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PROBLEMARIO DE QUÍMICA

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PROBLEMARIO DE QUÍMICA

Rosa María González Muradás

Pilar Montagut Bosque

María del Carmen Sansón Ortega

Roberto René Salcedo Pintos

PRIMERA EDICIÓN EBOOKMÉXICO, 2014

GRUPO EDITORIAL PATRIA


info editorialpatria.com.mx

www.editorialpatria.com.mx

Dirección editorial: Javier Enrique CallejasCoordinadora editorial: Estela Delfín RamírezSupervisor de prepensa: Gerardo Briones GonzálezDiseño de interiores: Juan Bernardo Rosado SolísDiseño de portada: Juan Bernardo Rosado SolísIlustraciones: Adrian ZamorateguiFotografías: © Thinkstockphoto

Revisión técnica:Laura Rocío Ortiz Esquivel Escuela Superior de Ingeniería Química e Industrias ExtractivasInstituto Politécnico Nacional

QuímicaDerechos reservados:© 2014, Rosa María González Muradás, Pilar Montagut Bosque, María del Carmen SansónOrtega, Roberto René Salcedo Pintos© 2014, GRUPO EDITORIAL PATRIA, S.A. DE C.V.Renacimiento 180, Colonia San Juan Tlihuaca,Delegación Azcapotzalco, Código Postal 02400, México, D.F.

Miembro de la Cámara Nacional de la Industria Editorial MexicanaRegistro núm. 43

ISBN ebook: 978-607-438-935-7

Queda prohibida la reproducción o transmisión total o parcial del contenido de la presente obra en cualesquiera formas, sean electrónicas o mecánicas, sin el consentimiento previo y por escrito del editor.

Impreso en MéxicoPrinted in Mexico

Primera edición ebook: 2014


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PRESENTACIÓN

La evolución del mundo, desde las fronteras hasta las tecnologías, sin olvidarnos de los modos de vida, deman-da una flexibilidad y creatividad creciente de los seres humanos en el trabajo, campo, ciudad y en todo ámbito que le compete.

Perrenoud (2003) define competencia como: “La capacidad de actuar de manera eficaz en un tipo definido de situación, capacidad que se apoya en conocimientos pero no se reduce a ellos”. Es decir, la competencia consiste en aplicar los conocimientos que construimos y recopilamos de acuerdo con nuestra experiencia y formación en las diferentes situaciones complejas que se viven en la realidad.

La cultura de las competencias se instauró en el sistema educativo mexicano; y es tarea de las instituciones educativas lograr que las nuevas generaciones tengan la capacidad de enfrentar el mundo actual y futuro.

Con este libro nuestra intención es que los estudiantes adquieran las competencias necesarias para adaptar-se a un entorno cambiante, entendiéndose el concepto de competencia como: “La capacidad de los estudian-tes para extrapolar lo que han aprendido y aplicar sus conocimientos y habilidades en nuevos escenarios; así como el analizar, razonar y comunicarse de manera satisfactoria al plantear, resolver e interpretar problemas en diversas situaciones del mundo real” (PISA 2006).

El presente trabajo es resultado de varios años de experiencia docente de todos los autores, durante los cua-les nos percatamos a través de los comentarios por parte de los alumnos, en relación con la limitada bibliografía disponible para ejercitarse en la resolver problemas. Nuestros alumnos determinaron el alcance y profundidad del texto; ellos fueron quienes, a través de sus excelentes preguntas, ayudaron de manera constante a dilucidar los métodos usados en la resolución de problemas.

Nuestro objetivo es apoyar a las principales asignaturas del área de ingeniería y ciencias, por medio de este problemario, para que los estudiantes refuercen y practiquen los conocimientos adquiridos. También, buscamos que sirva a los profesores como material didáctico.

Al inicio de cada unidad se presenta una breve introducción histórica con los fundamentos teóricos que re-quiere el estudiante para desarrollar el tema, mismos que aplicará al resolver los diversos problemas que se esta-blecen. Contiene referencias que amplían y profundizan el tema que se cubre. En seguida se incluyen problemas resueltos que se comprenden mejor con las explicaciones de las estrategias de resolución.

Seguidos de ellos planteamos problemas complementarios con sus respuestas al final del texto, a los que se incorporan la sección Alerta que se intercala a lo largo del problema, cuando lo consideramos necesario, para evitar errores comunes.

Los problemas están ordenados en una secuencia ascendente en cuanto a su grado de complejidad.En su mayoría, los enunciados de los problemas presentan situaciones prácticas e incluyen los datos nece-

sarios para resolver el ejercicio, evitando llegar a la respuesta por medio de una simple sustitución de algorit-mos.

Al final del texto incorporamos referencias bibliográficas, hemerográficas y electrónicas; cuya consulta favo-recerá a profundizar en los conocimientos que el estudiante considere necesarios.


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En primer lugar queremos agradecer a nuestra editora, Estela Delfín Ramírez, por su confianza al encomendar-nos el desarrollo de esta obra, así como por sus valiosas opiniones y comentarios del contenido. Estela aportó su experiencia como editora nos ayudó a fijar metas y organizar el contenido temático.

También expresamos nuestro agradecimiento a los revisores técnicos, en especial a Laura Rocío Ortiz Esqui-vel, cuyo intenso trabajo permitió finalizar el proyecto con el mejor resultado posible.

No podemos pasar por alto la aportación de nuestros alumnos durante la elaboración de este libro. Ellos fueron los que resolvieron todos los ejercicios y problemas en un principio. Los resultados obtenidos nos permitieron realizar los cambios necesarios para mejorar el contenido de este problemario.

Esperamos que el empleo de este libro sea una experiencia agradable y productiva tanto para los profesores como para los alumnos.

Los autores

AGRADECIMIENTOS


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Grupo Editorial Patria©

Unidad 1 La materia y sus cambios 1

1.1 Medición 2

1.2 Materia y su clasificación 7

1.3 Propiedades de la materia 8

1.4 Estados físicos de la materia 12

1.5 Métodos de separación de mezclas 14

Problemas para resolver 16

Unidad 2 Clasificación periódica 20

2.1 Introducción histórica de la clasificación periódica 21

2.2 Estructura del átomo. Partículas subatómicas: electrones, protones y neutrones 24

2.3 El modelo de Bohr y el modelo atómico cuántico 29

2.4 Propiedades periódicas físicas 35

2.5 Propiedades periódicas químicas 37


Unidad 3 Nomenclatura de los compuestos inorgánicos 49

3.1 Introducción histórica de la nomenclatura química 50

3.2 Nombres y símbolos de los elementos 50

3.3 Nomenclatura de los números de oxidación 51

3.4 Nomenclatura sistemática (IUPAC) 51


CONTENIDO


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Contenido

Unidad 4 Nociones sobre el enlace químico 67

4.1 Introducción al modelo de enlace químico 68

4.2 Estructuras de Lewis de los compuestos químicos. Regla del octeto 68

4.3 Interacciones fuertes: enlace iónico, enlace covalente, enlace metálico. Geometría de los compuestos 70

4.4 Interacciones débiles: enlace ion-dipolo, enlace dipolo-dipolo, fuerzas de London y enlace de hidrógeno 76

4.5 Propiedades de los compuestos químicos en función de los tipos de enlace 77


Unidad 5 Fundamentos de estequiometría 84

5.1 Leyes ponderales 85

5.2 El mol 88

5.3 Composición porcentual de un compuesto 92

5.4 Fórmula mínima 93

5.5 Fórmula molecular 94


Unidad 6 Estequimetría en reacciones en disolución acuosa 99

6.1 Disoluciones 100

6.2 Diluciones 103

6.3 Representación de la ecuación de una reacción química 107

6.4 Tipos de reacciones químicas 108

6.5 Balanceo de ecuaciones 111

6.6 Balance de materia en reacciones químicas 116

6.7 Porcentaje de rendimiento en una reacción química 120



ix


Unidad 7 Termodinámica 126

7.1 Introducción 127

7.2 Teoría cinética de los gases 127

7.3 Gases 132

7.5 Primera Ley de la Termodinámica 141

7.6 Termoquímica 149

7.7 Segunda Ley de la Termodinámica 153

7.8 Tercera Ley de la Termodinámica 158


Unidad 8 Equilibrio fisicoquímico 167

8.1 Introducción 168

8.2 Potenciales termodinámicos 168

8.3 Equilibrio térmico 170

8.4 Equilibrio mecánico 172

8.5 Potencial químico de una mezcla de gases ideales 174

8.6 Equilibrio entre fases 176

8.7 Soluciones ideales 179

8.8 Equilibrio químico 185

8.9 Fugacidades y actividades 189


Unidad 9 Equilibrios ácido-base. Solubilidad y precipitación 193

9.1 Conceptos básicos 194

9.2 Par conjugado. Constantes Ka y Kb. Fuerzas relativas de ácidos y bases en disolución acuosa. Escala de pH y predicción de reacciones 197

9.3 Cálculos de pH de ácidos y bases fuertes 201

9.4 Cálculos de pH de ácidos y bases débiles 204

9.5 Medición del pH 216

9.6 Soluciones amortiguadoras 218

9.7 Equilibrios de solubilidad y precipitación en disolución acuosa 222



x

Contenido

Unidad 10 Óxido-reducción y electroquímica 236

10.1 Conceptos básicos 237

10.2 Potencial de electrodo. Ecuación de Nernst. Fuerzas relativas de oxidantes y reductores, escala de potencial y predicción cualitativa de reacciones redox 239

10.3 Celda electroquímica y su representación simbólica 244

10.4 Cálculos de potencial. Constante de equilibrio. Cálculo de la concentración de especies al equilibrio 251

10.5 La electricidad y las reacciones químicas. Electrólisis, pilas electrolíticas. Electrodepositación. Corrosión y protección catódica 259



UNIDAD 1

La materia y sus cambios

¿Qué sabes?

¿Qué volumen de refresco contiene una lata de Coca-Cola? ¿A cuántos litros corresponde? ¿De qué está hecha la nieve que cae del cielo? ¿Por qué desaparece el desodorante de baño? ¿Por qué flota un corcho en el agua?

ObjetivOs

Utilizar el sistema métrico en diferentes mediciones. Hacer conversiones mediante el método del factor unitario o análisis dimensional. Identificar las diferencias entre las escalas de temperatura. Realizar conversiones entre las distintas escalas de temperatura. Describir los tres estados físicos de la materia. Identificar los diferentes tipos de materia, según sus características. Diferenciar propiedades físicas y químicas y los fenómenos que las ponen de manifiesto. Distinguir entre mezclas homogéneas y heterogéneas. Aplicar los métodos de separación de mezclas en un problema real.


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UNIDAD La materia y sus cambios11.1 Medición

Manejo de unidades❚❚Todas las ciencias son cuantitativas y la química con mayor razón. Los químicos no sólo tienen que hacer su trabajo cualitativamente sino también medir y calcular resultados numéricos a partir de las mediciones. En este capítulo repasaremos las unidades empleadas en el sistema métrico y el Sistema Internacional de Unidades (SI), que es el adoptado por la comunidad científica internacional y que está basado en el sistema métrico. Partiremos de las siguientes ideas:

Para que una medición tenga significado debe componerse de un número y una unidad con la cual ❚■

se indique qué escala se está empleando.Para la resolución de problemas se aplicará el método del factor unitario o análisis dimensional. ❚■

Como en las ciencias se necesitan mediciones sumamente pequeñas y en ocasiones muy grandes, ❚■

emplearemos la notación exponencial. Por último, trabajaremos la equivalencia entre las diferentes escalas de temperatura. ❚■

sistema métrico❚❚El sistema métrico tiene como unidad fundamental el gramo (g) como medida de masa; el litro (L) como medida de volumen y el metro (m) como medida de longitud. En el sistema métrico, las unidades de masa, volumen y longitud se pueden expresar en múltiplos de 10, 100, 1 000, 1 000 000 y así sucesivamente. En la tabla 1.1 se encuentran los prefijos empleados para los múltiplos y submúltiplos de las unidades funda-mentales.

Tabla 1.1 Unidades métricas de masa, volumen y longitud.

Prefijo Número de unidades básicas Exponencial Masa Volumen Longitud

Tera 1 000 000 000 000 (1012) teragramo (Tg) teralitro (TL) terametro (Tm)

Giga 1 000 000 000 (109) gigagramo (Gg) gigalitro (GL) gigametro (Gm)

Mega 1 000 000 (106) megagramo (Mg) megalitro (ML) megámetro (Mm)

Kilo 1000 (103) kilogramo (kg) kilolitro (kL) kilómetro (km)

Unidad básica 1 gramo (g) litro (L) metro (m)

Deci- 0.1 (10-1) decigramo (dg) decilitro (dL) decímetro (dm)

Centi- 0.01 (10-2) centigramo (cg) centilitro (cL) centímetro (cm)

Mili- 0.001 (10-3) miligramo (mg) mililitro (mL) milímetro (mm)

Micro- 0.000001 (10-6) microgramo (µg) microlitro (µL) micrómetro (µm)

Nano- 0.000000001 (10-9) nanogramo (ng) nanolitro (nL) nanómetro (nm)

Pico- 0.000000000001 (10-12) picogramo (pg) picolitro (pL) picómetro (pm)

La tendencia actual en la comunidad científica es utilizar el Sistema Internacional de Unidades (SI) y aunque no se ha generalizado, en unos años será el único sistema que se emplee. Como se ve en la tabla 1.2, el Sistema Internacional se fundamenta en siete unidades básicas. En las mediciones científicas también se emplean unidades derivadas que provienen de las siete unidades básicas del SI, como ejemplos de éstas tenemos la densidad expresada en g/mL o en kg/m3 y el volumen en m3.


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Tabla 1.2 Unidades base del Sistema Internacional (SI).

Magnitud Unidad Símbolo en el SI

Longitud metro m

Masa kilogramo kg

Tiempo segundo s

Temperatura absoluta kelvin K

Cantidad de sustancia mol mol

Corriente eléctrica ampere A

Intensidad luminosa candela cd

Vamos a definir las cinco primeras unidades por ser de gran importancia en química general:

1. El metro se estableció en 1983 como la longitud de trayecto recorrido en el vacío por la luz durante un tiempo de 1/299 792 458 de segundo.

2. El kilogramo representa la masa de un bloque de platino e iridio que se mantiene en la Oficina Inter-nacional de Pesas y Medidas de Sevres, Francia.

3. El segundo se redefinió en 1967 como la duración de 9 192 631 770 periodos de determinada línea de espectro del cesio 133.

4. El kelvin es la unidad básica del SI para la temperatura. En esta escala 0 K corresponde a –273.15 °C.

5. El mol es la cantidad de sustancia que contiene el mismo número de partículas que el número de áto-mos contenidos exactamente en 0.012 kg de carbono-12 (12 g de átomos de 12C).

Tabla 1.3 Equivalencias entre el sistema inglés y el métrico.

Longitud Masa Volumen

1 m = 1.094 yd 1 kg = 2.205 lb 1 L = 1.06 qt

2.54 cm = 1 in 453.6 g = 1 lb 1 ft3 = 28.32 L

1 mi = 5280 ft

1 mi = 1760 yd

análisis dimensional o método del factor❚❚El análisis dimensional o método del factor unitario es útil para resolver problemas matemáticos, ya que nos permite transformar una unidad en otras, a partir de las equivalencias entre éstas. Un factor de conver-sión expresa la equivalencia de una medición en dos unidades diferentes:

Una docena de lápices 5 12 lápices;1 m = 100 cm; 1 kg = 1 000 g.

El factor de conversión siempre se escribe de tal manera que tenga la forma de las nuevas unidades divididas por las unidades originales.

Número con la unidad original nueva unidadunidad original = nuevo número con la nueva unidad

<factor de conversión>


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UNIDAD La materia y sus cambios1

¿Cómo se efectúa la conversión a la inversa?

Problema resuelto

Convierte 3.45 centímetros a pulgadas.

Respuesta

Es necesario conocer la relación entre pulgadas y centímetros. En la tabla 1.4, que muestra diversas equivalencias del sistema inglés al sistema métrico, se encuentra la siguiente relación:

3.45 cm 3 factor de conversión 5 ? in

Se elige el factor de conversión que cancela las unidades innecesarias y se dejan las unidades deseadas en el resultado. Por tanto, la conversión se efectúa como sigue:

3.45 cm 3 1 in2.54 cm 5 1.35 in

Problema resuelto

Una impresora tiene 15.74 in de longitud, ¿cuál es su longitud en centímetros?

Respuesta

Es necesario convertir

15.74 in S ? cm

¿Qué factor de conversión se necesita? Hay que recordar que los dos factores de conversión provienen de la misma condición de equivalencia. En este caso, el factor es 2.54 cm = 1 in. Por tanto,

15.74 in 3 2.54 cm1 in

5 39.97 cm

Problema resuelto

Una botella de tequila contiene 1.2 L, ¿cuál es su volumen en cuartos de galón?

Respuesta

En la tabla 1.4 vemos que la equivalencia es 1 L 5 1.06 qt

1.2 L 3 1.06 qt1 L

5 1.27 qt

Respuesta

El factor es 106 μL 5 1 L

0.0070 L 3 1 000 000 μL1 L 5 7000 μL o 7.0 3 103 μL

Problema resuelto

Convierte 0.0070 litros a microlitros.


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Problema resuelto

Respuesta

Una pista para corredores mide 2.6 millas. ¿Cuál es la distancia en kilómetros?

La equivalencia es:2.6 mi 5 ? km

Esta conversión puede efectuarse de diversas maneras, las equivalencias en la tabla 1.3:

1 mi 5 1760 yd y 1 m 5 1.094 yd, es posible hacerlo con las siguientes conversiones:

Millas S yardas S metros S kilómetros

Las conversiones se hacen en forma individual.Millas S Yardas: Se convierten millas a yardas mediante el factor de conversión:

1 760 yd1 mi

2.6 mi 3 1 760 yd1 mi

5 4576 yd

Después convertimos yardas a metros: 1 m/1.094 yd.

4 576 yd 3 1 m1 760 yd

5 4182 m

Finalmente convertimos metros a kilómetros: 1 km 5 1 000 m

4 182 m 3 1 km

1 000 m 5 4.18 km

Podríamos haber anotado todos los factores en un solo paso:

2.6 mi 3 1 760 yd1 mi

3 1 m1 760 yd

3 1 km1 000 m

5 4.18 km

Notación científica❚❚Los números asociados con mediciones científicas suelen ser demasiado grandes o muy pequeños. Por ejemplo, la cantidad de materia contenida en un mol es de 602 000 000 000 000 000 000 000 entidades. Este número tan largo es más fácil de escribir y recordar si lo expresamos con notación científica, o sea como potencia de 10, así, quedaría escrito como: 6.02 3 1023.

La notación científica es un método para escribir números muy grandes o muy pequeños de forma más sencilla. Sin importar su magnitud, todos los números pueden expresarse como:

N 3 10n

Donde N es un número entre 1 y 10, y n (el exponente) es un entero positivo o negativo. Considera el número 230; se puede expresar como un producto:

230 5 2.30 3 100

Como 100 5 10 3 10 5 102, se puede escribir:

230 5 2.30 3 100 5 2.30 3 102

De igual manera, el número 2800 puede expresarse como:

2 800 5 2.8 3 1 000


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Y como 1000 = 10 × 10 × 10 = 103, se puede escribir:

2 800 5 2.8 3 1 000 5 2.8 3 103

El número 45,000,000 puede expresarse como sigue:

45 000 000 5 4.5 3 10 000 000 5 4.5 3 107

La manera más sencilla de establecer la potencia de 10 consiste en encontrar n, o sea hay que contar el número de lugares que debe moverse el punto decimal para obtener el número. N debe ser un número del 1 al 10. Por ejemplo, para el número:

8 9 0 0 0 0 0 0 0 8 7 6 5 4 3 2 1

El punto decimal debe moverse ocho lugares hacia la izquierda para obtener 8.9 (un número del 1 al 10). Para compensar cada vez que se mueve el punto decimal hacia la izquierda, es necesario multiplicar por 10. Es decir, cada vez que el punto decimal se mueve hacia la izquierda, el número se reduce una potencia de 10. Por tanto, por cada vez que el punto decimal se mueve hacia la izquierda es necesario multiplicar por 10 para conservar su magnitud original. Por consiguiente, si el punto decimal se mueve ocho veces hacia la izquierda, es necesario multiplicar ocho veces 8.9 por 10, o sea por 108:

890 000 000 5 8.9 3 108

El punto decimal se desplazó ocho lugares hacia la izquierda, por lo cual los ceros quedan incluidos en 108, para conservar el número original.

Es posible representar números menores que 1 siguiendo la misma convención, pero en este caso la po-tencia de 10 es negativa. Por ejemplo, para el número 0.00010 es necesario mover el punto decimal cuatro lugares hacia la derecha para obtener un número del 1 al 10:

0.00010

El exponente debe ser −4, o sea 0.00010 5 1.0 3 10–4.

Problema resuelto

Respuesta

Convierte a notación científica el número 0.00000320.

En este caso es necesario mover el punto decimal seis lugares hacia la derecha para obtener 3.20 (un número del 1 al 10); el exponente es: −6:

3.20 3 10–6

Problema resuelto

Representa los siguientes números por notación científica: a) 835 000 b) 2 800 000

Respuesta

a) Primero se desplaza el punto decimal hasta que se obtiene un número del 1 al 10, en este caso 8.35. El punto decimal se desplazó cinco lugares hacia la izquierda, la potencia de 10 es 5.

Por tanto, 835 000 5 8.35 3 105

b) 2 800 000. El punto decimal se desplaza seis lugares hacia la izquierda, por lo cual el exponente de 10 es 6.

Por tanto, 2 800 000 5 2.8 3 106

AlertaAl resolver problemas debes recordar los siguientes puntos:

1. Incluir siempre las unidades (la medición tiene dos partes: un número y una unidad).

2. Cancelar las unidades al efectuar los cálculos.

3. Verificar si la respuesta final tiene las unidades correctas. En caso contrario habrá alguna operación equivocada.

4. Analizar si la respuesta tiene sentido.

AlertaCuando el punto decimal se mueve hacia la derecha, el exponente de 10 es positivo.

AlertaCuando el punto decimal se mueve hacia la derecha, el exponente de 10 es negativo.


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Problema resuelto

Representa los siguientes números en notación científica. a) 0.00066 b) 0.0124

Respuesta

a) Primero se desplaza el punto decimal hasta que se tiene un número del 1 al 10, en este caso 6.6. El punto decimal se desplaza cuatro lugares hacia la derecha, por lo cual la potencia de 10 es 4.

Por tanto, 0.00066 5 6.6 3 10−4.

b) El exponente del 10 es 22 porque el punto decimal se desplazó dos lugares hacia la derecha.

Por tanto, 0.012 5 1.2 3 10−2.

Problema resuelto

Representa los siguientes números en notación decimal. a) 2.2 3 10−4 b) 4.5 3 10−2 c) 7.2 3 10−5

Respuesta

Como son exponentes negativos tendrás que desplazar el punto decimal hacia la izquierda:

a) El punto se recorre 4 cifras a la izquierda 0.00022. b) El punto se recorre 2 cifras a la izquierda 0.045. c) El punto se recorre 5 cifras a la izquierda 0.000072.

Problema resuelto

Representa los siguientes números en notación decimal. a) 3.5 3 104 b) 6.2 3 107

Respuesta

Como la potencia de 10 es positiva, el punto decimal se recorre hacia la derecha: a) 35 000 b) 62 000 000

1.2 Materia y su clasificaciónLa materia se define como cualquier cosa que ocupa un lugar en el espacio y tiene masa. La composición de la materia está determinada por el tipo de elementos que contiene. Su estructura se establece por la forma en que se encuentran dispuestos los átomos de los elementos que la constituyen. Los átomos forman moléculas que son entidades formadas por dos o más átomos unidos entre sí.

La materia se encuentra en la naturaleza en tres estados de agregación o estados físicos: sólido, líquido y gas. Algunos autores reconocen un cuarto estado llamado plasma.

Para facilitar su estudio, la materia puede clasificarse de diferentes maneras según las propiedades a considerar. En este libro usaremos la siguiente clasificación (figura 1.1).

Una sustancia es una forma de materia que tiene una composición constante o definida y propiedades características. Las sustancias (algunos autores las nombran como sustancias puras) comprenden a los ele-mentos y a los compuestos.

Un elemento es una sustancia que no puede descomponerse en sustancias más simples y está formado por una sola clase de átomos. Se representa por símbolos, que son combinaciones de letras. Ejemplos: plata (Ag), oro (Au), cobre (Cu), hierro (Fe).

Los compuestos están formados por dos o más tipos de átomos unidos químicamente en proporciones constantes y definidas. Sus elementos sólo pueden ser separados por métodos químicos. Ejemplos: sulfato de cobre (II) (CuSO4), hidróxido de sodio (NaOH), agua oxigenada (H2O2).


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La mayor parte de la materia se encuentra como mezclas. Las mezclas son combinaciones de dos o más sustancias en las que éstas mantienen su identidad química. Ejemplos: mármol, minerales de cobre, asfalto. Las mezclas pueden separarse por métodos físicos como, destilación, sublimación, centrifugación.

Las mezclas homogéneas son uniformes en su composición y propiedades; también se les conoce como soluciones. Ejemplos: colirios, sueros medicinales, soluciones inyectables, petróleo.

Las mezclas heterogéneas no son uniformes en su composición ni en sus propiedades, presentan dos o más fases físicamente distintas y con distribución irregular.

En la tabla 1.4 se resumen algunas diferencias entre compuestos y mezclas.

Tabla 1.4 Diferencias entre compuestos y mezclas.

Compuesto Mezcla

Composición constante y definida. Composición variable.

Los elementos que forman el compuesto pierden su identidad, están unidos químicamente.

Los elementos o compuestos que la forman retienen su identi-dad, no están combinados químicamente.

No pueden separarse en sustancias más simples por medios físicos ordinarios.

Sus componentes pueden ser separados por métodos físicos comunes.

1.3 Propiedades de la materiaPodemos clasificar las propiedades de la materia en propiedades físicas, químicas, organolépticas, intensivas y extensivas.

Las propiedades físicas son características que se pueden observar y medir sin modificar la composición o identidad de las sustancias. Ejemplos: punto de ebullición, densidad, viscosidad, tensión superficial. Pueden ser intensivas y extensivas. Estas propiedades se observan o se manifiestan en los cambios físicos. Ejemplos de cambios físicos: fusión de la parafina de una vela, congelación del agua en un glaciar, fundición del hierro en un alto horno.

Las propiedades químicas son las características o propiedades que describen la forma de interactuar o reaccionar de una sustancia para convertirse en otra. Ejemplos: reactividad química, toxicidad. Estas propie-dades se ponen de manifiesto en un cambio químico. Ejemplos de cambio químico: oxidación de un clavo, combustión de la madera, oscurecimiento de una fruta por oxidación.

Las propiedades organolépticas son las características que se aprecian mediante los sentidos. Ejemplos: color del cobre, olor de una esencia, dureza de un metal.

Las propiedades intensivas son las que no dependen de la extensión del sistema o de la cantidad de muestra examinada. Ejemplos: temperatura de fusión, densidad.

Las propiedades extensivas son aquellas que sí dependen de la cantidad de materia considerada (masa, longitud, volumen).

Enseguida analizaremos algunas de las propiedades de la materia citadas.

Elementos HomogéneasCompuestos Heterogéneas

Sodio, oro, hierro Disoluciones

Colirios, aire, sueros

Madera, mármol, papelCloruro de sodio, carbonato de potasio,

hidróxido de magnesio

Materia

Sustancias puras Mezclas

Figura 1.1Composición de la materia.


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La densidad es la cantidad de masa contenida en una unidad de volumen de la sustancia. Generalmente se expresa como gramo por centímetro cúbico (g/cm3) o como gramo por mililitro (g/mL). Para los gases, por su baja densidad, es común encontrar estos valores expresados en g/L.

Problema resuelto

Respuesta

La densidad de la sal de mesa (cloruro de sodio) es de 2.16 g/mL. ¿Qué volumen ocupa 500 g de sal?

Aplicamos la fórmula:Densidad 5

masavolumen

Despejamos el volumen:V 5

md

V 5 500 g

2.6 g/mL 5 192 mL

Problema resuelto

Respuesta

Una muestra de un metal con una masa de 60 g se introduce en una probeta que contiene un volumen de agua de 50 mL, el volumen aumenta a 85.3 mL. ¿Cuál es la densidad del metal?

Aplicamos la fórmula:

Densidad 5 masa

volumen

El volumen de agua que aumenta corresponde al volumen de la muestra.

85.3 2 50 5 35.3 mL

Al sustituir los datos en la fórmula:

d 5 60 g

35.3 mL 5 1.69 g/mL

Densidad 5 masa

volumen

Tabla 1.5 Densidades de algunas sustancias comunes a 20 °C.Sustancia Estado físico Densidad (g/cm3)

oxígeno gas 0.00133*

hidrógeno gas 0.000084*

etanol líquido 0.785

benceno líquido 0.880

agua líquido 1.000

magnesio sólido 1.74

cloruro de sodio sólido 2.16

aluminio sólido 2.70

hierro sólido 7.87

cobre sólido 8.96

plata sólido 10.5

plomo sólido 11.34

mercurio líquido 13.6

oro sólido 19.32* A presión de 1 atmósfera.


10

UNIDAD La materia y sus cambios1Problema resuelto

Respuesta

¿Cuál será la densidad de un líquido que se encuentra en un recipiente de 25 mL, si su masa es de 24.76 g y la masa del recipiente vacío es de 3.70 g?

Volumen del recipiente 5 25 mLLa masa del líquido será la diferencia entre la masa total y la masa del recipiente:

m 5 24.76 2 3.70 5 21.06 g

Obtenemos la densidad aplicando la fórmula:

d 5 masa

volumen

d 5 21.06 g25 mL

5 0.8424 g/mL

Problema resuelto

Respuesta

Un cilindro de hierro tiene una altura de 40.0 cm, un radio de 10 cm y una densidad de 7.87 g/cm3. ¿Cuál es la masa del cilindro? (V 5 π r2 h).

Primero obtenemos el volumen con la fórmula:

V 5 π r 2 h

V 5 3.1416 3 100 cm2 3 40.0 cm 5 12566.4 cm3

m 5 dV

m 5 7.87 g/cm3 3 12566.4 cm3

m 5 9.89 3 104 g

La solubilidad (una propiedad intensiva) es la cantidad de sustancia que se puede disolver en una canti-dad dada de disolvente a una temperatura determinada. Generalmente se expresa en unidades de gramos por 100 mL de disolvente (g/100 mL) (este concepto se trata con amplitud en el capítulo 9).

Solubilidad 5 gramos100 mL

El punto de ebullición es la temperatura a la cual la presión de vapor de un líquido iguala a la presión at-mosférica. Se llama punto de ebullición normal de un líquido cuando dicho punto se determina a una presión externa de 1 atmósfera. Ejemplo: el agua hierve en la Ciudad de México a una temperatura de 92 °C y 585 mm de Hg; el punto de ebullición normal del agua es de 100 °C medido a la presión de 760 mm de Hg. El punto de fusión de un sólido o el punto de solidificación de un líquido es la temperatura en la cual la fase sólida y la fase líquida coexisten en equilibrio. El punto de fusión normal (o punto de solidificación normal) es el punto de fusión determinado a una presión externa de 1 atmósfera.La presión de vapor o equilibrio de presión de vapor es la presión ejercida cuando la velocidad de evapo-ración iguala a la velocidad de condensación de un líquido a una temperatura determinada. Generalmente se expresa en atmósferas (atm) o en milímetros de mercurio (mm de Hg). La presión de vapor está dada en función de la temperatura. (Las propiedades mencionadas antes también se utilizan para identificar sustancias.)La masa es la cantidad de materia contenida en un cuerpo. En el SI, la unidad básica de masa es el kilogramo (kg); sin embargo, en química es muy común el uso del gramo como unidad. El peso es la cantidad de materia contenida en un cuerpo considerando la fuerza de la gravedad del lugar donde se mide. La masa de un cuerpo es la misma en cualquier lugar del universo, pero el peso será distinto dependiendo de la fuerza de la gravedad.


11


El volumen es la cantidad de espacio tridimensional que ocupa una sustancia. La unidad fundamental de volumen en el sistema SI se basa en el volumen de un cubo que mide un metro en cada una de las tres direcciones, es decir 1 m3. La temperatura es una medida del calor o frialdad de un objeto (es una propiedad intensiva, ya que no depende de la extensión del sistema). La temperatura determina la dirección del flujo de calor; el calor fluye de manera espontánea de una sustancia de alta temperatura a otra de baja temperatura. Para una misma temperatura pueden darse valores distintos, ya que existen diferentes escalas para medir la temperatura.

escalas de temperatura❚❚

Masa en la Tierra de 65 kg Masa en la Luna de 65 kg

Peso en la Tierra de 64.4 kg Peso en la Luna de 10.8 kg

Gravedad en la Tierra: 9.81 m/s2 Gravedad en la Luna: 1.62 m/s2

(En la Luna la fuerza gravitatoria es una sexta parte de la misma fuerza en la Tierra.)

Figura 1.2Comparación de peso y masa de una persona en la Tierra y la Luna.

Tabla 1.6 Algunas temperaturas en grados Celsius y Fahrenheit.

Temperatura °C °F

Punto de ebullición del agua 100 212

Punto de congelación del agua 0 32

Temperatura promedio del cuerpo humano 37 98.6

Temperatura ambiental confortable 20 a 25 68 a 77

Las escalas de temperatura que se usan con mayor frecuencia son: Celsius o centígrada, se expresa en °C; la escala Fahrenheit, de uso común en el sistema inglés, expresada en °F, y la escala Kelvin (K), que es la unidad de temperatura en el sistema internacional, usada comúnmente en trabajos científicos.El cero absoluto es la temperatura en donde la energía cinética promedio de las moléculas es de 0 kelvins.

Como se observa en la figura 1.3, en la escala centígrada y en la Kelvin, existen 100 grados de diferencia entre el punto de congelación del agua y su punto de ebullición. En la escala Fahrenheit esta diferencia es de 180 grados (escala em-pleada todavía en el sistema inglés).

Para convertir de la escala Fahrenheit a la Celsius se usa la siguiente relación:

°C 5 100/180 (°F 2 32) Como 0 °C 5 32 °FLa expresión será: °C 5 5/9 (°F 2 32)

Para convertir de la escala centígrada a la Fahrenheit se emplea la siguiente relación:

°F 5 (9/5 ∙ °C) 1 32 K 5 °C 1 273

También podemos emplear el factor:

180/100 5 1.8 °C 5 (°F − 32)/1.8 °F 5 (1.8 ∙ °C) 1 32 Figura 1.3

Esquema de escalas de temperatura con termómetros.


12

UNIDAD La materia y sus cambios1Problema resuelto

Una persona con resfriado tiene una temperatura de 103 °F. ¿Cuál es su temperatura en grados centígrados?

Respuesta

°C 5 5/9 (°F − 32)°C 5 5/9 (103 °F − 32)°C 5 39.4

Problema resuelto

En un día de invierno la temperatura que indica el termómetro es de −12 °C. ¿Cuál es esta temperatura en grados Fahrenheit?

Respuesta

°F 5 (9/5 ∙ °C) + 32°F 5 10.4

Figura 1.8 Representación microscópica de los siguientes estados físicos de la materia: sólido, liquido y gas.

Figura 1.5Estado líquido de la materia.

Figura 1.4Estado sólido de la materia.

1.4 Estados físicos de la materiaAtendiendo a su estado físico, la materia se puede clasificar en sólido, líquido, gas y plasma.

El estado sólido se presenta cuando las fuerzas atractivas entre las moléculas individuales son más grandes que la energía de repulsión entre ellas, por lo cual presentan una posición rígida. Las moléculas individuales vibran cerca unas de otras, en una posición fija, por lo cual los sólidos retienen su forma y volumen. El cercano empaquetamiento de las moléculas, confiere a los sólidos mayor densidad que la de líquidos y gases. Si la temperatura de un sólido aumenta, se incrementará la vibración de las moléculas.

En estado líquido, las moléculas pueden moverse y chocar unas con otras, aunque es un movimiento limitado. En un líquido, las fuerzas intermoleculares permiten separar y juntar a las moléculas. Debido a esto, los líquidos pueden fluir tomando la forma del recipiente que los contiene.

No pueden ser comprimidos con facilidad porque sus espacios intermoleculares no son tan grandes. Por lo general presentan menor densidad que los sólidos. Tienen volumen definido, pero su forma es indefinida.

En estado gaseoso, las moléculas tienen pequeñas interacciones entre ellas, rebotando unas con otras en forma ocasional. Las moléculas se mueven rápidamente y en todas direcciones. Los gases se expanden, por lo cual ocupan todo el recipiente donde están contenidos, por esto presentan muy baja densidad. Los gases pueden ser comprimidos con facilidad y tienen forma indefinida.

El plasma (considerado el cuarto estado), es un estado especial de la materia. Está formado por una mezcla gaseosa de iones positivos y electrones en altas temperaturas. Es un estado altamente energético, cargado de iones. Existe solamente en la cercanía del Sol.

Los sólidos, líquidos y gases son los estados de la materia comunes en nuestro planeta.

Figura 1.6Estado gaseoso de la materia.

Figura 1.7El plasma, el cuarto estado de la materia.


13


Si consideramos como ejemplo el agua, sabemos que en el hielo (estado sólido del agua) las molécu-las están unidas en posiciones fijas. En el líquido, las moléculas aún se encuentran muy cercanas, pero tie-nen cierto movimiento; sus posiciones ya no son fijas como en el hielo. En estado gaseoso, las moléculas están mucho más separadas y se mueven en forma aleatoria, chocando entre sí y contra las paredes del recipiente que las contiene. La tabla 1.7 resume al-gunas características de los estados físicos en que se puede presentar la materia.

Sólido Líquido Gas Plasma

Ejemplo Ejemplo Ejemplo Ejemplo

Hielo Agua Vapor Gas ionizado

Frío T , 0 °C

Templado 0,T,100 °C

Caliente T.100 °C

Muy calienteT.100 000 °C

I.10 electro voltios

Moléculas unidas en red Moléculas libres para moverse Moléculas libres para moverse en grandes espacios

Iones y electrones con movimiento independiente en

grandes espacios

A B C D

Tabla 1.7 Estados físicos de la materia.

Estado Definición Ejemplos

Sólido Rígido, tiene forma y volumen fijos. Carbón, diamante, alambre de cobre.

Líquido Tiene volumen definido, pero toma la forma del recipiente que lo contiene.

Petróleo, agua, alcohol, leche.

Gaseoso No tiene ni volumen ni forma fija; toma la forma y el volumen del recipiente que lo contiene.

Hidrógeno, aire, oxígeno.

Cambios de estado❚❚Los cambios de un estado a otro de la materia se conocen como cambios de fase. A una presión constante se asocia un cambio en la entalpía del sistema para pasar de una fase a otra.

La materia puede cambiar de gas a sólido, de líquido a gas, de sólido a líquido, etcétera, mediante cam-bios en las condiciones de temperatura y/o presión. Estos cambios son transformaciones que sufre la materia en sus características físicas, pero no en su composición. También se conocen como cambios físicos.

hielo c agua líquida c vapor de agua

El agua en sus tres estados tiene propiedades o características físicas diferentes, pero sus propiedades quí-micas se conservan. Ejemplos:

La evaporación del agua cuando hierve.❚■

La vaporización del agua líquida en los lagos en los meses de calor. ❚■

La condensación del vapor de agua que se presenta sobre la superficie fría de una ventana. ❚■

El hielo que se funde en la primavera.❚■

Lo más importante acerca de todos estos cambios es que las moléculas de agua permanecen intactas. Los movimientos de las moléculas individuales y las distancias entre ellas cambian, pero aún siguen siendo mo-léculas de H2O. Como ya se mencionó, estos cambios de fase se llaman cambios físicos porque no afectan la composición de la sustancia. En cada uno de éstos se conservan las moléculas de agua (H2O) y no se produce una sustancia nueva.

Los cambios químicos son las transformaciones de la materia mediante las cuales una sustancia se convier-te en otra (estos cambios o reacciones los trataremos ampliamente en el capítulo 6 de este libro).

En la figura 1.10 se resumen los principales cambios de estado físico de la materia.

Figura 1.9Cambios físicos del agua.


14


Como se observa, a presión constante la sublimación, la fusión y la evaporación son procesos endotérmicos (absorben energía para poder realizarse). La condensación, la solidificación y la deposición son procesos exotérmicos (cuando se realizan se desprende energía en forma de calor).

1.5 Métodos de separación de mezclasAprovechando las diferentes propiedades de las sustancias que componen una mezcla, es posible separar-las y purificarlas por diversos métodos físicos. Entre ellos podemos mencionar los siguientes: cristalización, decantación, filtración, solubilidad, centrifugación, sublimación, cromatografía y magnetismo.

En la tabla 1.9 se muestran algunos métodos de separación de mezclas y la propiedad en que se basan.

Tabla 1.9 Métodos de separación de mezclas.Método Propiedad base Ejemplo de aplicación

Cristalización Solubilidad. Desalación del agua de mar.Destilación Punto de ebullición. Obtención de vinos y licores.

Destilación fraccionada del petróleo.Cromatografía Adsorción en un medio inerte. Obtención de colorantes para cosméticos.Refinación por zonas Solubilidad. Obtención de metales de gran pureza para industria electrónica.

Decantación Densidad. Limpieza del mercurio.Filtración Densidad, solubilidad, tamaño de partícula. Análisis cualitativo.Magnetismo Propiedades magnéticas. Separación del hierro de otros minerales.Centrifugación Densidad. Análisis cualitativo.

Análisis de sangre.Sublimación Alta presión de vapor. Desodorantes del ambiente.

Naftalina.

La centrifugación es un método que permite separar los componentes de una mezcla con base en la dife-rencia de densidad.

La cristalización es un método de separación y purificación de una muestra sólida, en el cual se disuelve la muestra en un disolvente caliente para formar una disolución saturada, se filtra para eliminar impurezas insolubles y se deja enfriar lentamente para favorecer la cristalización.

La decantación permite separar un sólido de un líquido aprovechando su diferente densidad. También es posible separar dos líquidos no miscibles con distinta densidad. Por ejemplo, la separación de un disolvente orgánico de la fase acuosa.

En el proceso de destilación se calienta un líquido hasta su punto de ebullición para producir evaporación, se condensan los vapores en un condensador y se recupera el líquido purificado.

La filtración es un método que, mediante materiales porosos, permite separar una mezcla de sólido y líquido por su diferente estado de agregación; por ejemplo, las disoluciones con presencia de precipitado.

Figura 1.10Principales cambios de estado físico de la materia.

Subl

imac

ión

Depo

sició

n o

solid

ifica

ción

Evap

orac

ión

Cond

ensa

ción

Solid

ifica

ción

Fusió

n

LÍQUIDO

GAS

SÓLIDO

Sublimación❚■ es el cambio de sólido a gas sin pasar por el líquido. Algunas sustancias subliman a temperatura ambiente y otras por incremento de la temperatura. Las sustancias que subliman tienen una alta presión de vapor. Los desodorantes de baño presentan esta propiedad.Fusión❚■ es el cambio de sólido a líquido por incremento de la tem-peratura. La parafina de las velas se funde cuando se calienta.Evaporación❚■ es el cambio de líquido a gas por incremento de la temperatura. El agua en ebullición pasa al estado de vapor.Condensación❚■ es el cambio de gas a líquido. Un gas se condensa cuando disminuye la temperatura. El vapor de agua se deposita como gotas de agua cuando disminuye la temperatura.Solidificación❚■ es el cambio de líquido a sólido cuando dismi-nuye la temperatura. El agua se transforma en hielo (se solidi-fica) cuando disminuye la temperatura a 0 °C. Deposición❚■ o desublimación es el cambio de una sustancia ga-seosa a sólido cuando disminuye la temperatura. El vapor de agua se transforma en nieve por descenso de la temperatura ambiental.


15


El magnetismo se utiliza para separar componentes de una mezcla que presentan diferentes propiedades magnéticas. Ejemplo: mezclas de distintos minerales.

La sublimación se utiliza para separar una mezcla de sólidos donde uno de ellos tiene la propiedad de sublimar; debido a su alta presión de vapor, al incrementarse la temperatura se favorece la sublimación. Ejemplo: los desodorantes ambientales son mezclas que contienen sustancias que subliman.

La cromatografía se basa en la separación de los componentes de una mezcla por distribución entre dos fases, una es fija o estacionaria y la otra es móvil, y ésta se desplaza a través de la fase estacionaria, arras-trando dichos componentes con diferente velocidad. Puedes separar los pigmentos que componen la tinta de un plumón mediante este procedimiento (véase Problema reto al final de esta unidad).

Problema resuelto

En un análisis sanguíneo se hace una separación de los componentes de la sangre en suero y plasma, mediante la técnica de __________________________.

Respuesta

Centrifugación.

Problema resuelto

El químico de un laboratorio quiere limpiar el mercurio mezclándolo con acetona. ¿Cómo debe separarlo después? ¿Qué instrumento del laboratorio le conviene utilizar?

Respuesta

Por decantación, aprovechando su gran diferencia de densidad. Utilizará un embudo de separación.

Problema resuelto

Cuando una persona introduce bolas de naftalina en un clóset de ropa, para eliminar algunos insectos, ¿qué propiedad física del compuesto está aprovechando?

Respuesta

La sublimación. La naftalina está formada por una mezcla que contiene naftaleno, el cual sublima a baja temperatura.

Problema resuelto

Respuesta

¿Qué métodos se utilizan en una mina para separar un mineral de cobre de algunas impurezas que son solubles?

Se somete al mineral a una trituración, después se filtra a través de un tamiz, se disuelve en agua y se realiza una cristalización para recuperar los compuestos solubles cristalizados.

Problema resuelto

¿Por qué los gases se transportan en cilindros metálicos sometidos a altas presiones?

Respuesta

Los gases tienen la propiedad de ser compresibles, lo cual se aprovecha para transportarlos en recipientes que soportan altas presiones y puedan ser manejados con mayor facilidad.


UNIDAD 1 Problemas para resolver

16 Problemas aplicados a la realidad Problemas para resolver con tecnología

1.17 Convierte las siguientes temperaturas a grados Fahrenheit.

a) 20 °C b) 45 °C c) 100 °C

1.18 Convierte los siguientes valores a temperatura absoluta (Kelvin).

a) 40 °C b) −40 °C c) −100 °C

1.19 Convierte las siguientes temperaturas a grados Celsius.

a) 100 K b) −10 K c) 40 K

1.20 En un día soleado, la temperatura en Vancouver es de 75 °F y en la Ciudad de México es de 26 °C. ¿En cuál ciudad hace más calor?

1.21 La temperatura de ebullición de un elemento desconocido es de 125 K, ¿cuál es el valor de esta temperatura en grados Celsius?

1.22 Identifica en las siguientes propiedades cuáles son extensivas y cuá-les intensivas.

a) Densidad b) Masa

c) Punto de fusión normal d) Temperatura

1.23 En las siguientes propiedades indica cuáles son extensivas y cuáles intensivas.

a) Presión b) Calor c) Longitud d) Viscosidad

1.24 ¿Cuál será la densidad de un líquido que se encuentra en un reci-piente de 10 mL si su masa es de 14.76 g y la masa del recipiente vacío es de 4.070 g?

1.25 Se requiere conocer la identidad de un metal, para lo cual se in-troduce una masa de 45 g de metal en una probeta con agua. El nivel del agua sube de 30 mL a 34.28 mL, ¿cuál de los siguientes es el metal?

a) Fe (d 5 7.87 g/cm3) b) Ag (d 5 10.5 g/cm3)

c) Cu (d 5 8.96 g/cm3)

1.26 Una mezcla de balines de cobre, agua y mercurio se coloca en un tubo de vidrio y se deja reposar. ¿Cuál elemento quedará en el fondo y cuál en la parte superior? (Cu: d 5 8.96 g/cm3; Hg: d 5 13.6 g/cm3; H2O: d 5 0.998 g/cm3)

1.27 Un cilindro de cobre tiene una altura de 35.0 cm, un radio de 11 cm y una densidad de 8.96 g/cm3. ¿Cuál es la masa del cilindro? (V 5 π r2 h)

1.28 En el laboratorio encuentras un frasco con un líquido comercial desconocido y deseas identificar su componente principal. Mides 25 mL del líquido y determinas que pesa 19.62 g. ¿Cuál de las siguien-tes sustancias puede ser el componente principal del líquido?

a) Cloroformo d 5 1.483 b) Tolueno d 5 0.867

c) Éter dietílico d 5 0.714 d) Alcohol isopropílico d 5 0.785

1.29 Escribe la expresión numérica exponencial de los siguientes tér-minos.

a) Microlitro b) Milímetro c) Kilogramo d) Centímetro

1.30 La densidad del tolueno es 0.817 g/mL. ¿En qué volumen habrá 100 g del compuesto?

1.31 Un recipiente pesa 115 g cuando está vacío. Se llena con un líquido (d 5 1.04 g/mL) y su peso cambia a 205 g. ¿Cuál es el volu-men del recipiente?

1.1 Expresa las siguientes cantidades en notación científica.

a) 45 000.00 b) 3456.00 c) 0.00789 d) 0.00085

1.2 Expresa las siguientes cantidades en notación decimal.

a) 8.346 3 10−3 b) 2.63 3 102 c) 6.335 3 10−4 d) 7.742 3 105

1.3 Realiza las siguientes conversiones.

a) 3.6 km a mm b) 16 mL a μL c) 0.66 cm3 a L d) 355 nm a Å

1.4 ¿A cuántos metros equivalen 3 cm?

1.5 En una competencia de natación, los nadadores salen de Puerto Mar-qués a la Marina de Acapulco, atravesando toda la bahía. La distancia es de 11.7 km. ¿Cuántas millas recorren los nadadores?

1.6 Convierte los siguientes volúmenes a microlitros.

a) 0.15 L b) 200 L c) 6.0 L

ALERTA: Si el punto decimal se recorre a la izquierda, la potencia es positiva: si se recorre a la derecha la potencia será negativa.

1.7 Convierte los siguientes volúmenes a litros.

a) 30,000 μL b) 50 mL c) 0.040 cm3

1.8 ¿Qué pesa más, una libra de pescado o un kilogramo de pescado?

1.9 ¿Con qué unidades del sistema inglés son más comparables en esca-la las siguientes unidades del sistema métrico?

a) Kilómetro b) Centímetro c) Metro

1.10 ¿Qué unidades del sistema inglés conviene utilizar para medir la distancia de la Ciudad de México a Cuernavaca?

a) Pies b) Yardas c) Millas

ALERTA: Consulta las tablas de conversiones.

Conversión Fórmula

Celsius a Fahrenheit

T°F = 1.80(T°C) + 32

Fahrenheit a Celsius

T°C = (T°F – 32)/1.80

Celsius a Kelvin TK = T°C + 273

Kelvin a Celsius T°C = TK − 273

1.11 Un litro de leche en la tienda cuesta $14.00 y un galón cuesta $25.00. ¿Cuál de los dos es más barato?

1.12 Convierte 3.8 ng a picogramos.

1.13 Una moneda de 50 centavos pesa 6.6 g. ¿Cuál será la masa en kg y en miligramos?

1.14 Tu hermano tiene malestar estomacal, al tomarle la temperatura con un termómetro, donde no se ve el nombre de la escala, observas que marca 95 grados.

a) ¿A qué escala debe pertenecer esta medición de temperatura?

b) ¿A cuánto corresponde en grados Celsius?

1.15 Un líquido hierve a 239 °F. ¿Cuál es la temperatura en grados Celsius?

1.16 Escribe las diferencias entre las escalas de temperatura Celsius y Fahrenheit.



17Problemas aplicados a la realidad Problemas para resolver con tecnología

1.44 Subraya la propiedad o cambio físico en cada una de las siguientes afirmaciones:

a) Un compuesto químico “cobelita” es de color rojo y funde a 150 °C.

b) Los cristales incoloros de la sal de mesa son cúbicos.

c) El gas cloro de color amarillo se combina con oxígeno para formar diferentes óxidos.

1.45 En cada caso, indica si el cambio es físico o químico.

a) Ebullición del agua.

b) La leche se agria.

c) Freír un huevo.

d) Un hielo se mezcla en un refresco.

1.46 Indica el tipo de cambio que corresponde a las palabras subraya-das.

a) La clorofila se sintetiza en las plantas a partir de los nutrientes del suelo.

b) Un líquido quitamanchas cambió el color de tu falda de negro a verdo-so.

c) La manteca se funde con el calor.

d) El oxígeno respirado entra al organismo y sale en forma de CO2.

1.47 Indica si los siguientes cambios son físicos o químicos. Justifica tu respuesta.

Cambio

a) Combustión de la madera

b) Digestión de un alimento

c) Trituración de un alimento

d) Fusión del plomo

1.48 Describe un proceso de filtración de uso común en el hogar para separar los componentes de una mezcla. Escribe dos ejemplos.

1.49 Describe cómo puedes separar una mezcla de:

a) Aceite y agua.

b) Carbonato de calcio y cloruro de sodio.

c) Granalla de cinc y granalla de hierro.

d) Alcohol y agua.

1.50 Método físico de purificación conocido desde la antigüedad para obtener vinos y licores: .

1.51 ¿Qué método se utiliza en las salinas para obtener cloruro de sodio del agua de mar?

1.52 ¿Qué propiedad física se pone de manifiesto en los desodorantes de baño?

1.53 ¿Por qué al “hielo seco” (CO2 sólido) le sale “humo”?

1.54 En la separación de los minerales se emplea un método físico lla-mado , que permite separarlos por diferencia de densidad.

1.55 Tienes una mezcla con diferentes componentes, los quieres separar y recuperar. Considera lo siguiente e indica cómo los separarías.

a) Una de las sustancias es soluble en agua.

1.32 Encuentra la densidad en g/mL a partir de los siguientes datos:

a) Un metal con un volumen de 6 mL y una masa de 35 g.

b) Una sustancia con un volumen de 85 mL y una masa de 140 g.

c) Una pieza de metal de forma regular que tiene las siguientes medidas: 30 mm 3 3 cm 3 0.2 dm y su masa es de 18 g. [Calculadora]

1.33 Se tienen tres muestras de glicerina a una temperatura de 20 °C. Calcula la densidad de la glicerina, a esa temperatura.

a) Una muestra de 130 mL con un peso de 163.8 g

b) Una muestra de 100 mL con un peso de 126 g

c) Una muestra de 60 mL con un peso de 75.6 g

1.34 Considerando la pregunta anterior deduce si la densidad es una propiedad intensiva o extensiva.

1.35 Calcula el volumen de las siguientes muestras de ácido en el laboratorio, a una temperatura de 20 °C.

a) 25 g de ácido nítrico (d 20° 5 1.4 g/mL)

b) 100 g de ácido sulfúrico (d 20° 5 1.82 g/mL)

c) 30 g de ácido clorhídrico (d 20° 5 1.19 g/mL)

ALERTA: Consulta la tabla de datos.

Densidades g/ mL 20 °CAgua d = 1.00Éter d = 0.708Benceno d = 0.880Ácido acético d = 1.05Glicerina d = 1.26Cloroformo d = 1.49Ácido sulfúrico d = 1.83

1.36 En un laboratorio de química se necesitan 150 g de mercurio. ¿Qué volumen de este metal se debe medir? (d 20° 5 13.6 g/mL)

1.37 ¿Qué cantidad de benceno (en gramos) corresponde a 500 mL de esta sustancia? (d 20° 5 0.880 g/mL).

1.38 Calcula el volumen en mililitros que tendrá una muestra de 3.0 kg de tetracloruro de carbono (d 20° 5 1.60 3 103 kg/m3) a una temperatura de 20 °C.

1.39 Escribe tres cambios de estado que requieren energía para reali-zarse.

1.40 ¿Se conserva la masa en un cambio de estado? Justifica tu respuesta y da un ejemplo.

1.41 ¿Se conserva el volumen en un cambio de estado? Justifica tu res-puesta y escribe un ejemplo.

1.42 ¿Se conserva la masa en las reacciones químicas? Explica tu res-puesta y menciona un ejemplo.

1.43 Completa la siguiente tabla:

Nombre Cambio de fase Cambio energéticoDeposición o solidificación

Sólido a gasLíquido a gas

Condensación


UNIDAD

18

1 Problemas para resolver

Problemas aplicados a la realidad Problemas para resolver con tecnología

1.60 Clasifica los siguientes conceptos como mezcla o sustancia pura.

a) El aire que respiramos.

b) El diamante en un anillo.

c) Un refresco de naranja.

d) El agua en una alberca.

1.61 Clasifica los siguientes conceptos como mezcla o sustancia pura.

a) Una tableta de calcio.

b) El líquido limpiador de lentes de contacto.

c) Agua destilada.

d) Sangre.

1.62 Escribe tres ejemplos de soluciones y tres ejemplos de mezclas he-terogéneas de uso común en el hogar.

Soluciones Mezclas

1.63 La mayonesa se puede clasificar como:

a) Mezcla homogénea. b) Mezcla heterogénea.

c) Compuesto.

1.64 Clasifica las siguientes mezclas como homogéneas o heterogéneas.

a) Mantequilla. b) Aceite para motores.

c) Vinagre para ensalada. d) Asfalto en una carretera.

1.65 En un sistema hay presentes dos sustancias, ¿puede ser una mezcla homogénea? Justifica tu respuesta.

1.66 Un compuesto tiene una solubilidad a 25 °C, de 26 g/100 g H2O. ¿Qué volumen de agua se debe medir para disolver 45 g del compuesto?

b) Otra es insoluble.

c) La otra sublima.

1.56 Clasifica lo siguiente según el tipo de materia que representa (ele-mento, compuesto, mezcla homogénea o heterogénea):

a) Sal disuelta en agua.

b) Una muestra de agua de un río turbio.

c) Hormigón como el empleado en las carreteras.

d) El diamante de un anillo.

e) Una moneda de 10 pesos.

f) Azúcar.

1.57 La siguiente gráfica muestra la relación de la presión de vapor en función de la temperatura. Encierra en un círculo la sustancia más volátil.

a) A b) B c) C

0

2000

4000

6000

8000

10000

12000

50 100 150 200 250

A

B

C

Temperatura [ °C ]

Pres

ión

de va

por

[ bar

]

1.58 Anota si las siguientes propiedades son intensivas o extensivas:

a) Volumen

b) Viscosidad

c) Calor

d) Presión de vapor

1.59 Define los siguientes conceptos:

a) Una mezcla heterogénea. b) Una solución.

c) Un compuesto.

problemAs reto

1

2

En un experimento del laboratorio de química general se pide a los estudiantes que determinen la cantidad relativa de sulfato de cobre (II), naftaleno, azufre y virutas de hierro en una mezcla sólida. Investiga propiedades de estas sustancias (solubilidad, temperatura de fusión, sublimación, etc.) y, en función de éstas, diseña una secuencia para separar los componentes de la mezcla.

Visita una planta purificadora y potabilizadora de agua. a) Realiza un esquema donde se ilustre todo el proceso. b) Reflexiona si sería posible eliminar algunas de las etapas o si se puede cambiar el orden de éstas. c) Analiza los diferentes pasos del proceso y haz una lista de los que son métodos físicos y otra de los tratamientos químicos. d) La planta que visitaste, ¿sólo purifica el agua o también la hace potable? ¿Cuál es la diferencia entre estos dos procesos?



19

Pro

ble

mas

par

a re

solv

er

3Investiga en la bibliografía cómo realizar una cromatografía de los pigmentos contenidos en un plumón.

refereNcIAs

Chang, R. Química. McGraw-Hill Interamericana Editores, 9a edición, México, 2007.

Daub, W., Seese, W., Carrillo, M., González, R. M., Montagut, P., Nieto, C y Sansón, C. Química. Pearson Educación, 8a edición, México, 2005.

Zumdahl, S. y Zumdahl, S. Química. Patria, 7a edición, México, 2007.

http://www.acienciasgalilei.com/qui/tablaperiodica0.htm (consultada 25 abril de 2010).❚■

http://www.visionlearning.com/library/module-viewer.php?mid 120 (consultada 25 abril de 2010).❚■

DIreccIoNes electróNIcAs


problemario de química - grupo editorial · pdf filev presentación la...

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