más se mueven las partículas y es más probable que la
materia pase a estado líquido o incluso gaseoso.
4. Entre las moléculas existen fuerzas de atracción, que son
mayores en los sólidos, menores en los líquidos y casi nulas en los
gases.
Por lo tanto, los distintos estados de agregación de la materia se
representan así:
Estado sólido: las partículas están muy próximas entre sí,
ocupando posiciones fijas y ordenadas alrededor de las que se
mueven por vibración.
Estado líquido: las partículas están a distancias similares a los
sólidos, pero las fuerzas de cohesión son más débiles y esto hace
que las partículas puedan moverse unas sobre otras, por lo que ya no
están ordenadas, pero sin poder independizarse una de otras
Estado gaseoso: las partículas se mueven tanto que vencen las
fuerzas de cohesión y se alejan en todas direcciones.
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e) Cuando mezclamos dos líquidos o dos gases, sus partículas tienden
a dispersarse unas entre otras.
A.4 Trata de explicar los siguientes fenómenos mediante el modelo
cinético-molecular:
a) Un globo con aire parece inflarse al acercarlo a una estufa.
b) La presión de las ruedas de un coche aumenta después de un
recorrido largo, y por eso se recomienda vigilar la presión de los
neumáticos antes de empezar un viaje
c) Cuando cae una gota de tinta en un vaso con agua, aquella se
mezcla en el agua. ¿Si el agua estuviera caliente, la gota se mezclaría
más rápidamente o no en el agua?
d) Si aumentamos la presión sobre un gas podemos licuarlo.
A.5 a) ¿Qué cambios de estado representan las dos figuras siguientes?
b) Indica que figura representa un sólido que está fundiendo; cual un
líquido pasando en gas; y cual un sólido pasando a gas.
c) Hasta ahora hemos hablado de sustancias formadas por moléculas
todas iguales; se trataban de sustancias puras. Las figuras que vienen
a continuación representan mezclas, y verás que están formadas por
más de una clase de moléculas. Indica cuales corresponden a
mezclas de sólidos, de líquidos y de gases.
d) La vaporización se puede dar por evaporación o por ebullición
¿En qué consiste cada una? ¿a qué temperatura tienen lugar?
2. Estados de agregación de la materia. Cambios de
estado
A.6 Completa la siguiente tabla
Sólidos Líquidos Gases
Volumen Constante
Forma
Fluyen Si
Se pueden comprimir Muy poco
Se pueden expandir
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A.7 Indica si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:
a) La materia en cualquier estado tiene masa.
b) La materia en cualquier estado tiene volumen fijo.
c) La materia en cualquier estado tiene forma propia.
d) La materia en cualquier estado ocupa un lugar en el espacio.
A.8 Completa estas frases:
En un sólido las partículas que lo forman están ( ) y si la
estructura es regular tenemos ( )
Los líquidos y los gases carecen de ( ) y adoptan la ( ) del
recipiente que les contiene.
El gas se diferencia del líquido en que ( ) no se puede
comprimir y ( ) si.
Los gases se ( ) hasta ocupar el recipiente que les
contiene.
Los estados de agregación que presenta la materia son ( ),
de ellos el que presenta menor cohesión entre sus partículas es
( ), el que presenta mayor cohesión es ( ), el
( ) presenta un grado de cohesión intermedio respecto a los
otros dos estados.
A.9 Define:
- Fusión
- Solidificación
- Condensación
- Vaporización
- Evaporación
- Ebullición
- Sublimación
- Sublimación regresiva
A.10 Haz un esquema con los nombres que reciben los distintos
cambios de estado.
A.11 Cuando un sistema material cambia de estado, ¿se modifica
su masa? ¿Y su volumen?
A.12 Contestar a las siguientes preguntas teniendo en cuenta las
propiedades características de distintas sustancias puras, dadas en
la tabla siguiente:
Sustancias
puras
Punto de
fusión (ºC)
Punto de
ebullición (ºC)
Densidad
(kg/m3)
Hidrógeno -260 -252 0,0899 Oxígeno -219 -183 1,43 Alcohol etílico -114 78 789
Mercurio -39 359 13600 AGUA 0 100 1000 Oro 1063 2600 19300 Hierro 1535 3000 7850
Cualquier material puede encontrarse en estado sólido, líquido o
gaseoso, en función de las condiciones de presión y temperatura a las
que esté sometido.
Todos los cambios de estado se producen acompañados de
intercambio de energía con el ambiente. La fusión, la vaporización
y la sublimación se producen cuando, a la sustancia que está
cambiando de estado, se le suministra energía. En cambio, durante
la condensación, la solidificación y la sublimación regresiva, la
sustancia pierde energía.
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a) Si comprobamos que una sustancia hierve a 100 ºC, ¿de qué
sustancia se trata?
b) ¿Qué sustancia tiene una densidad de 7850 kg/m3?
d) ¿En qué intervalo de temperaturas es líquido el alcohol etílico? ¿Y
el agua? ¿Y el hierro? ¿Y el oxígeno?
e) Si sabemos que las sustancias de menor densidad, FLOTAN sobre
los de mayor densidad, indicar si se hundirá o flotara el hierro en
mercurio
f) ¿El hierro a 2500 ºC es gaseoso? ¿El mercurio a 300 ºC es líquido?
A.13 La gráfica de la figura
corresponde a la curva de
calentamiento de una
sustancia pura:
a) ¿qué cambios de estado
tienen lugar? Como se llaman
estos cambios de estado
b) ¿cuáles son los puntos de
fusión y ebullición de esta
sustancia?
c. ¿por qué se mantiene
constante la temperatura durante un cambio de estado?
d. Justifica si la siguiente afirmación es verdadera o falsa: “el calor
latente de cambio de estado se invierte en aumentar la temperatura”.
Entre las propiedades características para identificar una
sustancia destacan la densidad, las temperaturas de cambio de estado
y la solubilidad.
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Tema 3. Materia: mezclas y sustancias puras.
A.1 Escribe 5 cosas que sean materia y 3 cosas que no sean materia.
A.2 Clasifica los siguientes sistemas materiales en homogéneos y
heterogéneos. “Agua, granito, azúcar, leche, aire, gasolina, sal, humo, diamante, aceite puro
de oliva, hormigón, vidrio, butano, madera, bronce, sangre, aluminio, café,
acero, arena, agua de mar, oro, paella, lejía”
A.3 a) ¿De qué está formada el agua del mar? b) ¿Y la leche? c) ¿Y el
aire? d) ¿Qué es el acero?
Buscar en la enciclopedia o Internet
A.4 Entre las sustancias siguientes, indica cuales crees que están
formadas por una sola sustancia (SUSTANCIA PURA) y cuales
son MEZCLAS, y por tanto están formadas por más de una
sustancia. “el hierro, el zumo de naranja, la leche, la sal común (cloruro de sodio), la
madera de los árboles, la sangre, el azúcar de la cocina (sacarosa), la
gaseosa, el amoniaco de la limpieza, el cobre de los cables eléctricos, las
baldosas del suelo, el vidrio, el petróleo, el arroz, el agua del grifo, el
alcohol, el bronce, el oro de 24 quilates, el salfuman, el vino”.
A.5 Copia en la libreta y completa los huecos:
SUSTANCIA PURA es materia que está formada
por……………….……clase de sustancia.
MEZCLA es materia que está formada por………………………..
3. Separación de mezclas.
A.6 Busca en enciclopedias o Internet los siguientes métodos físicos
de separación y describe brevemente qué propiedad característica
aprovecha:
Filtración, Decantación, Destilación, Cristalización, Extracción
A.7 ¿Cómo separarías los componentes de las mezclas siguientes?
a) Arena y limaduras de hierro de tamaños parecidos.
b) Virutas de madera y granos de arroz de tamaños parecido.
c) La sal del agua del mar.
d) Azúcar y limaduras de plomo, de tamaños parecidos.
e) Agua y aceite.
Materia es todo aquello que ocupa un volumen y tiene masa. No
es materia por ejemplo el sonido, la amistad, la luz, la velocidad, el
pensamiento, una caricia)
Por su aspecto la materia se clasifica en:
Sistemas heterogéneos: son aquellos que por su aspecto (a simple
vista) podemos diferenciar sus componentes, (partes del sistema en
que presente diferente composición y propiedades).
Sistemas homogéneos: aquellos que presentan la misma
composición y propiedades en todos sus puntos, por ello, no
podemos distinguir sus componentes ni siquiera al microscopio.
Los sistemas heterogéneos es evidente que se tratan de mezclas de
distintas sustancias.
Los sistemas homogéneos pueden estar formados por una o más
sustancias. Si un sistema homogéneo está formado por una única
sustancia se la denomina Sustancia pura, si se trata de
una mezcla de dos o más componentes se denomina Disolución.
Cuando tenemos una mezcla de varias sustancias puras intentamos
aprovechar las diferencias que hay entre las propiedades
características de cada una para separarlas mediante métodos físicos
de separación.
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f) Agua y alcohol.
3. Densidad.
A.8 La densidad del níquel es de 8,9 g/cm3
¿Cuál será la masa de un
bloque de níquel que ocupa 2 cm3
de volumen?
Sol. 17,8 g
A.9 Si 2L de cierto líquido tienen una masa de 1578 g. Calcula su
densidad en g/cm3
y kg/m3
Sol. 0,789 g/cm3
y 789 kg/m3
A.10 Si la densidad del mercurio es 13,6 g/cm3, calcula el volumen de
mercurio necesario para tener un kilogramo de esta sustancia.
Sol. 73,5 cm3
A.11 Queremos calcular la densidad de una piedra. Para ella
llenamos una probeta con 50 cm3
de agua, introducimos la piedra en
ella y vemos que el nivel del agua asciende hasta los 55 cm3. Si
pesamos la piedra en una balanza y esta indica que son 10 g. Calcula
su densidad en g/cm3
y kg/m3
.
Sol. 2 g/cm3
y 2000 kg/m3
3. Disoluciones
A.12 a) Pon ejemplos de disoluciones, indicando el SOLUTO y el
DISOLVENTE, de:
Sólidos en líquidos Líquidos en líquidos Gases en líquidos
b) Los sólidos se pueden disolver en sólidos y esas disoluciones se
llaman ALEACIONES.
¿Cómo puede disolverse un sólido en otro sólido? Nombra alguna
aleación que conozcas.
La densidad es la magnitud física que relaciona la masa y el volumen
de un sistema material.
Densidad = masa /volumen
La densidad se expresa en g/cm3
o kg/m3
Pese a que masa y volumen son propiedades generales, la densidad es
una propiedad característica, puesto que no hay dos sustancias puras
diferentes con la misma densidad.
Una disolución es una mezcla homogénea de dos
o más sustancias, es decir presenta las mismas
propiedades y composición en todos sus puntos,
y sus componentes no pueden distinguirse ni a
simple vista ni con medios ópticos ordinarios
(lupa o microscopio)
A la sustancia que está en mayor proporción se
llama DISOLVENTE, a la que está en menor
proporción SOLUTO. El conjunto de los dos es
la disolución.
Aunque las más habituales son las disoluciones de un sólido en líquido
(azúcar en agua, café soluble...) puede haber de todos los tipos: gas en
gas (aire), líquido en gas (humedad ambiental), sólido en gas (polvo), gas
en líquido (gaseosa), líquido en líquido (gasolina), sólido en sólido
(aleaciones de metal, acero, bronce, latón)
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A.13 Una mezcla de 22 mL de etanol y 22 mL de agua da un volumen
final de 42,6 mL. Justifica este hecho.
3. Formas de expresar la concentración de una disolución
A.14 Vamos a interpretar la etiqueta de un agua mineral: ½ L de
agua mineral natural
Calcio Ca2+
118 mg/L
Magnesio Mg2+
51 mg/L
Potasio K+
2,9 mg/L
Sulfatos SO42-
280 mg/L
Bicarbonatos HCO3- 230 mg/L
a) ¿Cuántos gramos de bicarbonatos hay en la botella?
b) Si una persona bebe 4 botellas de estas en un día, ¿cuánto
magnesio habrá ingerido?
A.15 a) ¿Qué quiere decir que el agua de mar tiene una
concentración del 3% en peso?
b) ¿Qué quiere decir que un vino es de concentración 13% de
alcohol en volumen?
A.16 Un vino tinto tiene una graduación del 12% de alcohol en
volumen. ¿Cuánto alcohol hay en una botella de ¾ de litro? (da el
resultado en cm3)
Sol: 90 cm3
A.17 Tenemos agua del mar de una concentración del 5% en masa
de sal; un vino del 11% en volumen de alcohol, y un agua de beber
con 20 g/L de sales. Contesta:
a) De cada 100 g de agua del mar, ¿cuántos gramos de agua pura
hay?
b) ¿Cuántos litros de vino contienen 22 L de alcohol?
c) Un vaso de ¼ de litro de agua, ¿cuántos gramos de sales
contiene?
A.18 Se mezclan 61 gramos de azúcar en 1464 gramos de agua.
¿Cuál es la concentración de azúcar de la disolución en % en
masa?
Sol: 4% en masa de azúcar
Disolución diluida: cuando la cantidad de soluto disuelto es
pequeña.
Disolución concentrada: aquella que tiene una alta proporción de
soluto disuelto.
Disolución saturada: cuando la disolución no admite más soluto, si
añadimos más soluto se irá al fondo del vaso sin disolverse.
La cantidad máxima de soluto que puede disolverse a una
temperatura en una cantidad de disolvente se llama
SOLUBILIDAD, “S”. La solubilidad se suele medir en gramos de
soluto por cada 100 g de disolvente. La solubilidad depende de la
temperatura: en los gases “s” disminuye si T aumenta (desventarse
un refresco), en cambio en los sólidos “s” aumenta si T aumenta)
Cuando una disolución no está saturada es necesario definir su
concentración, es decir, la proporción en que se encuentran sus
componentes. Hay varias formas de definir la concentración:
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A.19 Queremos preparar 250 gramos de una disolución de sal en
agua del 4% en peso de concentración. ¿Cuántos gramos de sal
necesitaremos y cuánta agua añadiremos?
Sol: 10 g de sal y 240 g de agua.
A.20 Para alimentar a un enfermo, el médico ha dicho que debe
prepararse una disolución de agua y azúcar del 5% en masas. El
acompañante del enfermo pesa 125 gramos de azúcar y le añade 2375
gramos de agua. ¿Crees que ha preparado la disolución pedida por el
médico?
Sol: Si es correcta
A.21 ¿Qué tanto por ciento de cloruro de sodio contienen el agua de
mar si de 1 Kg de agua se obtienen 25 g de aquella sal?
Sol: 2,5% de sal
A.22 Se disuelven 12 g de cloruro de sodio y 13 g de cloruro de
potasio en 250 g de agua destilada. Halla el % en masa de cada soluto
en la disolución obtenida.
Sol: 4,4% de cloruro de sodio y 4,7% de cloruro de potasio
A.23 Calcula la concentración en g/L de una disolución que se ha
preparado disolviendo 25 g de soluto en 100 mL de disolución.
Sol: 250 g/L de soluto
A.24 En un medicamento contra el resfriado leemos la siguiente
composición por cada 5 ml de disolución: “40 mg de trimetropina, 200
mg de sulfametoxazol., 5 mg de sacarina sódica, excipiente: etanol y
otros en c.s.”
a) ¿Qué es el principio activo de un medicamento? ¿Qué es el
excipiente?
b) Calcular la concentración de cada componente en g/l
A.25 Es obligatorio que en las etiquetas del agua mineral aparezca
la concentración de las diferentes sales que tiene disueltas, y que en
ningún caso pueden superar los límites máximos establecidos por
Sanidad.
A partir de la siguiente etiqueta, calcular
la cantidad de cada sal que contendrá
una botella de litro y medio de esa agua
mineral.
A.26 La solubilidad del nitrato de potasio es de 25 g en 100 ml de
agua a 20ºC. Halla la cantidad de nitrato de potasio que hay que
disolver en 40 dl para formar una disolución saturada a esta
temperatura.
A.27 Observa las curvas
de solubilidad de la
gráfica y contesta:
a. ¿A qué sustancia le
afecta menos en su
solubilidad una variación
de temperatura?
b. ¿A qué sustancia le
afecta más en su
solubilidad una variación
de temperatura?
c. ¿Cuál es la solubilidad del sulfato de cobre hidratado a 20º y
40º?
d. ¿Qué ocurrirá si intentamos disolver 40 g de sulfato de cobre
hidratado en 100 g de gua a 20º?
e. ¿A qué temperatura se disolverán los 40 g anteriores?
f. ¿Qué cantidad de sulfato de cobre hidratado se disolverá a 40º en
200 g de agua?
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TEMA 4. El Átomo
A.1 ¿Es infinitamente divisible la materia?.
A.2 En un anillo de oro, ¿cuántos tipos de átomos podemos encontrar
suponiendo que no contiene otro metal? ¿Y si estuviera formado por
una aleación de oro y plata?
4. Naturaleza eléctrica de la materia.
A.3 Pon dos ejemplos de fenómenos cotidianos que puedan
interpretarse fácilmente considerando que la materia está formada
por partículas. Explica brevemente la respuesta.
A.4 ¿Qué número de electrones tiene en exceso un objeto cuya carga
es de -10 C? ¿Cuántos electrones ha perdido dicho objeto si su carga
es de +2 C?
Solución: 10·6,25·1018
e- y 2· 6,25·10
18 e
-.
A.5 Los protones del núcleo están separados entre sí 10-15
m. Calcula
la fuerza electrostática que ejerce un protón sobre el otro.
Solución: 230,4 N
Los avances experimentales y teóricos de los siglos XIX y XX han
permitido conocer mejor la estructura interna de la materia. Ahora
sabemos que toda la materia está formada por un conjunto de
átomos que, a su vez, están constituidos por las llamadas partículas
subatómicas: los electrones, los protones y los neutrones
(principalmente).
Pag. IES “EL PORTILLO” 14
5. Componentes fundamentales del átomo.
A.5 Tratar de explicar con las hipótesis anteriores los siguientes
fenómenos:
a) Que al acercar un cuerpo electrizado a otro neutro aparezcan
atracciones.
b) Que al tocar un cuerpo neutro con otro electrizado aparezcan a
menudo repulsiones.
A.6 Dos cargas puntuales, de 3·10-9
C cada una, se colocan en el
vacío a una distancia de 9 m. Calcula la fuerza que se ejerce entre
ellas.
A.7 Dos cargas puntuales del mismo signo, de 10-6
C y 10-9
C, se
encuentran a 3 cm en el vacío. Calcula el valor de la fuerza con
que interaccionan.
A.8 Dos cargas puntuales de valores q1 = - 5·10-6
C y q2 = 5·10-9
C
interaccionan, de tal manera que la carga 1 atrae a 2 con una
fuerza de 10 mN. Calcula la distancia entre las cargas si están en el
vacío.
A.9 Calcula el valor de la carga eléctrica que colocada en el vacío a
una distancia de 20 cm de otra de 20 μC, es repelida con una
fuerza de 10 N.
5. Componentes del átomo.
Al final del s. XIX los experimentos realizados sobre la conducción de
la electricidad por los gases, dieron como resultado el descubrimiento
de una extraña luz que procedente del polo negativo, o cátodo (de ahí el
nombre de "rayos catódicos"), llenaba los tubos cuando eran sometidos a
voltajes elevados.
Diversos experimentos revelaron que la naturaleza de esa luz. Thomson
demostró en 1897 que estaba formada por pequeñas partículas con
masa y carga negativa que fueron bautizadas con el nombre de
electrones.
Los electrones saltan de los átomos del gas que llena el tubo cuando es
sometido a descargas eléctricas. Los átomos, por tanto, no eran
indivisibles (Dalton). Surge el modelo de Thomson.
Coulomb estudió en detalle las fuerzas de interacción entre partículas
con carga eléctrica, haciendo referencia a cargas puntuales.
1) La fuerza de interacción entre dos cargas q1 y q2 duplica su
magnitud si alguna de las cargas dobla su valor, la triplica si alguna de
las cargas aumenta su valor en un factor de tres, y así sucesivamente.
Concluyó entonces que el valor de la fuerza era proporcional al
producto de las cargas.
2) Si la distancia entre las cargas es r, al duplicarla, la fuerza de
interacción disminuye en un factor de 4; al triplicarla, disminuye en un
factor de 9 y al cuadriplicar r, la fuerza entre cargas disminuye en un
factor de 16. En consecuencia, la fuerza de interacción entre dos
cargas puntuales, es inversamente proporcional al cuadrado de la
distancia.
Por lo anterior el enunciado de la Ley de Coulomb queda: "La magnitud de cada una de las fuerzas eléctricas con que interactúan dos cargas puntuales es directamente proporcional al producto de las cargas e inversamente proporcional al cuadrado de la distancia que las separa" 3) La fuerza electrostática depende del medio en que estén situadas
las cargas eléctricas; por ello, hubo que introducir la constante k,
llamada constante de Coulomb. En el vacío esta constante vale:
k = 9·109 N·m
2 / C
2
Expresión matemática de la ley anterior.
Pag. IES “EL PORTILLO” 15
A.10 Sabiendo que la carga del electrón es de 1,602·10-19
C, ¿cuántos
electrones son necesarios para tener una carga de un 1 C?
Solución: 6,25·1018
e-
A.11 El modelo atómico nuclear distingue dos partes en el átomo:
_________________ y _____________ .
● ___________________ . Es muy pequeño en comparación con el
volumen total del átomo y concentra casi toda su _____________.
Consta de dos tipos de partículas:
- Los ________________, con carga eléctrica _________________.
- Los ________________, eléctricamente ________________.
● ___________________ . Es la zona donde los _________________
se mueven en torno al ____________. Los ________________ tienen
carga eléctrica negativa (la carga eléctrica del ____________ es
igual que la del _______________, pero de signo contrario). Su
masa es unas
______________________________________________. Los átomos
contienen el mismo número de ___________________ en la corteza
que de ___________ en el núcleo; en consecuencia son
____________________________________.
A.12 Observa el dibujo del margen que representa el modelo
atómico del átomo de Carbono-14 y contesta:
a) ¿Cuántas partículas hay en el
núcleo?
b) ¿Cuántos protones tiene?
c) ¿Y cuántos neutrones?
d) ¿Qué tipo de partículas hay en la
corteza? ¿Cuántas hay?
e) ¿Cómo simbolizamos el átomo de
helio representado en el dibujo?
A.13 Completa el siguiente párrafo:
“El número atómico del fósforo es 15 y su número másico 31. El
__________ del _____________ de fósforo tiene _______ protones
y ___________ neutrones. La _____________ del átomo de fósforo
en estado neutro tiene ______ ___________”.
A.14 Si Z es el número atómico de un átomo de un elemento y A
es su número másico, entonces A – Z es su:
a) Número de neutrones.
b) Número de neutrones menos su número de protones.
c) Número de electrones.
E. Rutherford realiza en 1911 un experimento crucial con el que se
trataba de comprobar la validez del modelo atómico de Thomson.
(Ver en el libro el experimento). La interpretación, de los resultados
de la experiencia, dada por Rutherford fue la siguiente:
Si el modelo atómico propuesto por Thomson fuera cierto las
partículas no podrían atravesar el átomo. Por ello propone un nuevo
modelo que explique los resultados obtenidos.
Para que las partículas se desvíen deben encontrar en su
trayectoria una zona (núcleo) en la que se concentre carga de signo
positivo y cuya masa sea comparable o mayor a la de las partículas
α. La zona en la que se concentra la masa y la carga positiva
debería de ser muy pequeña comparada con la totalidad del átomo
y los electrones giran en círculos alrededor del núcleo.
Pag. IES “EL PORTILLO” 16
A.15 Indica el número de protones y de neutrones de los siguientes
elementos:
a) : Número de protones = ____ . Número de neutrones = ____.
b) :
c) :
d) :
e) :
A.16 El núcleo de un átomo consta de 6 protones y 8 neutrones,
entonces:
a) Su número atómico es 8.
b) Su número másico es 8.
c) Su número atómico es 14.
d) Su número másico es 14.
e) Su número de electrones es 14.
Señala la(s) respuesta(s) correcta(s).
A.17 Completa la siguiente tabla:
Símbolo Elemento Z A Nº de
protones
Nº de
neutrones
Nº de
electrones
Si28
14
Mg24
12
K39
19
Si29
14
12 13
6 12
Sodio 23
7 8
A.18 Define y explica los siguientes conceptos: número atómico,
número másico e isótopos de un elemento químico.
Isótopos: Son átomos con el mismo número atómico y distinto
número másico.
Para representar los átomos isótopos, hay que indicar el número
másico (A) propio del isótopo y el número atómico (Z), colocados
como índice y subíndice, respectivamente, a la izquierda del símbolo
del elemento. A
ZX
A continuación se resumen la masa y la carga de las partículas
elementales.
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A.19 El hierro (Z = 26) tiene cuatro isótopos. De ellos, el isótopo de
menor masa tiene 28 neutrones y el de mayor masa tiene 32
neutrones. Escribe el símbolo de cada uno de estos dos isótopos del
hierro y la constitución de sus átomos.
A.20 Define y explica que es un ión y los tipos de iones que hay.
A.21 Un isótopo del magnesio (Z = 12, A = 26) ha perdido dos
electrones de su corteza. Escribe el símbolo del ión correspondiente e
indica la constitución de los átomos de este ión.
A.22 Completa:
Átomo
Z
A
Nº de
protones
Nº de
neutrones
Nº de
electrones
C 6 12
Na 11 12
Cl 19 10
Ca 20 20
P 15 31
S2-
16 32 18
Ar 18 22
Cl- 19 10
Ca2+
20 20
P3-
15 31
Formulación y Nomenclatura
La materia por defecto es eléctricamente neutra. Un cuerpo se
encuentra cargado cuando ha perdido o ganado electrones, de
manera que algunos átomos ya no tienen el mismo número de
electrones que de protones y por tanto se denominan iones. Un átomo
se cargará positivamente si pierde electrones y se cargará
negativamente si gana electrones.
El nombre químico siempre debe indicar la fórmula
correspondiente sin ninguna ambigüedad. Por contra, una fórmula
puede tener distintos nombres según se utilizan las distintas
nomenclaturas: Tradicional, de Stock o la de la IUPAC o sistemática.
- Nomenclatura tradicional. Este es el método más ambiguo y su uso
únicamente se debe a estar establecido por la costumbre.
Se basa en los prefijos PER- e HIPO- y en los sufijos -ICO y -OSO.
Estos afijos indican cuál de los números de oxidación posibles de un
elemento es el que se debe tener en cuenta.
- Nomenclatura de Stock. Se expresa el número de oxidación del
elemento más electropositivo (metal) mediante números romanos entre
paréntesis.
- Nomenclatura Sistemática: Se usan los numerales griegos (mono-,
di-, tri-, tetra-, penta-, hexa-, hepta-, ...) como prefijo del elemento al
que se refieren.
Elementos
En la naturaleza existen más de cien elementos con los que se forma
toda la materia. Cada uno se representa por un símbolo que suele
coincidir con las iniciales del nombre. En algunos casos en los
nombres compuestos se usa una raíz latina distinta a la del nombre del
elemento: Azufre – sulfuro, Plata – argéntico, Hierro – ferroso o cobre –
cúprico.
Mediante números alrededor del símbolo se indican algunas
características del elemento o del ión:
A número másico → parte superior izquierda
Z número atómico → parte inferior izquierda
Q ± número de cargas total → parte superior derecha
N número de átomos → parte inferior derecha
816
O2-
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Compuestos binarios del oxígeno
A.1 Nombrar
1.- Fe2O3
2.- FeO
3.- N2O
4.- SO3
5.- Cr2O3
6.- CaO
7.- P2O5
8.- CO2
9.- CO
10.- MgO2
A.2 Formular
1.- Óxido de nitrógeno (V)
2.- Óxido de azufre (VI)
3.- Óxido de hierro (II)
4.- Óxido de aluminio
5.- Monóxido de carbono
6.- Peróxido de hidrógeno
7.- Óxido de cadmio
8.- Óxido de fósforo (III)
9.- Óxido de plata
10.- Óxido de mercurio (II)
Compuestos binarios del hidrógeno
A.3 Nombrar
1.- H2S
2.- CH4
3.- HCl
4.- NH3
5.- AlH3
6.- PH3
7.- CaH2
8.- LiH
9.- AsH3
10.- FeH2
A.4 Formular
1.- Cloruro de hidrógeno
2.- Trihidruro de fósforo
Óxidos
Óxidos Metálicos (Óxidos Básicos).
Son combinaciones del oxígeno con un metal.
M2OV
Óxidos No Metálicos (Óxidos Ácidos o Anhídridos).
Son combinaciones de oxígeno con un no metal.
NM2OV
Hidruros.
Hidruros Metálicos.
Son compuestos binarios formados por hidrógeno y un metal. Se nombran
con la palabra hidruro.
MHV
Hidruros No Metálicos.
- Hidruros volátiles: Son aquellos compuestos binarios constituidos por
hidrógeno y un no metal. Muchos de ellos tienen nombres especiales: NH3 –
Amoníaco, CH4 – Metano, PH3 – Fosfina.
- Hidrácidos: Son aquellos hidruros no metálicos que forman disolución
ácida en agua. Si están puros se nombran de la forma X-uro de hidrógeno
(cloruro de hidrógeno) y si están disueltos, ácido X-hídrico. (ácido
clorhídrico)
Pag. IES “EL PORTILLO” 19
3.- Ácido clorhídrico 4.- Fosfina
5.- Tetrahidruro de plomo
6.- Bromuro de hidrógeno
7.- Metano 8.- Ácido sulfhídrico
9.- Amoníaco
10.- Hidruro de oro (III)
Compuestos binarios
A.5 Nombrar
1.- P2O5 2.- CuBr2
3.- SO3 4.- Cl2O7 5.- HCl
6.- CaBr2
7.- Al2S3 8.- H2O2 9.- CH4 10.- FeO
A.6 Formular
1.- Dicloruro de pentaoxígeno
2.- Óxido de nitrógeno (I)
3.- Cloruro de calcio
4.- Tetraóxido de dinitrógeno 5.- Amoniaco
6.- Óxido de plata
7.- Hidruro de aluminio
8.-Trióxido de dioro
9.- Borano
10.- Bromuro férrico
Compuestos ternarios (Hidróxidos)
A.7 Nombrar
1.- NaOH
2.- Ca(OH)2
3.- Au(OH)3
4.- Sn(OH)4
5.- Ni(OH)3
6.- Fe(OH)2
7.- Pt(OH)4
8.- Mg(OH)2 9.- AgOH
10.- Al(OH)3
A.8 Formular
1.- Hidróxido de potasio
2.- Hidróxido de platino (II)
3.- Hidróxido de calcio
4.- Trihidróxido de cobalto
5.- Tetrahidróxido de plomo 6.- Hidróxido de plata
7.- Hidróxido de hierro (III) 8.- Hidróxido de cobre (I)
9.- Hidróxido de magnesio
10.- Hidróxido cúprico
Hidróxidos (o bases).
Es la unión de un catión metálico con el grupo OH- o anión hidroxilo
M(OH)V
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Compuestos ternarios (oxoácidos)
A.9 Nombrar
1.- H2CO3
2.- HNO3 3.- HBrO
4.- H2SO4
5.- HClO4
6.- HClO3
7.- HClO
8.- HClO3 9.- H2SO3 10.- HNO2
A.10 Formular
1.- Ácido hipoyodoso
2.- Ácido nítrico 3.- Ácido sulfuroso 4.- Ácido nitroso 5.- Ácido sulfúrico
6.- Ácido nitroso
7.- Ácido carbónico 8.- Ácido clórico 9.- Ácido perclórico
10.- Ácido cloroso
Repaso
1.- SO3
2.- CH4
3.- MgCl2
4.- Sb2O5
5.- PCl5
6.- KCl
7.- H2CO2
8.- Ácido clórico
9.- Trióxido de azufre 10.- Trihidruro de fósforo
11.- Óxido de nitrógeno (V) 12.- Ácido nitroso 13.- Hidróxido de cobre (II)
14.- Peróxido de sodio 15.- Óxido de plomo (II) 16.- Ácido nítrico 17.- Hidróxido de aluminio 18.- Pentafluoruro de yodo 19.- Bromuro de Estroncio 20.- Hidruro de plomo (IV)
Ácidos.
Los ácidos, de forma aproximada, son compuestos que en disolución
acuosa ceden protones, H+.
Todos los ácidos, por tanto, contienen en su fórmula Hidrógeno con
valencia +1. Si no llevan Oxígeno se llaman Hidrácidos y si sí que
llevan Oxígeno se llaman Oxoácidos.
El nombre de estos últimos, en la nomenclatura tradicional, procede
del anhídrido correspondiente al que se le ha añadido alguna o varias
moléculas de agua.
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