guia de trabajos practicos de gabinete

UNIVERSIDAD DE MENDOZA – Facultad de Ingeniería – BI IC IE II – Química General – Lic. Prof. Andino, Armando Héctor – Trabajos Prácticos

UNIVERSIDAD DE MENDOZA – FACULTAD DE INGENIERÍA

ASIGNATURA: Química General

GUIA DE TRABAJOS PRÁCTICOS DE GABINETE

CARRERAS: BI – I I – IE - IC

CURSO: 1er. AÑO

AREA: Ciencias Básicas

CODIGO: 0002

AÑO LECTIVO 2011

Profesor Titular: Lic.Prof.: Andino, Armando Héctor

UM - QUIMICA GENERAL Página 1


TRABAJO PRÁCTICO DE GABINETE Nº 1

SISTEMAS MATERIALES - ESTRUCTURA ATÓMICA.El análisis, la interpretación y representación de diferentes sistemas materiales y de la estructura atómica, son la base para comprender la interacciones entre átomos y moléculas que explican la estructura de la materia.Objetivos: Que el alumno logre:

Reconocer y aplicar conceptos de masa y número de moles. Determinar estructuras de los átomos en base al sistema periódico y los datos extraídos del

mismo. EJERCITACIÓN: 1) ¿Los átomos del mismo elemento con diferentes números de masa se llaman?

a. Nucleonesb. Neutronesc. Alótroposd. Familias químicase. Isótopos

2) ¿Cuántos neutrones tiene un átomo Plomo cuyo número de masa es 208 u.m.a?

a. 82b. 126c. 208d. 290e. 311

3) ¿Cuántos protones (p), neutrones (n) y electrones (e) tiene un átomo del isótopo 31 de S?

a. 15p, 16 n, 15eb. 16p, 15n, 16ec. 16p, 31n, 16ed. 32p, 31n, 32ee. 16p, 16n, 15e

4) ¿Cuántos protones, neutrones y electrones hay en un átomo del elemento Bromo cuyo símbolo isotópico es 81 Br? 35

a. 81p, 35n, 81eb. 35p, 81n, 35ec. 46p, 81n, 81ed. 35p, 46n, 35ee. 35p, 46n, 81e

5) Existen dos isótopos estables del Boro cuyas masas atómicas son de 10,013 uma y 11,009 uma.La masa atómica del Boro es 10,81 uma. ¿Cuál isótopo es más abundante?

a. No tengo suficientes datosb. Ningunoc. El más liviano (B-10)d. El más pesado (B-11)e. Son igualmente abundantes



6) El elemento hipotético Studentium (Sd) tiene dos isótopos: Sd-88, con una abundancia de 66,7 % y masa atómicade 88,1 uma; y el Sd-91, con una abundancia del 33,3 % y masa atómica 91,1 uma.¿Cuál es la masa atómica promedio del Sd?

a. 90,1 umab. 89,1 umac. 91,1 umad. 88,1 umae. 89,6 uma

7) ¿Cuál es la masa promedio, en gramos, de un átomo de Hierro?

a. 6,02 x 1023 gb. 1,66 x 10-24 gc. 9,28 x 10-23 gd. 55,85 ge. 55,85 x 10-23 g

8) ¿Cuál es la masa, en gramos, de un átomo de Arsénico?

a. 5,48 x 10-23 gb. 33,0 gc. 74,9 gd. 1,24 x 10-22 ge. 8,04 x 1021 g

9) 0.274 moles de una substancia pesan 62,5 g. ¿Cuál es la masa molar de la sustancia expresada en g/mol?

a. 2,28 x 102 g/molb. 1,71 x 101 g/molc. 4,38 x 10-3 g/mold. 2,17 x 102 g/mole. Ninguna de las anteriores

10) ¿Cuántos moles de NH3 (Amoníaco) hay en 77,3 g de NH3?

a. 0,220 molb. 4,55 molc. 14,0 mold. 1,31 x 103 mole. Ninguna de las anteriores

11) Determine el número de moles de Aluminio que hay en 96,7 g de Al.

a. 0,279 molb. 3,58 molc. 7,43 mold. 4,21 mole. 6,02 x 1023 mol



12) ¿Cuál de los siguientes contiene el mayor número de átomos?

a. 100 g de Pbb. 2,0 mol de Arc. 0,1 mol de Fed. 5 g de Hee. 20 millones de moléculas de O2

13) ¿Cuántos átomos de Hierro hay en 500 g de Fe?

a. 0,052 átomosb. 19,2 átomosc. 5,39 x 1024 átomosd. 1,15 x 1025 átomose. 500 átomos

14) ¿Cuántos gramos de Sodio contienen 10 g de Sulfato de Sodio, Na2 SO4?

a. 0,16 gb. 0,32 gc. 3,2 gd. 1,6 ge. 142 g

15) ¿Cuál es la masa de 3,00 moles de Etanol, C2H6O?

a. 4,99 x 10-24 gb. 138 gc. 6,52 x 10 gd. 50 ge. 1,81 x 1024 g




MECÁNICA CUÁNTICA - CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICALa interpretación de los números cuánticos y su relación con la ubicación de los electrones en niveles y subniveles de energía contribuirá a una correcta representación de las configuraciones electrónicas y de las estructuras de Lewis.Objetivo: Que el alumno logre:

Reconocer y analizar los valores posibles de los números cuánticos. Interpretar y representar el modelo atómico cuántico.

EJERCITACIÓN1) ¿Cuál de las siguientes series de números cuánticos es inaceptable?

n l m s

a. 4 3 -2 1/2

b. 3 0 1 -1/2

c. 3 0 0 1/2

d. 2 1 1 -1/2

e. 2 0 0 1/2

2) Una posible serie de números cuánticos para el último electrón adicionado para completar el átomo de Galio, Ga,En su estado fundamental, es:

n l m s

a. 4 0 0 -1/2

b. 3 1 0 -1/2

c. 4 1 0 1/2

d. 3 1 1 1/2

e. 4 2 1 1/2

3) Una posible serie de números cuánticos para el último electrón adicionado para completar el átomo de Germanio, Ge, en su estado fundamental, es:

n l m s

a. 4 0 0 -1/2

b. 3 0 1 -1/2



c. 4 1 -1 -1/2

d. 3 1 1 -1/2

e. 4 2 2 -1/2

4) El número de orbitales del subnivel d es:

a. 1b. 2c. 3d. 5e. 7

5) El diagrama de orbital para el estado fundamental del átomo de Nitrógeno es:

1s 2s 2p

a.

b.

c.

d.

6) El diagrama de orbital para el estado fundamental del átomo de Oxígeno es:

1s 2s 2p

a.

b.

c.

d.

e.

7) ¿Cuántos electrones desapareados tiene el átomo de Azufre?

a. 0b. 1c. 2d. 3e. 4

8) ¿A qué elemento pertenece la siguiente configuración electrónica? 1s2 2s2 2p6 3s2



a. Nab. Mgc. Ald. Sie. En

9) ¿A qué elemento pertenece la siguiente configuración electrónica? [Kr] 5s2 4d10 5p3

a. Snb. Sbc. Pbd. Bie. Te

10) La configuración electrónica del Cobalto (Co) es su estado fundamental es:

a. [Ar] 4s2 3d7

b. 1s2 2s2 2p6 3s2 3d9

c. [Ne] 3s2 3d7

d. [Ar] 4s1 3d5

e. [Ar] 4s2 4d7

11) ¿Cuál de las siguientes es la configuración del Ca en su estado fundamental?

a. [Ne] 3s2

b. [Ne] 3s2 3p6

c. [Ar] 4s1 3d1

d. [Ar] 4s2

e. [Ar] 3d2

12) ¿Cuántos electrones hay en el segundo nivel energético (n=2) del átomo de Fósforo?

a. 3b. 5c. 6d. 8e. 10

13) El átomo de Manganeso tiene ____electrones desapareados y es____ .

a. 0, diamagnéticob. 2, diamagnéticoc. 3, paramagnéticod. 5, paramagnéticoe. 7, paramagnético

14) El átomo de Hierro tiene ____electrones desapareados y es____ .



a. 0, diamagnéticob. 6, diamagnéticoc. 3, paramagnéticod. 5, paramagnéticoe. 4, diamagnético

15) Los elementos metálicos de transición tienen átomos o iones con los ____ parcialmente llenos:

a. Orbitales sb. Orbitales pc. Orbitales dd. Orbitales fe. Orbitales g


TABLA PERIÓDICA - PROPIEDADES

La correcta interpretación del sistema periódico permitirán reconocer las propiedades químicas de los elementos.

Objetivo: Que el alumno logre: Relacionar la configuración electrónica con las propiedades atómicas y el sistema periódico de los

elementos.

EJERCITACIÓN

1) Durante 19 siglos los químicos ordenaron los elementos de la tabla periódica según el incremento de:

a. Número atómicob. Número de electronesc. Masa atómicad. Número de neutronese. Energía de enlace nuclear

2) ¿Cuál de los siguientes es un elemento de transición?

a. Srb. Pbc. Asd. Fee. H



3) La configuración electrónica general para los elementos del grupo VA es:

a. ns2 np6

b. ns2 np5

c. ns2 np4

d. ns2 np3

e. ns2 np1

4) ¿Cuál de las siguientes es la configuración electrónica general exterior de los elementosAlcalinos térreos?

a. ns1

b. ns2

c. ns2 np4

d. ns2 np5

e. ns2 np6 ( n-1 )d6

5) La configuración electrónica general para los átomos de los elementos halógenos es:

a. ns2 np6

b. ns2 np5

c. ns2 np6 ( n-1 )d7

d. ns1

e. ns2 n

6) ¿En qué grupo estará un elemento cuya configuración general más externa es ns2 np1?

a. IIAb. IIIAc. IVAd. VAe. VIIIA

7) ¿Cuántos electrones de enlace tiene un átomo de Carbono?

a. 1b. 2c. 3d. 4e. 6

8) ¿Cuántos electrones hay en un orbital 4p del Selenio (Se)?

a. 0b. 2c. 4d. 5e. 6



9) ¿Cuál de las siguientes configuraciones electrónicas pertenece al ión Al3+?

a. 1s2 2s2 2p6 3s2

b. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2

c. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

d. 1s2 2s2 2p6 e. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4

10) ¿Cuál de las siguientes configuraciones electrónicas pertenece al ión Cl-?

a. [Ne] 3s2 3p4

b. [Ne] 3s2 3p7

c. [Ar]d. [Ar] 4s1

e. [Ne] 3s2 3p5

11) ¿Cuál de las siguientes configuraciones electrónicas pertenece al ión S2-?

a. [Ne] 3s2 3p4

b. [Ne]c. [Ne] 3s2 3p1

d. [Ar]e. [Ne] 3s2 3p2

12) ¿Cuál átomo tiene el menor radio?

a. Alb. Pc. Asd. Tee. Na

13) ¿Cuál átomo tiene el mayor radio?

a. Bb. Gac. Brd. Sie. Cl

14) ¿Cuál elemento tendrá mayor energía de ionización?

a. Csb. Gac. K



d. Bie. As

15) ¿Cuál de los siguientes elementos tendrá la menor energía de ionización?

a. Clb. Nac. Bed. Ke. Ar


ESTRUCTURAS DE LEWIS Y ENLACES QUÍMICOSLos conceptos que se desprenden a través de las representaciones de los distintos tipos de interacciones atómicas y moleculares son necesarios para caracterizar procesos químicos fundamentales.

Objetivos: Que el alumno logre: Indicar tipo de unión química que se establece entre los elementos conociendo su ubicación en la

tabla periódica. Distinguir entre moléculas polares y no polares.

EJERCITACIÓN1) ¿Cuál de los siguientes compuestos es más probable que sea iónico?

a. KFb. CCl4

c. CS2

d. CO2

e. l Cl

2) ¿Qué par de elementos es más probable que forme compuesto iónico?

a. Cl y lb. Al y Kc. Cl y Mgd. C y Se. Al y Mg

3) ¿Cuál de de los siguientes compuestos es más probable encontrarlo en forma molecular?

a. RbSb. SrCl2

c. Cs2

d. CaOe. Mgl2

4) El símbolo de Lewis para el S2- es: . .

a. : S : . . . .



b. : S : 2-

. .

c. S 2-

.

d. . S . 2-

.

.e. : S .

. .

5) El símbolo de Lewis para el ión Cl - es:

. .a. : Cl .

. . . .

b. : Cl : -

. .

c. : Cl .

.

d. : Cl : -

.

e. Cl -

6) El símbolo de Lewis para el ión Ca 2+ es:

a. : Ca : 2+

b. . Ca . . .

c. : Ca : 2+

. .

d. Ca 2+

e. Ca



7) El símbolo de Lewis para el átomo de Plomo es:

.a. . Pb :

.

b. Li .

.

c. . Pb . . .

d. : P . . .

e. . Li .

8) ¿Cuál de los siguientes átomos e iones presenta mayor radio?

a. Arb. Cl -

c. Br -

d. K +

e. Sr 2+

9) ¿Cuál elemento es el más electronegativo?

a. Lib. Csc. Pd. Ase. Ge

10) ¿Cuál elemento es el menos electronegativo?

a. Srb. Vc. Ni



d. Pe. I

11) ¿Qué tipo de enlace existe entre los átomos de la molécula de agua?

a. Iónicab. No polar covalente c. Polar covalented. Puente de hidrógenoe. Ninguno

12) ¿Cuál de los siguientes es un enlace covalente no polar (puro)?

a. Na - Clb. H - Clc. Li - Brd. Se - Bre. Br - Br

13) ¿Cuál enlace tiene la mayor polaridad (mayor porcentaje de carácter iónico)?

a. Si - Pb. Si - Sc. Si - Sed. Si - Cle. Si - I

14) ¿Cuál de los siguientes enlaces covalentes es más polar (mayor porcentaje de carácter iónico)?

a. Al - Ib. Si - Ic. Al - Cld. Si - Cle. Si - P

15) ¿Cuál de los siguientes enlaces covalentes es menos polar?

a. C - Clb. C - C c. O - Cd. O - Ce. N - C




GASES El conocimiento de las leyes del estado gaseoso y su aplicación práctica permitirá comprender el comportamiento de las sustancias intervinientes en múltiples reacciones químicas cuando ellas se producen en este estado. Objetivos: Que el alumno logre:

Interpretar las relaciones entre volumen, presión y temperatura en el estado gaseoso. Resolver problemas aplicando ecuaciones del estado gaseoso.

EJERCITACIÓN1) Una cantidad de gas ocupa 1.400 ml a 25 ºC y 760 mm de Hg. ¿Qué volumen ocupará a la misma temperatura y 380

mm de Hg?

a. 2.800 mlb. 2.100 mlc. 1.400 mld. 1.050 mle. 700 ml

2) La presión del gas en un aerosol puede ser de 1,8 atm a 25 ºC. ¿Si el gas fuera un gas ideal, qué presión ejerceríasi se lo calentara a 475 ºC?.

a. 0,095 atmb. 0,717 atmc. 3,26 atmd. 4,52 atme. 34,2 atm

3) ¿Si la presión de una muestra de gas se cuadruplica y la temperatura absoluta se duplica, por qué factor quedaríamultiplicado el volumen?.

a. 8b. 2c. 1/2

d. 1/4

e. 1/8

4) 0,820 moles de Hidrógeno ocupan un volumen de 2,00 l a una cierta temperatura y presión. ¿Cuál es el volumen de 0,125 moles de ese gas en las mismas condiciones?.



a. 0,0512 lb. 0,250 lc. 0,305 ld. 4,01 le. 19,5 l

5) Un globo contiene un volumen de 1,50 x 103 l de Helio a 0,901 atm y 25 ºC. A una altitud de 20 Km la temperatura es de -50 ºC y le presión atmosférica es de 76,0 mm de Hg. ¿Cuál será el volumen del globo a esa altitud?

a. 1,01 x 104 lb. 1,25 x 102 lc. 13,3 ld. 2,2 x 102 le. 1,8 x 104 l

6) Calcular el volumen ocupado por 35,2 g de metano (CH4) a 25 ºC y 1,0 atm. R= 0,082 atm . I /K . mol.

a. 0,0186 lb. 4,5 lc. 11,2 ld. 49,2 le. 53,7 l

7) ¿Cuántas moléculas de N2 gaseoso hay en 2,5L a 50 ºC y 650 mm de Hg?.

a. 2,1 x 10-23 moléculasb. 4,9 x 1022 moléculasc. 3,1 x 1023 moléculasd. 3,6 x 1025 moléculase. 0,081 moléculas

8) ¿Cuántas moléculas de O2 ocuparán 1,0 l a 65 ºC y 778 mm de Hg?.

a. 28,5 moléculasb. 2,26 x 1022 moléculasc. 1,16 x 1023 moléculasd. 1,60 x 1025 moléculase. 1,72 x 1025 moléculas

9) Calcular la masa, en gramos, de 2,74 l de CO gas medidos a 33 ºC y 945 mm de Hg.

a. 0,263 g



b. 2,46 gc. 3,80 gd. 35,2 ge. 206 g

10) ¿Qué presión, en atmósferas, será generada por 2.500 g de Oxígeno gaseoso (O2) cuando éste se almacena a 22 ºC en un cilindro de 40,0 l de capacidad?.

a. 3,55 atmb. 1.510 atmc. 47,3 atmd. 7,56 x 104 atme. 10,2 atm

11) Calcular la densidad, en g/l, de CO2 gaseoso a 27 ºC y 0,50 atm de presión.

a. 0,89 g/lb. 1,12 g/l c. 9,93 g/ld. 46,0 g/le. 2,17 Kg/l

12) Calcular la densidad, en g/l, del SF6 gaseoso a 27 ºC y 0,50 atm de presión.

a. 3,38 x 10-3 g/lb. 2,96 g/lc. 22,4 g/ld. 32,9 g/le. 3,38 Kg/l

13) Determine el peso molecular del cloroformo gaseoso si una muestra del mismo que pesa 0,389 g se almacena en un volumen de 102 cm3 a 97 ºC. La presión del cloroformo es de 728 mm de Hg.

a. 187 g/molb. 121 g/molc. 112 g/mold. 31,6 g/mole. 8,28 x 10-3 g/mol

14) Una muestra de gases tiene una presión total de 1.300 mm de Hg a 298 K. Al analizar la misma se encuentra que contiene 1,27 mol de CO2 , 3,04 mol de CO y 1,50 mol de Ar. ¿Cuál es la presión parcial del Ar? .

a. 0,258 atmb. 301 mm de Hgc. 335 mm de Hgd. 5.345 mm de Hge. 8.020 mm de Hg

15) Calcular el número de kilogramos de He necesario para inflar un globo de 100.000 l a una presión de 250 mm de Hg y una temperatura de -35 ºC.



a. 1,68 kgb. 3,36 kgc. 5,21 kgd. 6,74 kge. 5.120 kg


ESTEQUIOMETRÍA Este conocimiento y su aplicación permite cuantificar procesos químicos naturales, industriales y de laboratorio Objetivo: Que el alumno logre:

Resolver cálculos estequiométricos con relación de masas, moles, volúmenes, átomos y moléculas.EJERCITACIÓN

1) De acuerdo con la ecuación CH4 + 2O2 à CO2 + 2H2O. ¿Cuántos moles de Metano (CH4) reaccionarán con 7,0 moles de Oxígeno molecular?

a. 1,0b. 3,5c. 7,0d. 14,0e. 28,0

2) El Amoníaco reacciona con el Oxígeno para formar Óxido de Nitrógeno y vapor de Agua según: 4NH3 + 5 O2 à 4 NO + 6 H2O; ¿Cuántos moles de Agua se formarán al reaccionar 2,0 moles de NH3?

a. 2b. 3c. 6d. 8e. 12

3) ¿Cuántos gramos de H2 pueden formarse por reacción de 0,425 moles de Al con suficiente HCl?2 Al (s) + 6 HCl (aq) à 2 AlCl3 (aq) + 3 H2 (g)

a. 0,566 gb. 0,637 gc. 0,850 gd. 1,27 ge. 2,01 g

4) El gas sintético Metano (CH4) puede ser preparado por reacción del Hidrógeno con Monóxido de Carbono:



H2 + CO à CH4 + H2O. Balancee la ecuación y determine cuantos gramos de H2 se requieren para reaccionar con 607 amos de CO.

a. 130 gb. 65,0 gc. 43,4 gd. 21,7 ge. 14,5 g

5) ¿Cuántos gramos de HCl pueden obtenerse por reacción de 125 g de H2SO4 , según la siguiente ecuación: 2NaCl + H2SO4 à Na2SO4 + 2 HCl ?.

a. 22,6 gb. 45,2 gc. 93, 11 gd. 125 ge. 250 g

6) ¿Cuántos gramos de HCl se necesitan para reaccionar con 1,00 x 102 g de MnO2 según la siguiente reacción?.MnO2 + 4 HCl à MnCl4 + 2 H2O

a. 0,126 gb. 4,60 gc. 10,5 gd. 41,9 ge. 168 g

7) ¿Cuántos gramos Cl2 pueden prepararse por reacción de 15,0 g de MnO2 y 30,0 g de HCl según la siguiente reacción?.MnO2 + 4 HCl à MnCl2 + Cl2 + 2 H2O

a. 0,82 gb. 5,8 gc. 12,2 gd. 14,6 ge. 58,4 g

8) El Amoníaco reacciona con el Oxígeno molecular para formar Óxido de Nitrógeno y vapor de Agua: 4 NH3 + 5 O2 à 4 NO + 6 H2O. ¿Cuándo 40,0 g de NH3 y 50,0 g de O2 se juntan es el reactor, cuál es el reactivo limitante?

a. NH3

b. O2

c. Ningunod. Ambose. NO



9) ¿Cuándo 22,0 g de NaCl y 21,0 g de H2SO4 se mezclan y reaccionan según la ecuación mostrada, cuál es el reactivo limitante?2NaCl + H2SO4 à Na2SO4 + 2 HCl

a. NaClb. H2SO4

c. Na2SO4

d. HCle. No existe agente limitante

10) El ácido Clorhídrico puede prepararse según la siguiente reacción: 2 NaCl (s) + H2SO4 (l) à 2 HCl (g) + Na2SO4 (s)¿Cuántos gramos de HCl pueden prepararse por reacción de 2,00 moles de H2SO4 y 150 g de NaCl?

a. 7,30 gb. 93,5 gc. 146 gd. 150 ge. 196 g

11) Calcular la masa de FeS formada cuando 9,42 g de Fe reaccionan con 8,50 g de S.Fe (s) + S (l) à FeS (s)

a. 17,9 gb. 87,9 g c. 26,0 gd. 14,8 ge. 1,91 x 10-3 g

12) Calcular el número de moles en exceso que quedan al reaccionar 90 g de SO2 con 100 g de O2.2SO2 + O2 à 2 SO3

a. 11,5 gb. 22,5 gc. 67,5 gd. 77,5 ge. 400 g

13) ¿Cuál es el porcentaje de eficiencia en CO2 g si 125 g de Pentano (C5H12) se queman en exceso de O2 y se forman 151 g de Dióxido de Carbono?C5H12 + 8 O2 à 5 CO2 + 6 H2O

a. 33 %b. 40 %c. 83 %d. 64 %e. 121 %



14) ¿Cuál es el porcentaje de rendimiento cuando 3,0 moles de SO3 se obtienen por reacción de 5,0 moles de SO2 con 2,0 moles de O2?

2SO2 + O2 à 2 SO3

a. 43 %b. 60 %c. 66 %d. 75 %e. 150 %

15) Calcular la masa de Clorato de Sodio que debe descomponerse para formar 6,5 g de Oxígeno.2 NaClO3 (s) à 2 NaCl (s) + 3 O2 (g)

a. 11 gb. 122 gc. 25 gd. 14 ge. 34,5 g


LÍQUIDOS Y SOLUCIONES En diferentes ramas de la ciencia, la expresión de las concentraciones de las soluciones son de interés para explicar cuantitativamente la composición de sistemas líquidos.

Objetivos: Que el alumno logre: Reconocer los tipos y propiedades de las soluciones. Resolver cálculos expresados en unidades físicas y químicas de concentración.

EJERCITACIÓN

1) ¿Cuál de las siguientes propiedades indica la presencia de una fuerza intermolecular débil en un líquido?

a. Elevado calor de vaporizaciónb. Elevada temperatura criticac. Elevado presión de vapord. Elevado punto de ebullicióne. Ninguna

2) ¿Cuál de las siguientes propiedades indica la presencia de fuerzas intermoleculares débiles en un líquido?.

a. Bajo calor de vaporización b. Elevada temperatura críticac. Baja presión de vapor



d. Bajo punto de ebullicióne. Ninguna

3) ¿Cuál de las siguientes propiedades indica la presencia de una fuerza intermolecular fuerte en un líquido?.

a. Bajo calor de vaporización b. Baja temperatura críticac. Baja presión de vapord. Bajo punto de ebullicióne. Ninguna

4) ¿Cuál de las siguientes sustancias tiene la mayor presión de vapor a temperatura ambiente?.

a. Etanol: PE = 78 ºCb. Metanol: PE = 65 ºCc. Agua: PE = 100 ºCd. Acetona: PE = 56 ºCe. Mercurio: PE = 357 ºC

5) ¿Cuál de los siguientes no es un proceso endotérmico?.

a. Fusión de un sólidob. Vaporizaciónc. Elevación de la temperatura de un gasd. Condensación de vapor de aguae. Sublimación de hielo seco

6) ¿Cuál de las respuestas siguientes da la molaridad de una solución de 17,0 % de acetato de sodio, CH3CO2Na? (82,0 uma y densidad = 1,09 g/l).

a. 2,26 x 10-6 Mb. 0,207 Mc. 2,07 Md. 2,26 Me. 2,72 M

7) ¿Cuál es la molaridad de una solución al 10 % en peso de sulfato de cadmio, CdSO4?(208,46 uma y densidad = 1,10 g/l)

a. 0,048 Mb. 0,436 Mc. 0,479 Md. 0,528 Me. 22,9 M

8) ¿Cuál es la molaridad de una solución al 26 % en peso de ácido fosfórico (H3PO4) y cuya densidad es de 1,15 g/l?.

a. 2,30 x 10-3 Mb. 0.30 Mc. 2,30 Md. 3,06 M



e. 300 M

9) ¿Cuál es el porcentaje, en peso, de CdSO4 en una solución acuosa 1,0 molal?.

a. 0,001 %b. 0,10 %c. 17,2 %d. 20,8 %e. 24,4 %

10) ¿Cuántos gramos de agua se necesitan para disolver 27,8 g de Nitrato de Amonio (NH4NO3) para preparar una solución 0,452 m?

a. 0,157 gb. 36,2 gc. 100 gd. 769 ge. 157 g

11) Calcule la molalidad de una solución que contiene 14,3 g de NaCl en 42,2 g de agua.

a. 2,45 x 10-4 mb. 5,80 x 10-4 mc. 2,45 x 10-1 md. 5,79 me. 103 m

12) Calcule la molalidad de una solución, al 20 % en peso, de Sulfato de Amonio, (NH4)2SO4 , de densidad 1,117 g/ml.

a. 0,15 mb. 1,51 mc. 1,70 md. 1,89 me. 2,10 m

13) Una solución acuosa de Cloruro de Sodio tiene una concentración de 10 g de sal en 150 g de solución. Expresar la concentración en gramos de sal por cien gramos de agua.

a. 144 g de sal / 100 g de aguab. 14,4 g de sal / 100 g de aguac. 71,4 g de sal / 100 g de aguad. 7,14 g de sal / 100 g de aguae. 6,41 g de sal / 100 g de agua

14) Calcular la fracción molar del soluto en una solución formada por 232 g de NaCl en 400 g de agua.

a. 15,1b. 0,367c. 3,67



d. 0,151e. 1,724

15) Expresar, en gramos de soluto por litro de solución, la concentración de una solución 0,1 M de ácido sulfúrico.

a. 4,9 g/lb. 9,8 g/lc. 98 g/ld. 96 g/le. 0,98 g/l


guia de trabajos practicos de gabinete

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el alumno

calcular la

6 h2o

cuntos protones

de nh3

de agua

cl si

en gramos