ACTIVIDADES DE RECUPERACION GRADO 10°

PRIMER PERIODO

LA MATERIA.

Se utiliza el concepto de materia y en muchos casos no ha faltado interesarnos por su clasificación. Son

varias las clases de materia. Es materia todo cuanto existe y esta formado por partículas, átomos y moléculas.

Los conceptos de masa y peso se ejercitaron, pero los conceptos de inercia, cambios de estado, propiedades

de la materia, transformaciones de la materia, elementos y compuestos se desarrollaran a continuación.

EJERCICIOS

1. ¿Cuáles son los estados fundamentales en que se presenta la materia?

2. Describe las características que presenta la materia en cada uno de los estados fundamentales.

3. Al modificar la temperatura y la presión, la materia puede pasar de un estado a otro, los cambios de estado que sufre la materia son: fusión, solidificación, vaporización o ebullición, condensación, sublimación y sublimación reversiva. Define cada uno de estos cambios de estado y escribe un ejemplo de cada caso.

4. ¿Qué son las propiedades de la materia?. ¿Cómo se clasifican? define y cita ejemplos de:

a. Propiedades generales o extrínsecas de la materia

b. Propiedades especificas o intrínsecas de la materia

5. Las propiedades específicas se clasifican en físicas y químicas. Define cada una de ellas y establece diferencias mediante ejemplos

6. Define los siguientes términos:

a. Punto de fusión

b. Punto de ebullición

c. Ductilidad

d. Maleabilidad

e. Dureza

7. Define y establece diferencias mediante ejemplos entre cambios físicos y cambios químicos.

8. ¿A que se le llama sustancia?

9. ¿Qué es una mezcla? Cita algunos ejemplos

10. Defina y ejemplifique:

a. Sustancia pura

b. Elemento

c. Compuesto.

d. Solución

11. Los componentes de una mezcla pueden separarse por procesos físicos como: filtración, destilación, evaporación, centrifugación, decantación y cromatografía. Define cada uno de estos procesos y dibuja el montaje del equipo para cada caso

12. ¿En que se diferencia una mezcla de una solución?

ACTIVIDAD 4

ISÓTOPOS

No todos los átomos de un mismo elemento son exactamente iguales en masa. Por ejemplo, el átomo de

oxigeno esta constituido por tres isótopos: oxigeno 15, oxigeno 16, oxigeno 17. los átomos de un mismo

elemento pero con masas diferente se denominan isótopos.

La masa atómica de un elemento se determina como el promedio de las masas atómicas de sus isótopos,

teniendo en cuenta su abundancia relativa en la naturaleza.

Ejemplo:

El cobre presenta dos isótopos, Cu63 y Cu65, cuyas masas son 62.9298 y 64. 9278 u.m.a respectivamente,

mientras e su abundancia relativa es de 69.09% y 30.91%, en el mismo orden. Calcule el peso atómico del

cobre.

Solución:

Hallamos la contribución de cada isótopo.

Cu 63 69.09 x 62.9298 u.m.a = 43.478 u.m.a.

100

Cu 65 30.91 x 64.9278 u.m.a = 20.069 u.m.a.

100

Masa atómica del Cu = 63.547 u.m.a.

EJERCICIOS.

1. El elemento silicio se encuentra en la naturaleza como una mezcla constituida por 902.2 % de masa 28; 4.7% de isótopos de masa 29 y 3.09% de isótopos de masa 30. ¿Cuál es el valor de la masa atómica del silicio?

2. La masa atómica del neón la constituyen tres isótopos.

Ne20 ,Ne24, Ne22 , cuya abundancia es 90.9%, 0.27% y 8.83%. Determina su masa atómica promedio.

3. encuentra el peso atómico del hierro, teniendo en cuenta la masa atómica y la abundancia relativa que se dan a continuación.

ISOTOPO MASA (u.m.a.) ABUNDANCIA (%)

Fe54 53.94 5.82

Fe56 55.93 91.66

Fe57 56.94 2.19

Fe58 57.93 0.33

4. Halla la proporción en que se encuentran los isótopos del cloro (cloro de masa atómica 35 u.m.a. y 37 u.m.a. respectivamente), cuyo peso atómico es 35.45 u.m.a.

SEGUNDO PERIODO

MOLE O MOL

En 1870 la comunidad científica determino cuantos átomos eran necesarios para obtener la masa atómica en

gramos. Este número se conoce como numero de Abogador, en honor al científico Amadeo Abogador quien

fue el primero en formular este valor. Este número corresponde a 6.022 x 1023 unidades y esta relacionado

con el concepto de mol. Un mol es una unidad colectiva, tal como la docena, la decena, una quincena, etc.

Que puede aplicarse a átomos (mol de átomos), moléculas (mol de moléculas) a iones, electrones, etc. Así

una mol de manzanas equivale a 6.022 x 1023 manzanas. Las expresiones mol de átomo y mol- átomo son

equivalentes. En el sentido más amplio, la mol es una unidad que representa un conjunto de 6.022 x 1023

elementos, unidades o cosas.

Ejemplos:

1 mol de átomo de Hidrógeno (H) = 1, 0079g y contiene 6.02 x 1023 átomos de H.

1 mol - molécula de Hidrógeno (H2) = 2.01589 y contiene 6.02 x 10" moléculas.

1 mol - átomo de Oxígeno ( O ) = 15,9994g y contiene el número de Avogadro de átomos (6.02 x 1023)

1 mol - molécula de oxígeno (02)= 31.9988g y contiene 6.02 x 1O23 moléculas

1 mol - molécula de sodio (Na) = 22.98979 y contiene 6.02 x 1O23 átomos.

Como vemos 1 mol átomo de cualquier elemento equivale a su masa atómica en, gramos y tiene

el número de Avogadro de átomos.

Ejemplo 1.

a. Calcular e! número de moles de hierro que hay en: 5.585g de Fe.

b. 0.71b de hierro.

Solución:

La masa atómica del hierro es 55,85u.

1 mol - átomo de Fe= 55,85g de Fe.

Factor unitario: 1mol - átomo de Fe = 55,85g de Fe.

X mol de átomos de Fe = 5,585 g de Fe x 1 mol - átomo de Fe

55,85g de Fe = 0.10 mol - átomos de

Fe.

b. 1lb =453,6g.

Convertírnos las libras a gramos y !os gramos a moles.

X mol – átomo de Fe = 0.7 lb de Fe x 453.6 g de Fe x 1 m o l - á t o m o de Fe

1 lb de Fe 55,85g de Fe

= 5.6852 mol - átomos de Fe.

Ejemplo 2. ¿Cuántos átomos de Hidrógeno hay en 0.65g de Hidrógeno?

Solución.

Este Tipo de problemas se puede resolver par dos métodos así:

Primer método: Convertimos los gramos a mol - átomos y los moles - átomos a átomos.

X átomos de H =0.65g de H X 1mol–átomosde H X 6.02x1023 átomos de H

1.008 g de H 1 mol – átomos de H

Segundo método: Convertimos los gramos directamente a átomos teniendo en cuenta que:

1.008g de H = 1 mol - átomo de H.

1 mol - átomo de H = 6.02 X 1023 átomos de H

Por tanto 1.008 g de H = 6,02 x 1023 átomos de H (propiedad transitiva).

X átomos deH = 0,65g dé H x 6.02x1023 átomos de H = 3.88 x 1023 átomos de H

1,008g de H

Conclusión: la masa atómica en gramos de un elemento tiene el número de Avogadro de átomos.

EJERCICIOS

1. ¿Cuántos átomos tiene una mol –átomo de los siguientes elementos:

Cobre, Potasio, nitrógeno, oro, mercurio, calcio

2. ¿Cuál es la masa en gramos de 0.50 mol- átomos de fósforo?

3. Calcula la masa en gramos de 2.38 mol- átomos de plata.

4. ¿Cuántas moles hay en 98.4 g de Fe?

5. ¿Cuántas mol- átomos hay en 5.55 g de carbono?

6. Calcula el número de átomos presentes en 0.43 mol- átomos de Zn

7. Determina cuantos átomos hay en:

a. 4.97 mol-átomos de litio

b. 7.64 g de selenio

c. 237 g de yodo

8. Calcula la masa en gramos de:

a. 6.02 x 1021 átomos de Pt

b. 2.73 x 1022 átomos de Cs

c. 6.022 x 1023 átomos de Te

d. 6.022 x 1023 átomos de Sb

TERCER PERIODO

1. Determine el número de oxidación para cada elemento en los siguientes compuestos: ,

a. Al2(SO4)3 b. Ca3(PO4)2 c. Al(OH)3

d. Pb(CO3)2 e. Cu3(SO4)2

2. Dé los nombres, según los diferentes sistemas de nomenclatura, de cada uno de los siguientes óxidos:

a. CO b. CO2 c.Cl2O7 d. Cl2O e. GeO2 f. SeO2

g. SeO3 h. Ag2O i. TeO2 j. W2O5.

3. Escribir el nombre de los siguientes compuestos aplicando la nomenclatura Stock y Común:

a. Be(OH)2 b. NaOH c.Zn(OH)2 d. Ni(OH)2

e. Co(OH)3 f. Cr(OH)6 g.KOH i. Fe(OH)2

j. Fe(OH)3 k. Cu(OH)2 I. CuOH m.Hg(OH)2

f. P2O5 + 3H2O

4. Escribe los nombres de los siguientes compuestos y determine el estado de oxidación de sus

elementos.

a. H2SO3 b. H2SO4 c. HNO3 d. HNO2

e. H3PO3 f. H3PO4 g. H2CO3 h. H3AsO3

i. HClO j. HClO2 k. HClO3 l. HClO4

5. Realice en su cuaderno las siguientes reacciones y de el nombre a las sales resultantes.

a. HIO + Sn(OH)

b. HNO3 + Cu(OH)2

c. H3PO4 + Cu(OH)2

d. H3PO4 + CuOH

e. H2CO3 + Co(OH)2

f. H3AsO4 + NaOH

CUARTO PERIODO

1. Clasificar y equilibrar las siguientes ecuaciones químicas, por el método de ensayo y error

a. Al (OH)3 Al2O3 + H2O

b. H3PO4 + Ca(OH)2 Ca3(PO4)2 + H2O

c. CaC2 + H2O Ca (OH)2 + C2H2

d. Al + Cr2O3 Al2O3 + Cr

e. KClO3 KCI + O2

f. C4H10 + O2 CO2 + H2O

2. Balancee las siguientes ecuaciones, por el método de oxido – reducción:

a. KClO + H2 KCl + H2O

b. HNO2 + HI NO + I2 + H2O

c. SnSO4 + FeSO4 Sn + Fe2(SO4)3

d. MnO2 + Al Al2O3 + Mn

e. NH3 + O2 NO + H2O

f. C2H2 + O2 CO2 + H2O

g. KI + H2SO4 H2S + H2O + I2 + K2SO4

3. El cloro y el metano reaccionan para formar el cloroformo, según la siguiente reacción:

CH4 + 3Cl2 CHCl3 + 3HCl

Para cada uno de los siguientes casos, establezca cuál es el reactivo límite:

a. 1.5 moles de Cl2 y 1.5 moles de CH.

b. 2.0 moles de Cl2 y 3 moles de CH4

c. 0.5 moles de Cl2 y 0.20 moles CH4

d. 0.2 moles de Cl2 y 0.3 moles de CH4

e. 2.0 moles de Cl, y 7 moles de CH4