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índice

Presentación . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 5

Utilización de la guía didáctica . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6

Elementos para elaborar el Proyecto Curricular del centro . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 8

Objetivos del segundo ciclo: Física y química . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 8

Contenidos del tercer y cuarto cursos de Física y química . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 9

Criterios de evaluación. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 11

Orientaciones metodológicas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 13

Evaluación . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 14

Atención a la diversidad . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 15

Elementos para elaborar la programación de aula. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 17

Unidad 1 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 17

Unidad 2 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 21

Unidad 3 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 25

Unidad 4 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 31

Unidad 5 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 35

Unidad 6 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 41

Unidad 7 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 48

Unidad 8 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 55

Evaluación . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 61

Evaluación continua . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 62

Exámenes finales. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 86

Actividades transversales . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 93

Solucionario del libro del alumnado . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 96

Unidad 1 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 96

Unidad 2 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 102

Unidad 3 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 107

Unidad 4 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 112

Unidad 5 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 114

Unidad 6 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 121

Unidad 7 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 128

Unidad 8 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 139

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GD.Fís-Quím.3.ESO.CAS 27/5/04 12:32 Página 3

Solucionario de la guía didáctica . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 141

Actividades de refuerzo . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 141

Actividades de ampliación. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 149

Actividades de evaluación continua . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 159

Exámenes finales. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 166

Anexo . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 170

Recursos pedagógicos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 176

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presentació


Esta guía didáctica, adaptada, como el libro al que complementa, a la nueva normativa, corresponde al tercer cursode ESO.

El libro del alumnado está organizado en ocho unidades. La primera es una introducción general al método científi-co y al proceso de medida. Vienen, a continuación, seis unidades de química y una al final, de física, dedicada a lasfuentes de energía y a los fenómenos eléctricos.

Al principio de cada unidad, constan los objetivos que se deben alcanzar, además de un diagrama conceptual quesirve de guía. La exposición de los contenidos incluye, además de los conceptos, ejercicios resueltos, así como tablas ygráficos ilustrativos. Al final de cada unidad, se proporciona un resumen de la misma, además de prácticas para quese realicen en el laboratorio, cuestiones de interés y un conjunto de problemas.

Los problemas propuestos están agrupados en relación con cada uno de los apartados que componen la unidad, pro-curando seguir un orden creciente de dificultad. Por otra parte, al final del libro hay un anexo con actividades TIC,que están elaboradas para que los alumnos y alumnas las resuelvan con ordenador.

En esta guía, se proporciona al profesorado las herramientas necesarias para elaborar el Proyecto Curricular del cen-tro (objetivos y contenidos del ciclo y del curso, criterios de evaluación, orientaciones metodológicas, evaluación...) asícomo la programación de aula de cada unidad (temporización, objetivos didácticos, hechos, conceptos y sistemas con-ceptuales, procedimientos, actitudes, valores y normas y una serie de actividades de refuerzo y ampliación).

LOS AUTORES

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presentación


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utilización de la guía didáctica

Esta guía didáctica ofrece abundantes recursos pedagógicos. Esperamos que sirvan para colaborar con el profesora-do a partir de unos materiales abiertos, prácticos y flexibles.

Los cuatro apartados principales de que consta son los que se especifican a continuación:

Elementos para elaborar el Proyecto Curricular del centro

Este proyecto de Física y química para el segundo ciclo de Secundaria Obligatoria se fundamenta, en cuanto a losprincipios básicos, en las prescripciones contenidas en la Ley Orgánica de Ordenación General del Sistema Educativoy en los decretos que se desarrollan a partir de la misma. Asimismo, se basa en el Decreto 3.473/2000 de 29 de diciem-bre, por el que se establece el currículo de la ESO.

Objetivos del área de Física y química

Contenidos del área de Física y química

Criterios de evaluación

Orientaciones metodológicas

Atención a la diversidad

Objetivos del ciclo: se especifican los objetivos que se han dealcanzar durante el segundo ciclo.

Especificación de los contenidos que se trabajan en el tercery cuarto cursos de ESO.

Adaptación y concreción de las capacidades que deben seralcanzadas por el alumnado en el segundo ciclo de ESO.

Exposición de la metodología y las estrategias didácticas paraimpartir los diferentes contenidos.

Descripción de cómo este proyecto educativo atiende a ladiversidad del alumnado.


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Elementos para elaborar la programación de aula

Para cada unidad didáctica se especifican los elementos siguientes:

EvaluaciónSe propone un modelo de evaluación para cada trimestre y unas hojas de seguimiento, así como diferentesmodelos de examen final y una serie de actividades transversales.

Solucionario del libro del alumnadoSe ofrecen todas las soluciones de las actividades del libro del alumnado.

Solucionario de la guía didácticaSe ofrecen todas las soluciones de las actividades incluidas como material complementario para el trata-miento de la diversidad en esta guía.

AnexoEste apartado contiene tablas de consulta sobre datos físicos importantes.

Recursos pedagógicosRelación de libros, revistas, CD y direcciones de Internet recomendados.

Temporización

Objetivos didácticos

Contenidos

Actividades de enseñanza-aprendizaje

Evaluación continua

Especificación del tiempo aproximado para la explica-ción de los contenidos y la realización de las actividadesde cada unidad.

Relación de los objetivos que es necesario alcanzar comoresultado del aprendizaje de cada unidad.

Programación de los contenidos procedimentales, con-ceptuales y actitudinales que se trabajan en cada unidad.

Las actividades de enseñanza-aprendizaje se clasifican dela siguiente forma:• Libro del alumnado• Guía didáctica (modelos fotocopiables)

– De refuerzo – De ampliación

Con el fin de proporcionar al profesorado herramientasque faciliten la evaluación, se incluyen unas hojas deseguimiento de la actitud y rendimiento del alumnado yunas fichas fotocopiables para evaluar los conocimien-tos aprendidos a lo largo del trimestre.


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1. Observar analíticamente el entorno y describir científicamente los hechos observados.

2. Utilizar correctamente las unidades del Sistema Internacional (SI) y manejar los cambios entre ellas.

3. Distinguir entre sustancia simple y sustancia compuesta, mezcla, disolución, elemento y compuesto.

4. Comprender la estructura y composición de la materia y su organización en átomos y moléculas, y aplicar losconocimientos para explicar las propiedades de los elementos y sus compuestos.

5. Describir algunas reacciones químicas fácilmente observables (combustión, corrosión, etc.) y explicar cómose producen.

6. Reconocer la existencia de las llamadas propiedades periódicas de los elementos y justificar, a partir de ellas, la cla-sificación de los elementos en el sistema periódico.

7. Conocer algunas técnicas experimentales que permiten profundizar en el estudio de la materia y descubrirsus propiedades: técnica de separación, seguimiento de reacciones químicas, etc.

8. Formular algunos compuestos binarios y ternarios sencillos, y relacionar la fórmula de cada compuesto consu composición atómica.

9. Escribir y ajustar correctamente algunas ecuaciones químicas.

10. Aplicar estrategias científicas en la resolución de problemas relacionados con hechos observables en la natu-raleza.

11. Participar en actividades y experiencias sencillas que permitan verificar los hechos y conceptos estudiados, yvalorar positivamente el trabajo en equipo, propio de la investigación científica.

12. Valorar la ciencia como fuente de conocimiento sobre el entorno y como motor del desarrollo de la tecno-logía, que mejora las condiciones de existencia de las personas.

13. Desarrollar actitudes que fomenten el respeto por los demás, independientemente del sexo, la edad y la raza.

14. Mostrar interés por el conocimiento de las leyes físicas que explican la estructura y el comportamiento de lamateria, así como por las aplicaciones técnicas de dichas leyes.

15. Clasificar las fuentes de energía y valorar su importancia en la obtención de la energía eléctrica.

16. Interpretar el fenómeno de la corriente eléctrica; identificar y utilizar las leyes que la rigen.

Objetivos del segundo ciclo: Física y química

elementos para elaborar el Proyecto Curricular del centro


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I. Introducción al método científico

1. Introducción al método científico: el método científico y sus etapas

2. El informe científico

3. Medida de magnitudes

4. Sistema Internacional de unidades

5. Carácter aproximado de la medida

6. Sensibilidad y precisión

7. Cifras significativas

8. Notación científica

9. Análisis de datos en tablas y gráficos

10. El trabajo en el laboratorio

II. Estructura y diversidad de la materia

11. La materia, elementos y compuestos

12. Estados de agregación de la materia: sólido, líquido y gaseoso

13. Ley de los gases

14. Teoría cinética y cambios de estado

15. Sustancias puras y mezclas

16. Métodos de separación de mezclas

17. Disoluciones

18. Átomos, moléculas y cristales: teoría atómica

19. Estructura atómica: partículas constituyentes

20. Utilización de modelos: el modelo atómico de Rutherford y el modelo atómico actual

21. Número atómico y elementos químicos

22. Uniones entre átomos: moléculas y cristales

23. Fórmulas y nomenclatura de las sustancias más corrientes

24. Masas atómicas y moleculares

25. Isótopos

26. Hidruros, hidróxidos, óxidos, peróxidos, ácidos y sales

III. Cambios químicos y sus aplicaciones

27. Concepto de mol

28. Disoluciones: solubilidad

29. Reactividad química

30. Conservación de la masa

31. Ecuaciones químicas y su ajuste

32. Cálculo de masa en reacciones químicas sencillas

33. La química en la sociedad

Contenidos del tercer y cuarto cursos de Física y química

Tercer curso


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34. Elementos químicos básicos en los seres vivos

35. La química y el medio ambiente: contaminación atmosférica, lluvia ácida, reducción de la capa de ozono,efecto invernadero, contaminación de aguas y tierras

36. Petróleo y sus derivados

37. Energía nuclear

38. Química y medicina

IV. Energía y electricidad

39. Energía: energías tradicionales, fuentes de energía, energías alternativas y conservación y degradación de laenergía

40. Electricidad: cargas eléctricas y su interacción, campo eléctrico, conductores y aislantes, flujo de cargas, gene-radores y corriente eléctrica, circuitos eléctricos sencillos y la electricidad en casa

I. Fuerzas y movimiento

1. Iniciación al estudio del movimiento. Movimiento y sistema de referencia. Trayectoria y posición.Desplazamiento y espacio recorrido. Velocidad y aceleración. Estudio del movimiento rectilíneo y uniforme.Estudio del movimiento rectilíneo y uniformemente acelerado. Análisis de los movimientos cotidianos.

2. Las fuerzas y su equilibrio. Interacciones entre los cuerpos: fuerzas. Sus tipos. Composición y descomposiciónde fuerzas de la misma dirección y angulares. Equilibrio de fuerzas. Leyes de la dinámica. Tratamiento cuali-tativo de la fuerza de rozamiento. Fuerza gravitacional. Peso de los cuerpos. Concepto de presión. Fuerzas enel interior de los fluidos. Presiones hidrostática y atmosférica.

II. Energía, trabajo y calor

3. Trabajo, potencia y energía mecánica. Concepto de trabajo. Unidades. Trabajo mecánico. Aplicación amáquinas y herramientas. Concepto de potencia. Energía mecánica. Principio de conservación.

4. Intercambios de energía. Calor y transferencia de energía. Principio de conservación de la energía. Efectosdel calor sobre los cuerpos.

5. La energía de las ondas: luz y sonido. Concepto de onda. Tipos y características de las ondas. Transferenciade energía sin transporte de masa. La luz y el sonido. Propiedades de su propagación. Espectro lumínico.

III. El átomo y los cambios químicos

6. Las uniones entre átomos. Ordenación de los elementos químicos. El enlace químico sobre la base de la posi-ción de los elementos en el sistema periódico. Compuestos con enlace iónico. Compuestos con enlace cova-lente. Compuestos con enlace metálico. Formulación química inorgánica según normas IUPAC.

7. Las reacciones químicas. Tipos de reacciones químicas. Relaciones estequiométricas y volumétricas en lasreacciones químicas. Calor de reacción. Concepto de exotermia y endotermia. Velocidad de una reacciónquímica. Factores que influyen en ésta.

8. La química de los compuestos del carbono. El carbono como componente esencial de los seres vivos. El car-bono y los compuestos orgánicos. Características de los compuestos de carbono. Descripción de los com-puestos orgánicos más sencillos: hidrocarburos. Alcoholes. Acidos orgánicos. Polímeros sintéticos.Fabricación y reciclaje de materiales plásticos.

Cuarto curso


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1. Describir las características de los estados sólido, líquido y gaseoso. Comentar en qué consisten los cam-bios de estado, empleando la teoría cinética, incluyendo la comprensión de gráficas y el concepto de calorlatente.

2. Diferenciar entre elementos, compuestos y mezclas, así como explicar los procedimientos químicos básicospara su estudio. Describir las disoluciones. Efectuar correctamente cálculos numéricos sencillos sobre su com-posición. Explicar y emplear las técnicas de separación y purificación.

3. Distinguir entre átomos y moléculas. Indicar las características de las partículas componentes de los átomos.Diferenciar los elementos. Calcular las partículas componentes de átomos, iones e isótopos.

4. Formular y nombrar algunas sustancias importantes. Indicar sus propiedades. Calcular sus masas moleculares.

5. Discernir entre cambio físico y cambio químico. Comprobar que la conservación de la masa se cumple entoda reacción química. Escribir y ajustar correctamente ecuaciones químicas sencillas. Resolver ejerciciosnuméricos en los que intervengan moles.

6. Enumerar los elementos básicos de la vida. Explicar cuáles son los principales problemas medioambientalesde nuestra época y sus medidas preventivas.

7. Explicar las características básicas de compuestos químicos de interés social: petróleo y derivados, y fármacos.Exponer los peligros del uso inadecuado de los medicamentos. Explicar en qué consiste la energía nuclear ylos problemas derivados de ella.

8. Razonar ventajas e inconvenientes de las fuentes energéticas. Enumerar medidas que contribuyen al ahorrocolectivo o individual de energía. Explicar por qué la energía no puede reutilizarse sin límite.

9. Describir los diferentes procesos de carga de la materia. Clasificar materiales según su conductividad. Realizarejercicios utilizando la ley de Coulomb. Indicar las diferentes magnitudes eléctricas y los componentes bási-cos de un circuito. Resolver ejercicios numéricos de circuitos sencillos. Saber calcular el consumo eléctricoen el ámbito doméstico.

10. Diseñar y montar circuitos de corriente continua respetando las normas de seguridad en los que puedan lle-varse a cabo mediciones de la intensidad de corriente y de diferencia de potencial, indicando las cantidadesde acuerdo con la precisión del aparato utilizado.

11. Realizar correctamente en el laboratorio experiencias propuestas a lo largo del curso.

12. Describir las interrelaciones existentes en la actualidad entre sociedad, ciencia y tecnología.

1. Aplicar correctamente las principales ecuaciones, explicando las diferencias fundamentales de los movi-mientos MRU, MRUA y MCU. Distinguir claramente entre las unidades de velocidad y aceleración, así comoentre magnitudes lineales y angulares.

2. Identificar las fuerzas que actúan sobre un cuerpo, generen o no movimiento, y explicar las leyes de la diná-mica a las que obedecen. Determinar la importancia de la fuerza de rozamiento en la vida real. Dibujar lasfuerzas que actúan sobre un cuerpo en movimiento, justificando el origen de cada una, e indicando las posi-bles interacciones del cuerpo en relación con otros cuerpos.

Criterios de evaluación

Tercer curso

Cuarto curso


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3. Explicar el carácter universal de la fuerza de la gravitación.

4. Diferenciar entre trabajo mecánico y trabajo fisiológico. Explicar que el trabajo consiste en la transmisión deenergía de un cuerpo a otro mediante una fuerza. Identificar la potencia con la rapidez con que se realizaun trabajo, y explicar la importancia que esta magnitud tiene en la industria y la tecnología.

5. Relacionar la variación de energía mecánica que tiene lugar en un proceso con el trabajo realizado. Aplicarde forma correcta el principio de conservación de la energía.

6. Identificar el calor como una energía en tránsito entre los cuerpos y describir casos reales en los que se ponede manifiesto. Aplicar el principio de conservación de la energía a transformaciones energéticas relaciona-das con la vida real.

7. Describir el funcionamiento teórico de una máquina térmica y calcular su rendimiento. Identificar las trans-formaciones energéticas que se producen en aparatos de uso común (mecánicos, eléctricos y térmicos).

8. Explicar las características fundamentales de los movimientos ondulatorios. Identificar hechos reales en los quese ponga de manifiesto un movimiento ondulatorio. Relacionar la formación de una onda con la propagaciónde la perturbación que la origina. Distinguir las ondas longitudinales de las transversales y realizar cálculos numé-ricos en los que intervienen el periodo, la frecuencia y la longitud de ondas sonoras y electromagnéticas.

9. Indicar las características que deben tener los sonidos para que sean audibles. Describir la naturaleza de laemisión sonora.

10. Utilizar la teoría atómica para explicar la formación de nuevas sustancias a partir de otras preexistentes.Expresar mediante ecuaciones la representación de dichas transformaciones, observando en ellas el princi-pio de conservación de la materia.

11. Diferenciar entre procesos físicos y procesos químicos. Escribir y ajustar correctamente las ecuaciones quí-micas correspondientes a enunciados y descripciones de procesos químicos sencillos y analizar las reaccionesquímicas que intervienen en procesos energéticos fundamentales.

12. Escribir fórmulas sencillas de los compuestos de carbono, distinguiendo entre compuestos saturados e insa-turados.


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La metodología que sugiere el currículo implica que, al menos durante la ESO, el elemento preponderante enel desarrollo didáctico sea la construcción del aprendizaje por parte del alumno o alumna, bajo la dirección delprofesor o profesora. Esto conllevaría que el alumno o alumna partiera de sus ideas previas y desarrollara pos-teriormente una gran cantidad de actividades bajo la tutela del profesorado.

Si llevamos lo que se acaba de exponer a un plano de mayor concreción, nos encontramos con un primer hechoimportante: no existe una división drástica entre clases teóricas y clases prácticas, ya que ambas deben ser integra-das para que sea posible desarrollar la forma continua del modus operandi constructivista. Sin embargo, todo estoimplica que las aulas deben estar dotadas de armarios que contengan material de consulta y de los elementos nece-sarios para realizar posibles experiencias sencillas, de forma que quede así el laboratorio libre para las actividadesempíricas de mayor complejidad. La mayoría de las aulas carecen aún de esos armarios, así como del material expe-rimental adicional que habría que tener para dotar simultáneamente a los laboratorios y a las propias aulas. Portodo ello, es fácil inferir que la aplicación en sentido estricto del método constructivista resulta complicada.

En todo caso, debe quedar claro nuestro propósito de caminar hacia la consecución óptima de la opción meto-dológica que deberá imponerse según la legislación vigente.

La reflexión anterior se traduce en lo siguiente: debemos realizar una simbiosis metodológica entre la clase tra-dicional, mayoritariamente expositiva, y la clase constructivista, esencialmente participativa. Por esta razón, consi-deramos muy oportuno realizar un uso razonable del libro de texto.

El plan de trabajo será el siguiente:

1. Exploración de ideas previas, mediante ejercicios de iniciación.

2. Realización de actividades de desarrollo, tales como:

Repaso de conceptos

Planteamiento de problemas

Formación de hipótesis

Contrastación de dichas hipótesis

Puesta en común en el alumnado

Obtención de conclusiones

3. Resolución de ejercicios sobre los problemas planteados. El grado de dificultad de estas actividades se planificaráen atención a la diversidad del alumnado.

4. Realización de experimentos: en el aula o en el laboratorio.

5. Búsqueda bibliográfica en el propio libro de texto o en otras fuentes donde se expongan noticias o hechosvinculados con el tema en cuestión. En este sentido, habría que incluir las posibles sesiones audiovisuales ylas actividades de carácter extraescolar.

Orientaciones metodológicas

Técnica metodológica


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Una vez evaluados los conocimientos previos, se realizará lo mismo con el proceso de aprendizaje y con el proce-so de enseñanza. En lo que respecta al primero, la evaluación se efectuará con arreglo a los siguientes criterios:

La correcta expresión oral y escrita de todas las expresiones, en consonancia con el vocabulario técnico de laFísica y de la Química.

La adecuada presentación de todas las actividades realizadas por escrito.

La comprensión de los distintos conceptos que se consideren y el razonamiento lógico que los relacione entre sí.

La conexión fundada entre los conceptos y las aplicaciones de éstos, tanto teóricas como prácticas.

El manejo de técnicas de resolución de problemas con el uso adecuado del lenguaje matemático.

La expresión numérica de las magnitudes en las unidades correctas, especialmente en las del SI.

Un afianzamiento en el esfuerzo tanto individual como en equipo y en la participación activa en diferentes tareasen la clase y en el centro en general.

Una actitud de respeto hacia las personas y de trato cuidadoso con todo el material del instituto.

El proceso de aprendizaje será evaluado mediante la utilización combinada de las siguientes técnicas:

Pruebas escritas

Se realizará como mínimo una por cada evaluación. Dada su singular objetividad, en ellas residirá el 70% de lacalificación global. Contendrán cuestiones de respuesta cerrada, cuestiones abiertas y problemas parcelados.Sobre éstos recaerá más de la mitad de la nota de la prueba.

Revisión del cuaderno de trabajo del alumno o alumna

Se efectuará al menos una vez en cada evaluación y supondrá un 10% de la calificación global. En él aparece-rán apuntes, ejercicios, comentarios de texto y prácticas de laboratorio (y de clase, si se diera el caso).

Observación directa de la actitud del alumno o alumna

Se realizará de forma continua en todas y cada una de las circunstancias que lo posibiliten (intervenciones enclase, realización de ejercicios y trabajos, actividades de experimentación, etc.). Este apartado tendrá un valordel 10% en la calificación global.

Revisión de otras actividades

A lo largo del curso se entregarán a los alumnos hojas de ejercicios para realizar en clase o en casa. Los alum-nos devolverán estas hojas de ejercicios al profesor o profesora, como máximo una semana después de su recep-ción. Su calificación influirá en un 10% sobre la nota final de la asignatura.

El proceso de enseñanza se evaluará, esencialmente, en las reuniones de Departamento.

Hay que destacar el carácter continuo del proceso de aprendizaje: es un elemento clave que determina la aplica-ción de los distintos instrumentos de evaluación.

Evaluación

Criterios generales para evaluar al alumnado

Instrumentos para evaluar al alumnado


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Los alumnos que no superen una evaluación recibirán una atención especial. Ésta consistirá en la realización deuna prueba escrita ad hoc unida a los otros instrumentos ya expuestos. La ponderación de cada uno seguirá laspautas conocidas. Por otro lado, es obvio que se mantienen los mismos criterios de evaluación que se han men-cionado anteriormente.

Se realizará una recuperación de cada evaluación una vez terminadas éstas, considerando que la asignatura que-dará superada cuando las tres evaluaciones hayan sido aprobadas.

En cada una de las tres evaluaciones será imprescindible superar los contenidos mínimos incluidos en las pruebaspara que la calificación final en cada una de ellas sea favorable.

La experiencia nos muestra que en el aula existen alumnos de muy variada naturaleza a los que, en líneas gene-rales, podríamos encuadrar en tres grupos:

Alumnos con un buen rendimiento académico. Realizan, habitualmente, todos los ejercicios propuestos coneficacia, atienden a las explicaciones del profesor o profesora y participan favorablemente en la marcha dia-ria de la clase.

Alumnos que no consiguen superar satisfactoriamente los niveles exigidos pero que muestran interés por la asig-natura, aunque no trabajen de un modo continuo. En ocasiones, el bajo rendimiento se puede achacar a caren-cias en ciencias instrumentales; en otras, a la discontinuidad en el trabajo diario, o bien a dificultades leves enla comprensión de los conceptos estudiados.

Alumnos que están muy por debajo de los niveles mínimos exigibles. Esta situación suele deberse a un totaldesinterés por parte del alumno o alumna, o a deficiencias graves en sus habilidades psicomotrices. En el pri-mer caso, existe en el alumno o alumna una actitud de rechazo a la asignatura, que suele conducir a un malcomportamiento que afecta al resto del grupo.

Parece razonable establecer una serie de actividades para estos tres grupos de alumnos con el objeto de obtenerun mayor rendimiento de cada uno de ellos. Así, se pueden plantear para el primer grupo ejercicios avanzados,que requieran un tratamiento matemático un poco más elevado y ejercicios que deban ser contestados razonada-mente. Para los alumnos del segundo grupo, pueden proponerse ejercicios más sencillos que, sobrepasando loscontenidos mínimos, no exijan del alumno o alumna el uso de procedimientos matemáticos largos o razona-mientos complicados. Por último, se plantearán ejercicios y problemas sencillos, cuyo contenido se refiera estric-tamente a los contenidos mínimos exigibles en cada nivel.

A los alumnos de cada uno de los grupos anteriores se les recomienda la realización de ejercicios con los siguien-tes grados de dificultad:

Grupo A

Cálculo e interpretación de gráficos.

Ejercicios de cambio de unidades de magnitudes derivadas.

Reacciones de radiactividad.

Configuración electrónica.

Recuperación

Atención a la diversidad


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Distinción entre moléculas polares y apolares.

Formulación de sales ácidas y sales dobles.

Relación de la molaridad de una disolución con g/L y tanto por ciento en peso.

Resolución cuantitativa de reacciones químicas con intervención de gases y disoluciones.

Aplicación de las leyes de Ohm y Joule a circuitos de corriente eléctrica con montaje mixto en serie y paralelo.

Grupo B

Cálculo de errores absoluto y relativo.

Ejercicios de cambio de unidades en magnitudes sencillas.

Relación de distintos tipos de mezclas con el método apropiado para separar sus componentes.

Ejercicios en los que haya que diferenciar entre elementos y compuestos, así como entre mezclas y combina-ciones.

Ejercicios de isótopos e iones.

Relación del tipo de enlace que se produce entre dos elementos con el carácter metálico o no metálico dedichos elementos.

Ejercicios de disoluciones con cálculos de porcentaje en peso, en volumen y g/L.

Formulación de compuestos ternarios, fundamentalmente sales de ácidos oxoácidos.

Estequiometría de reacciones químicas con cálculos en los que intervengan sólidos.

Aplicación de la ley de Coulomb y cálculo de la carga eléctrica o la distancia entre las cargas.

Ejercicios de corriente eléctrica con montajes en serie o paralelo.

Interpretación de un recibo de electricidad.

Grupo C

Ejercicios de cambio de unidades de magnitudes fundamentales.

Cálculo de áreas y volúmenes sencillos.

Reconocimiento de algún método de separación de los componentes de una mezcla.

Ejercicios de diferenciación entre mezclas homogéneas y heterogéneas.

Descripción de los estados de la materia y sus cambios. Ejemplos de cambios físicos y químicos.

Relaciones entre número másico, número atómico y número de protones, neutrones y electrones en un átomo.

Ejercicios sencillos de cálculo de concentraciones de disoluciones en g/L y porcentaje en peso.

Fórmulas de compuestos binarios.

Ajuste de reacciones químicas sencillas.

Conocimiento de las acciones entre los distintos tipos de cargas.

Resolución de ejercicios de aplicación directa de la ley de Coulomb.

Resolución de ejercicios de aplicación directa de la ley de Ohm.

Resolución de ejercicios de cálculo de las resistencias en serie o en paralelo.


17

elementos para elaborarla programación de aula

Hechos, conceptosy sistemas conceptuales

Procedimientos Actitudes, valores y normas

1. Origen y fases del método científico.

2. Magnitud física. Unidad de medida.

3. Sistema Internacional de medi-das. Magnitudes fundamentales yderivadas.

4. Equivalencia entre unidades. Múlti-plos y submúltiplos.

5. La medida. Error absoluto y errorrelativo. Redondeo y cifras signifi-cativas.

6. La densidad como magnitud deriva-da. Tablas y gráficas.

1. Cálculos con unidades de magnitu-des fundamentales y derivadas.

2. Estimaciones de errores absolutos yrelativos en una medida.

3. Utilización de distintos instrumen-tos de medida del laboratorio conun cálculo de errores adecuado.

4. Determinación de forma experi-mental de la densidad de algunassustancias.

1. Valorar la importancia del métodocientífico en el progreso de lahumanidad.

2. Ser consciente de la relevancia ycomplejidad que supone el proce-so de medición de una magnitud.

3. Tener cuidado en el manejo de losinstrumentos de laboratorio.

1. Conocer los pasos que se siguen en el método científico.2. Valorar la necesidad de realizar medidas precisas.3. Interpretar la imprecisión que se comete en una medida.4. Realizar cálculos que permiten determinar la precisión de una medida.5. Explicar la diferencia entre magnitud, cantidad y unidad.6. Efectuar cálculos de cambio de unidades.7. Estudio de la densidad de un cuerpo y su relación con la masa y el volumen.8. Valorar la importancia de representar gráficamente los resultados en una experiencia.

unidad Magnitudes y unidades1

Contenidos


Tres semanas (seis sesiones)

Temporización


18

Básicas Refuerzo Ampliación

Refuerzo Ampliación

Magnitudes y unidades 2 y 3

Unidades de longitud, masa y tiempo 1 5

Unidades de superficie, capacidad y

volumen 2, 4 4

Errores de medida 3 1

Magnitudes y unidades 1 y 19 2 3 y 26

Unidades de longitud, masa y tiempo 4, 5, 6 y 22 7, 8 y 27 9, 10, 23 y 24

Unidades de superficie, capacidad y volumen 13 y 14 11, 20 y 28 12, 21, 25 y 29

Errores de medida 15 16 17 y 18

Hoja de seguimiento (pág. 62)Modelo fotocopiable (pág. 63)


Libro del alumnado (págs. 24 y 25)

Guía didáctica



19

1. Si la velocidad de la luz es de 300.000 km/s, averigua a cuántos metros equivale 1 año luz.

2. Responde a las siguientes cuestiones acerca de la unidad de volumen en el SI.

a) ¿Cómo se llama?

b) ¿Es una magnitud fundamental o derivada?

c) ¿A cuántos cm3 y L equivale?

3. Medimos cinco veces el volumen de un cuerpo, y obtenemos los siguientes resultados en cm3: 62,5;

62,4; 61,9; 62,3. ¿Qué valor tomamos como definitivo?

4. Averigua la densidad de un líquido, si 2 L del mismo tienen una masa de 1,8 kg.

Centro: Curso:

Nombre del alumno/a: Fecha:


20

Centro: Curso:


Centro: Curso:


Centro: Curso:


Centro: Curso:


1. Medimos la altura de una persona y cometemos un error absoluto de 1 cm. Al medir la longitud de

un lapicero, el error ha sido de 1 mm. ¿Cuál de las dos medidas es más precisa y por qué?

2. Calcula la masa de una barra cilíndrica metálica de densidad 2.700 kg/m3, si su longitud es de

1,5 m y su diámetro, de 6 cm.

3. Vamos a pintar el interior de una bóveda semiesférica de 1,8 m de radio y sabemos que hacen falta

0,5 kg de pintura para cubrir cada m2 de superficie. Averigua cuántos kg de pintura necesitamos.

Indicación: el área de la semiesfera es 2πR2.

4. La sección de una probeta cilíndrica es de 12 cm3. Si ponemos en la misma 120 g de un líquido

cuya densidad es 0,8 g/cm3. ¿Qué altura alcanza en el interior de la probeta?

5. Averigua el significado de microgramo (µg) o micra, gigavatio (GW) y nanosegundo (ns).


21



1. Procesos físicos y procesos químicos.

2. Sustancias puras. Elementos y com-puestos.

3. Mezclas. Mezclas homogéneas yheterogéneas.

4. Métodos de separación de mezclas.

5. Estados físicos de la materia.

6. Cambios de estado.

7. Leyes de los gases ideales. Ecuaciónde estado de los gases ideales.

1. Puesta en práctica de algunosmétodos sencillos de separación delos componentes de una mezcla.

2. Identificación de la mezcla de unasustancia pura a partir de datos teó-ricos o experimentales. Separaciónde los elementos constituyentes deciertos compuestos simples.

3. Realización de cálculos de aplica-ción de las leyes de los gases ideales.

4. Análisis de tipos de mezclas y clasesde sustancias puras.

1. Valorar la importancia del estudiode las mezclas y de las sustanciaspuras por sus numerosas aplicacio-nes prácticas y como un exponentemás del avance de la ciencia.

2. Tomar precauciones al manejarinstrumentos de laboratorio.

1. Valorar el cambio y la adaptación en el tiempo de las teorías o modelos científicos.2. Adaptar las aplicaciones de los conocimientos científicos al mundo real.3. Conocer las diferencias entre mezcla y combinación.4. Asociar sustancias conocidas en la vida cotidiana con mezclas homogéneas, mezclas heterogéneas y sustancias puras.5. Comprender que los cambios de estado son un ejemplo de procesos físicos en los que la naturaleza de las sustancias no varía.6. Observar que muchos de los procesos de conformado de materiales utilizados en la industria y en la vida ordinaria se basan

en procesos físicos de solidificación y trabajado mecánico, sin cambio en su estructura y propiedades.7. Diferenciar entre el fenómeno de la ebullición y de la evaporación.8. Conocer las leyes de los gases y aplicarlas a cálculos numéricos sencillos.

unidad Estados de agregación2

Contenidos


Cuatro semanas (ocho sesiones)

Temporización


22



Sustancias puras y mezclas 1, 3 y 4 5 y 6 2

Estados físicos de la materia 7 y 8 9 y 10 11

Leyes de los gases 12, 13, 14, y 15 16, 17, 18 y 19 20, 21 y 22

Ecuación de estado de los gases 23, 24, 25 y 26 27, 28, 29 y 30 31, 32 y 33




Guía didáctica


Sustancias puras y mezclas 1 y 2 2

Estados físicos de la materia 3 1

Leyes de los gases 4 3

Ecuación de estado 5 4 y 5


23

Centro: Curso:


1. Nombra sustancias u objetos que puedas encontrar en casa y que sean sustancias simples.

2. Indica cuáles de las siguientes sustancias son mezclas y cuáles son puras.

a) arena

b) una alfombra

c) una llave

d) una cuchara de madera

e) detergente

3. Calcula la composición centesimal del óxido del calcio.

Masas atómicas: Ca = 40; O = 16

4. Indica en cada caso dos mezclas diferentes que puedas separar con cada uno de los siguientes

métodos.

a) filtración:

b) decantación:

c) cromatografía:

d) separación magnética:

e) destilación:

5. Señala cuáles de las siguientes mezclas son homogéneas y cuáles son heterogéneas.

a) sangre:

b) leche:

c) granito:

d) agua con azúcar:

e) agua de mar:


24

Centro: Curso:


1. Calcula la concentración centesimal de cada una de las siguientes sustancias, ordenándolas de

menor a mayor contenido de cloro.

• sal común (NaCl) • pentaóxido de dicloro (Cl2O5) • lejía (NaClO) • cloroformo (ClCH3)

Masas atómicas: Cl = 35,5; Na = 23; O = 16; C = 12; H = 1

2. ¿Cómo se separan los tres componentes de cada una de las mezclas siguientes?

a) aceite, agua y arena:

b) azúcar, hierro y azufre:

c) sal común, yodo y arena:

3. Calcula la composición centesimal de la aspirina (C9H8O4) y de la terramicina (C22N2H24O8).

Masas atómicas: C = 12; N = 14; O = 16; H = 1

4. Un gas está encerrado en un recipiente a una temperatura de 18 ºC. Si se comprime el recipiente

y se duplica la presión a la vez que el volumen se reduce a la tercera parte del inicial, ¿cuál es la

nueva temperatura del gas?

5. Calcula la relación entre el volumen final y el inicial de un gas, sabiendo que inicialmente su tem-

peratura es de 27 ºC y su presión, 1,5 atm. El sistema evoluciona a un estado en el que su tempe-

ratura es de 427 ºC y su presión, 2.280 mm Hg.


25



1. Teoría atómica: de Demócrito a Dal-ton.

2. Descubrimiento del electrón.

3. Modelo atómico de Rutherford.

4. Modelo atómico actual. Estructuraatómica. Número atómico y númeromásico. Isótopos y elementos. Masaatómica. Iones. Configuración elec-trónica por niveles. Electrones devalencia.

5. Sistema periódico de los elementos.Metales y no metales. Grupos de ele-mentos representativos.

6. Enlace iónico, covalente y metálico.Enlace químico y propiedades ma-croscópicas.

1. Análisis de textos sobre la evoluciónhistórica de la teoría atómica.

2. Cálculo del número de protones,electrones y neutrones de un isó-topo.

3. Determinación de la masa atómicade un elemento o la abundancia desus isótopos.

4. Escritura de la configuración elec-trónica por niveles de un elemento ydeducción de su ubicación.

5. Análisis del tipo de enlace en algu-nas sustancias.

6. Obtención de algunos elementosen el laboratorio mediante proce-sos sencillos.

1. Ser consciente del largo procesoseguido para el afianzamiento de lateoría atómica.

2. Tener una postura de crítica cons-tructiva ante un modelo científico.

1. Conocer los orígenes de la teoría atómica y las ideas principales del primer modelo atómico moderno: el modelo deDalton.

2. Entender los distintos fenómenos que pusieron de manifiesto que los átomos son divisiones y que permitieron el descu-brimiento del electrón.

3. Valorar la importancia del descubrimiento del electrón y saber describir el modelo atómico planetario o de Rutherford.4. Comprender y manejar los conceptos básicos que se utilizan en el modelo atómico actual.5. Ser consciente del proceso histórico que supuso la elaboración del concepto de elemento químico y la necesidad de orde-

nar el conjunto de elementos conocidos.6. Identificar los principales elementos de la tabla periódica y saber distinguir los elementos de un grupo respecto a los de otro.7. Describir los principales tipos de enlace químico entre átomos y saber discernir la clase de enlace, a partir de la fórmula

de un compuesto sencillo.8. Relacionar las propiedades macroscópicas de las sustancias con el tipo de enlace que se da entre sus átomos.

unidad Estructura de la materia3

Contenidos


Cinco semanas (diez sesiones)

Temporización


26



Teoría atómica

El descubrimiento del electrón

Modelo atómico de Rutherford

Modelo atómico actual 1 y 2 1 y 2

El sistema periódico 3 3

El enlace químico 4 y 5 4 y 5

Teoría atómica 1 3 2

El descubrimiento del electrón 5 4

Modelo atómico de Rutherford 6 7

Modelo atómico actual 8, 9, 12 y 15 10, 11 y 13 14 y 16

El sistema periódico de los elementos 17, 18 y 19 20

El enlace químico 21, 22, 23 y 24 25, 26 y 27 28 y 29


Guía didáctica





27

Centro: Curso:


1. Calcula el número de protones, neutrones y electrones de los siguientes isótopos, suponiendo que

se encuentran en estado neutro.

2. a) Calcula la masa atómica del oxígeno, sabiendo que la abundancia de sus tres isótopos naturales es:

b) Realiza lo mismo con el níquel, sabiendo que sus isótopos, con sus abundancias respectivas, son:

5828Ni (67,76 %) 60

28Ni (26,16 %) 6128Ni (1,25 %) 62

28Ni (3,66 %) 6428Ni (1,16 %)

168O (99,76 %) 17

8O (0,04 %) 188O (0,20 %)

42He 7

3Li 2110Ne 44

20Ca 5426Fe


28

Centro: Curso:


3. Escribe la configuración electrónica por niveles e indica el grupo y periodo al que pertenecen los

siguientes elementos.

4. ¿Qué tipo de enlace presentan los siguientes compuestos?

Indica, en cada caso, la temperatura de fusión, la solubilidad en agua y la conductividad eléctrica.

5. Escribe el diagrama de Lewis y la fórmula desarrollada de las siguiente sustancias.

a) Br2 b) H2Se c) CCl4 d) PH3 e) N2

a) CsCl b) Co c) HI d) MgO e) Cl2

a) Z = 3 b) Z = 11 c) Z = 13 d) Z = 17 e) Z = 10


29

Centro: Curso:


1. ¿Qué significa el símbolo 10747Ag+? Calcula el número de partículas subatómicas presentes en los

siguientes iones:

2. Calcula la abundancia de los isótopos de los siguientes elementos:

a) Litio: su masa atómica es 6,9 y lo componen el 6Li y el 7Li.

b) Bromo: su masa atómica es 79,9 y sus isótopos naturales son 7935Br y 82

35Br.

3. a) El flúor tiene nueve electrones en estado neutro. ¿Cuántos orbitales ocupan? ¿Están llenos o

semillenos? Indica cuántos orbitales llenos y semillenos hay en los distintos niveles electrónicos

de los siguientes elementos:

a) Z = 5 b) Z = 10 c) Z = 13 d) Z = 17

7935Br– 116

50Sn2+ 20682Pb4+ 34

16S2–


30

Centro: Curso:


b) ¿Cuál es la estructura electrónica de un elemento del segundo periodo y del grupo VIIA? ¿Y del

tercer periodo y grupo IIA?

4. Se analizan en el laboratorio cuatro sustancias, y se llega a las siguientes conclusiones sobre sus pro-

piedades:

a) Temperatura de fusión alta y sólo conduce la corriente fundida o disuelta en agua.

b) Temperatura de fusión alta, y dúctil y maleable.

c) Temperatura de fusión baja e insoluble en agua.

d) Insoluble en agua pero conductor de la corriente en estado sólido y líquido.

¿Qué tipo de enlace existe entre los átomos de las cuatro sustancias? Justifícalo.

5. a) ¿Por qué el O2 es poco soluble en agua si ambos tienen enlaces covalentes?

b) El ácido clorhídrico es una sustancia que, al 20% en masa, se comercializa como «agua fuerte»

o «salfumán». ¿Por qué es soluble en agua?


31



1. Nomenclatura tradicional, funcio-nal y sistemática.

2. Valencia química.

3. Hidruros.

4. Hidróxidos.

5. Óxidos.

6. Peróxidos.

7. Ácidos.

8. Sales.

9. Compuestos binarios no citados an-teriormente.

1. Escritura de la fórmula de los princi-pales hidruros, hidróxidos, óxidos,peróxidos, ácidos y sales.

2. Escritura, a partir de la fórmula, delnombre de los principales com-puestos pertenecientes a los gruposanteriores.

3. Identificación del nombre y la fór-mula en ciertos productos de usogeneralizado.

1. Respetar las normas de seguridadde un laboratorio.

2. Valorar la importancia del conoci-miento de los nombres de las sus-tancias químicas.

1. Considerar la formulación como la obtención de sustancias neutras a partir de la unión de aniones y cationes.2. Conocer el significado de los subíndices de una fórmula.3. Observar que todos los subíndices han de ser simplificados cuando sea posible, excepto en los peróxidos.4. Elaboración de tablas de fórmulas de productos químicos con propiedades semejantes en función de su estructura.5. Utilización de la terminología sistemática en compuestos binarios.6. Conocer la terminología tradicional y usarla en ácidos y sales ternarias.7. Observar la influencia positiva y negativa de los productos químicos sobre la salud.8. Conocer los efectos de las sustancias químicas sobre el medio ambiente y el patrimonio artístico.

unidad Formulación4

Contenidos



Temporización


32



Hidruros e hidróxidos 1 1

Óxidos 2 2

Ácidos 3 3

Sales 4 4

Hidruros e hidróxidos 1 2

Óxidos 3 4

Ácidos 5 6 7 y 8

Sales 9 y 13 10 y 11 12, 14, 15 y 16




Guía didáctica



33

Centro: Curso:


1. Escribe el nombre de las siguientes sustancias.

a) LiOH: f) H3AsO3:

b) MnO2: g) CuNO3:

c) HBr: h)AuPO4:

d) BeH2: i) CuS:

e) Na2O2: j) SiO2:

2. Escribe la fórmula de los siguientes compuestos.

a) hidruro de magnesio: f) sulfato cálcico:

b) óxido de aluminio: g) metano:

c) hidróxido férrico: h)dióxido de azufre:

d) ácido telurhídrico: i) tricloruro de hierro:

e) carbonato sódico: j) arseniato ferroso:


a) CuCrO4: f) H3SbO3:

b) NH3: g) CuClO3:

c) CO: h)AlPO4:

d) Cr2S3: i) ZnS:

e) HMnO4: j) TiO2:


a) sulfito potásico: f) yoduro de plomo(II):

b) óxido de plata: g) arseniato magnésico:

c) manganato de cesio: h)óxido de cadmio:

d) dicromato potásico: i) hidruro de potasio:

e) cianuro de zinc: j) hidróxido alumínico:


34

Centro: Curso:



a) Hg(OH)2: f) Li3PO3:

b) TeO2: g) TINO3:

c) HCN: h)Ca3(AsO4)2:

d) MgH2: i) CuI2:

e) H2O2: j) SO3:


a) óxido de magnesio: f) hidróxido de berilio:

b) peróxido de bario: g) sulfito cúprico:

c) carbonato férrico: h)tribromuro de aluminio:

d) dicromato de plata: i) hidróxido de zinc:

e) ácido carbónico: j) perclorato ferroso:


a) MgSO4: f) K3AsO3:

b) PH3: g)CdTeO3:

c) NaCl: h)BaCO3:

d) Al2Se3: i) ZnBr2:

e) HIO4: j) PbO2:


a) carbonato potásico: f) nitrato de plomo(II):

b) óxido de calcio: g) hidruro magnésico:

c) perclorato de cesio: h)cromato de cadmio:

d) hipoclorito potásico: i) sulfuro de potasio:

e) nitrito de zinc: j) hidróxido de litio:


35



1. Composición centesimal.

2. Mol, número de Avogadro y canti-dad de materia.

3. Disoluciones. Soluto y disolvente.Disoluciones diluidas, concentra-das y saturadas. Coloides y suspen-siones.

4. Concentración de una disolución:tanto por ciento en masa, tanto porciento en volumen, g/L, molaridad.

5. Solubilidad.

1. Realización de cálculos sobre la con-centración de una disolución apli-cando los conceptos expuestos.

2. Preparación de disoluciones senci-llas en el laboratorio.

3. Obtención de algún producto deuso común como aplicación del estu-dio de las disoluciones.

1. Valorar la importancia de las diso-luciones en la ciencia pura y apli-cada.

2. Ser muy cuidadoso en el uso de losinstrumentos y productos del labo-ratorio.

1. Conocer la importancia de las disoluciones en el mundo natural.2. Observar cómo las reacciones químicas tienen lugar con mayor facilidad si están en estado líquido o en disolución.3. Reconocer el agua como el líquido más apropiado para actuar como disolvente en la mayoría de las ocasiones.4. Comprender el significado de la concentración de una disolución.5. Observar la influencia de la temperatura en la solubilidad de una sustancia.6. Obtener experimentalmente en el laboratorio distintos tipos de disoluciones.7. Diferenciar entre el significado de concentración centesimal en masa y concentración centesimal en volumen de una disolución.8. Acostumbrarse a trabajar en grupo en el laboratorio y a elaborar un cuaderno personal con el informe de los resultados

observados durante la experimentación.

unidad Disoluciones5

Contenidos



Temporización


36



Composición centesimal 5 1

Mol 4 2 y 4

Concentración de disoluciones 1 3

Concentración de disoluciones en 2 y 3 5

g/L y molaridad

Composición centesimal 1 y 2 3 y 4 5 y 6

Mol 7 y 8 9 y 10 11

Concentración de disoluciones 12, 13 y 14 15, 16 y 17 18, 19 y 20

Concentración de disoluciones en 21, 22, 23, 24, 25, 26, 27 31, 32, 33, 34, 35 y 36 37, 38, 39, 40 y 41

g/L y molaridad 28, 29 y 30

Hoja de seguimiento (pág. 73)Modelo fotocopiable (págs. 74 y 75)



Guía didáctica



37

Centro: Curso:


1. Calcula la concentración resultante de disolver 36 g de hidróxido de sodio en agua hasta formar

2 L de disolución. Expresa el resultado en tanto por ciento en peso y en g/L.

Densidad del hidróxido de sodio sólido: d = 1,8 g/cm3

2. ¿Cuántos gramos de soluto están contenidos en 400 g de una disolución acuosa cuya concentración

es del 40 % en peso? Si la densidad del soluto es 3,2 g/L, ¿cuál es la concentración de esa disolu-

ción en gramos de soluto por litro de disolución?

3. La concentración de una disolución acuosa es de 120 g/L. Calcula la masa de soluto contenida en

300 mL de disolución, así como la concentración molar de la misma.

Masa molecular del soluto: 75

4. La concentración de una disolución acuosa es de 0,5 M.

a) ¿Cuántos moles de soluto hay en 3 L de disolución?


38

Centro: Curso:


b) Si el soluto es ácido nítrico, ¿cuántos gramos de dicha sustancia hay en 4 L de disolución?

Masas atómicas. H = 1; N = 14; O = 16

5. Disponemos de una disolución acuosa de ácido clorhídrico.

a) Calcula cuántos gramos de soluto contienen 9 L de dicha disolución, sabiendo que su concen-

tración es de 73 g/L.

b) Calcula la molaridad de dicha disolución.

Masas atómicas: H = 1; Cl = 35,5


39

Centro: Curso:


1. Sobre medio litro de una disolución 3 M de ácido sulfúrico se añaden 98 g de ácido sulfúrico puro,

cuya densidad es de 1,82 g/cm3. ¿Cuál es la nueva molaridad de la disolución obtenida?

Masas atómicas: H = 1; S = 32 ; O = 16

2. En un recipiente que contiene agua se añaden 40 g de sulfato de sodio, 25 g de sulfuro de sodio y

16 g de hidróxido de sodio hasta completar 2 L de disolución. Calcula la concentración molar de

cationes sodio contenidos en dicha disolución, y el número de g/L de sulfato de sodio, de sulfuro

de sodio y de hidróxido de sodio contenidos en la misma.

Masas atómicas: Na = 23; S = 32; O = 16; H = 1

3. La solubilidad del cloruro de plata en agua es de 10–10 moles/L. Calcula el número de gramos que

se pueden disolver como máximo en una piscina que contiene 200.000 L de agua.

Masas atómicas: Ag = 108; Cl = 35,5


40

Centro: Curso:


4. Calcula la masa molecular de una sustancia, sabiendo que, al disolver 12,6 g de la misma en agua

hasta obtener 500 mL de disolución, la concentración de ésta es 0,4 molar. ¿Cuál es la concentra-

ción de esta disolución en g/L?

5. Sobre 800 mL de agua se añade una cierta cantidad de cloruro sódico, cuya densidad es 1,6 g/cm3.

Se obtiene así una disolución 0,4 M. ¿Cuántos gramos de soluto se han añadido?

Masas atómicas: Na = 23; Cl = 35,5


41



1. Reacciones químicas.

2. Ley de conservación de la masa o deLavoisier.

3. Ley de las proporciones definidas ode Proust.

4. Teoría atómica de Dalton.

5. Principio de Avogadro. Moléculas.

6. Ajuste de reacciones químicas. Coefi-cientes estequiométricos.

7. Cálculos estequiométricos.

8. Ácidos y bases. Teoría de Arrhenius.Escala de pH. Indicadores. Reaccio-nes de los ácidos y las bases.

9. Reacciones de combustión.

1. Aplicación y comprobación de la leyde Lavoisier y de la ley de Proust.

2. Aplicación de la teoría de Dalton ydel principio de Avogadro.

3. Ajuste de reacciones químicas.

4. Realización de cálculos estequiomé-tricos con masas y moles.

5. Ajuste y realización de cálculos sobrereacciones de ácidos y bases, y sobrereacciones de combustión.

6. Estudios experimentales de algu-nas reacciones sencillas.

7. Estimaciones empíricas del pH yobtención de indicadores.

1. Ser consciente de la enorme rele-vancia de científicos como Lavoi-sier y Dalton, entre otros.

2. Valorar la complejidad y exactitudque requiere el estudio detalladode una reacción química.

3. Respetar de forma rigurosa lasmedidas de seguridad en el labora-torio.

1. Identificar una transformación química y entender las principales leyes ponderales que se cumplen en la misma.2. Comprender los postulados de la teoría atómica de Dalton y saber explicar a partir de ellos la ley de conservación de la

masa y la ley de las proporciones definidas.3. Explicar las limitaciones del modelo atómico de Dalton y la contribución que supone el principio de Avogadro de cara a

solucionarlas.4. Ajustar reacciones químicas sencillas por tanteo y realizar cálculos de masas y moles de las sustancias que intervienen.5. Conocer las propiedades de los ácidos y de las bases, y explicar su comportamiento químico según el modelo de Arrhenius.6. Manejar las principales reacciones que producen los ácidos y las bases, y entender el concepto de pH, así como su gran

relevancia en muchos sistemas vivos e inertes.7. Entender las reacciones de combustión, saber realizar ajustes y cálculos sobre dichos procesos, y ser consciente de sus apli-

caciones en distintos ámbitos.

unidad Reacciones químicas6

Contenidos


Seis semanas (doce sesiones)

Temporización


42



Reacciones químicas

Ley de conservación de la masa

Ley de las proporciones definidas

Teoría atómica de Dalton

Principio de Avogadro 1 1

Ajuste de reacciones 2 2

Cálculos estequiométricos 3 3

Reacciones de ácidos y bases 4 4

Reacciones de combustión 5 5

Reacciones químicas 1 2

Ley de conservación de la masa 3 y 4

Ley de las proporciones definidas 5 6

Teoría atómica de Dalton 7 8 y 9

Principio de Avogadro 10 11

Ajuste de reacciones químicas 12

Cálculos estequiométricos 13 y 14 15, 16 y 17 18 y 19

Reacciones de ácidos y bases 20 21 22

Reacciones de combustión 23

Hoja de seguimiento (pág. 76)Modelo fotocopiable (págs. 77 a 79)



Guía didáctica



43

Centro: Curso:


1. Completa las siguientes expresiones:

a) La ley de conservación de la masa también se conoce como la ley de .

b) Cuando el cloro y el hidrógeno se combinan para formar cloruro de hidrógeno; la proporción

entre las de ambos es siempre .

c) La teoría de Dalton ofrece una explicación de la ley de , y de la ley de

, y de otras leyes llamadas, generalmente, ponderales.

d) Según Avogadro, a igual presión y temperatura, un litro de oxígeno y otro de nitrógeno tienen

el mismo número de .

e) En una reacción química, la masa total siempre es , pero el número de moles

y el volumen .

2. Ajusta las siguientes reacciones y determina los coeficientes que deben acompañar a cada com-

puesto, y que van fuera del paréntesis.

a) (HCl) + (F2) (HF) + (Cl2)

b) (Na) + (Cl2) (NaCl)

c) (NH3) + (O2) (N2) + (H2O)

d) (SiO2) + (Mg) (Si) + (MgO)

e) (AgNO3) (Ag) + (NO2) + (O2)


44

Centro: Curso:


3. Halla el balance de masas y calcula las incógnitas planteadas en cada ecuación química después de

escribirla y ajustarla.

Masas atómicas: Se = 79,0; Ca = 40,1; H = 1,0; S = 32,1; Fe = 55,9; Cl = 35,5; Zn = 65,4; O = 16,0

a) ácido selenhídrico + calcio seleniuro de calcio + hidrógeno

20,2 g x y z

b) sulfuro de hierro(II) + ácido clorhídrico cloruro de hierro(II) + ácido sulfhídrico

x 42,8 g y z

c) zinc + ácido sulfúrico sulfato de zinc + hidrógeno

x y 10,6 g z

d) óxido de hierro(II) + oxígeno óxido de hierro(III)

x y 8,9 g


45

Centro: Curso:


4. a) Explica por qué las siguientes sustancias son ácidos o bases según el modelo de Arrhenius.

b) Completa y ajusta las siguientes reacciones de neutralización.

HBr + LiOH +

HNO3 + Ca(OH)2 +

+ KOH KClO4 +

HCl + FeCl3 +

+ Na3PO4 +

5. El etano (C2H6) es un gas, a temperatura ambiente, que se combina con el oxígeno del aire para

producir una combustión convencional.

Masas atómicas: C = 12,0; H = 1,0; O = 16,0

a) Escribe la reacción de combustión y ajústala.

b) Halla el balance de masas y calcula la masa de los productos obtenidos a partir de 90,6 g de etano.

c) ¿Cuál es el balance de moles en la reacción? Determina cuántos moles de etano han de reacci

nar para generar 1,6 moles de CO2.

d) Si todos los reactivos y productos están en estado gaseoso, ¿cuál es el balance de volúmenes en

la reacción?

HI, Ba(OH)2, HClO4, AgOH, H2S


46

Centro: Curso:


1. Determina la fórmula de un óxido de nitrógeno (NxOy) sabiendo que, a cierta temperatura y pre-

sión, se produce la siguiente reacción:

2. Dada la siguiente reacción química:

a) Ajústala llamando x, y, z, t y u a los cinco coeficientes estequiométricos y después igualando los

números de átomos de cada elemento a ambos lados.

b) A continuación, ajústala por tanteo.

3. En las dos reacciones siguientes, uno de los reactivos está en exceso. Di cuál es y calcula después

las masas de los productos.

Masas atómicas: K = 39,1; S = 32,1; C = 12,0; H = 1,0; O = 12,0

a) 2K + S K2S b) CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O

5,6 g 4,5 g x 10,5 g 20,2 g x y

FeCl3 + H2O FeCl2 + HCl + S

2 volúmenes de N2 + 1 volumen de O2 2 volúmenes de NxOy


47

Centro: Curso:


4. Al disolver unos gramos de carbonato de potasio en agua, los indicadores siguientes se comportan

como describimos a continuación:

a) El naranja de metilo se pone de color amarillo.

b) El rojo de metilo se tiñe de amarillo.

c) La fenolftaleína se muestra de color rosa.

¿Cuál es el pH de la disolución? ¿Cómo se puede explicar según la teoría de Arrhenius? Indica

algún otro caso similar que conozcas.

5. Completa y ajusta indicando el tipo de reacción en cada caso.

a) H3PO4 + Ca(OH)2 +

b) H2SO4 + Fe +

c) + NH4 +

d) HCl + Na2CO3 + +

e) C5H12 + O2 +


48



1. La química en la historia.

2. El petróleo y sus derivados. Hidrocar-buros: concepto y tipos de fórmula.Otras industrias químicas.

3. La química y los seres vivos. Bioquí-mica, bioelementos y biomoléculas.Hidratos de carbono, lípidos, proteí-nas, ácidos nucleicos y vitaminas.Aditivos alimentarios.

4. Química y medio ambiente. Lluviaácida. Reducción de la capa deozono. Clorofluorocarbonos. Elefecto invernadero. Química am-biental del agua y del suelo.

5. Residuos. Energía nuclear. Ecua-ción de Einstein. Aplicaciones delas radiaciones ionizantes. Periodode semidesintegración. Fisión nu-clear y fusión nuclear.

6. Química y medicina. Anestésicos,analgésicos y otros fármacos impor-tantes.

1. Análisis de textos o comentario devídeos sobre la importancia de laquímica en la historia. Escritura dela fórmula y el nombre de algunoshidrocarburos sencillos y de algunassustancias derivadas de ellos.

2. Realización de cálculos y experien-cias sobre alguna reacción químicade importancia en la industria y en elmedio ambiente.

3. Realización de aplicaciones cuanti-tativas de la ecuación de Einstein ydel concepto de periodo de semide-sintegración.

4. Investigación de las propiedades dealgunos fármacos.

5. Conocimiento de la presencia de sus-tancias nocivas en el agua y en otrosproductos de uso cotidiano.

1. Valorar el importante papel de laquímica a lo largo de la historia.

2. Defender el uso racional del petró-leo y de la energía nuclear.

3. Apoyar y protagonizar medidas deconservación del medio ambiente.

4. Ser muy cauto en el uso de fárma-cos.

1. Conocer la evolución de la química y de su impacto social en el transcurso de la historia.2. Identificar y describir los principales productos derivados del petróleo y otros materiales relevantes de la industria química.3. Nombrar los principales bioelementos y explicar sus propiedades y funciones más importantes. Conocer la constitución

básica de las biomoléculas y entender el papel que desempeñan.4. Conocer los problemas fundamentales de la química ambiental y explicar de forma sencilla sus causas y las posibles solu-

ciones a los mismos.5. Explicar de modo simple cómo se producen las reacciones nucleares, por qué son tan energéticas y cuáles son las princi-

pales aplicaciones y peligros que conllevan.6. Valorar el papel de la química en el desarrollo de los medicamentos, y saber identificar y describir los grupos de fármacos

más importantes.

unidad Química y sociedad7

Contenidos


Seis semanas (doce sesiones)

Temporización


49



La química a través de la historia

El petróleo y sus derivados 1 1

La química y los seres vivos 2 2

Química y medio ambiente 3 3

Energía nuclear 4 4

Química y medicina 5 5

La química a través de la historia 1 2

El petróleo y sus derivados 3 y 4 5 y 6 7

La química y los seres vivos 8 y 9 10 11 y 12

Química y medio ambiente 13, 14 y 15 16 y 17 18

Energía nuclear 19 y 20 21 22

Química y medicina 23 24




Guía didáctica



50

Centro: Curso:


1. Las gasolinas están formadas por hidrocarburos con 7, 8 y hasta 9 átomos de carbono; dos de los

más sencillos son el heptano y el octano. Escribe la fórmula desarrollada, semidesarrollada y mole-

cular de dichos compuestos. ¿Cuál es la fórmula semidesarrollada del hexadecano? (Es el compo-

nente más simple del gasóleo.)

2. Indica en cada caso si se trata de un bioelemento o de una biomolécula. Explica después a qué

subgrupo pertenecen.

a) hidrógeno:

b) fructosa:

c) zinc:

d) hormona insulina:

e) cloruro de potasio:

f) ácido linoleico (se encuentra en aceites vegetales como el de girasol):

3. Escribe la fórmula o fórmulas de cada compuesto y señala a qué problema medioambiental está

asociado.

a) dióxido de azufre:

b) triclorofluormetano:

c) monóxido de dinitrógeno:

d) nitrato de mercurio(II):


51

Centro: Curso:


4. a) ¿Qué energía se desprende al fisionar 100 g de U-235?

Dato: se pierde en la fusión el 0,089 % de la masa; c = 3 · 108 m/s

b) Si el periodo de semidesintegración del U-235 es 704 millones de años, ¿cuánto tardará una

muestra de tal isótopo en reducirse a la octava parte de su valor inicial?

5. Completa el siguiente esquema indicando el grupo de fármacos y un ejemplo.

Medicamentos

Eliminan el dolor.

Inhiben la acción de un veneno.

Neutralizan laacción de un ácido

en el estómago.

Eliminan la sensibi-lidad para evitar el

dolor en una opera-ción quirúrgica.

ejemplo

ejemplo

ejemplo

ejemplo


52

Centro: Curso:


1. Escribe la fórmula semidesarrollada del ciclohexano. ¿Qué es el etileno? ¿Y el polietileno? Investígalo.

2. La sacarosa (o azúcar común) es un disacárido obtenido mediante la unión de una molécula de

glucosa y otra de fructosa. La fórmula molecular de ambas es C6H12O6. En el proceso se pierde una

molécula de agua.

a) ¿Cuál es la fórmula molecular de la sacarosa?

b) Deduce la fórmula molecular de la maltosa (azúcar de la cebada con la que se obtiene la cer-

veza) sabiendo que se obtiene del mismo modo que la sacarosa pero partiendo de dos molécu-

las de glucosa. ¿Qué relación química se produce entre la sacarosa y la maltosa?

3. En 1995, España produjo 262.590 tm de CO2 y EE.UU., 5.263.463 tm, sobre un total mundial de

22.398.900 tm de CO2.

a) Halla el porcentaje que supone la producción de CO2 de cada uno de los países citados.


53

Centro: Curso:


b) Si el 19 % del CO2 producido en España fue originado al quemar carbón, calcula las toneladas

de carbón consumidas en España en el año en cuestión.

Datos: Se considera el carbón como carbono puro; C = 12, O = 16

4. El uranio natural contiene un 0,7 % de U-235. Al enriquecerlo, se obtiene uranio con un 3 % de

U-235 y también uranio empobrecido que sólo posee un 0,2 % de U-235.

a) Calcula cuántos gramos de uranio empobrecido y de uranio enriquecido se obtienen a partir de

los 100 g de uranio natural.

b) ¿Qué energía se obtiene al fisionar el uranio enriquecido anterior?

Dato: En la fisión de U-235, el 0,089 % de la masa se pierde; c = 3 · 108 m/s


54

Centro: Curso:


5. La aspirina (ácido acetilsalicílico) se puede representar abreviadamente como HR (R es un grupo

de átomos con masa relativa igual a 179).

a) Escribe la reacción entre la aspirina y el hidróxido de aluminio y ajústala. ¿Cómo se llamará la

sal obtenida?

b) Calcula cuántos gramos del citado hidróxido neutralizan 100 g de aspirina.

Datos: H = 1, Al = 27


55



1. Energía y trabajo. Tipos de energía.Fuentes de energía renovables y norenovables.

2. Conservación y degradación de laenergía.

3. Energía eléctrica. Aislantes, con-ductores, semiconductores y super-conductores.

4. Ley de Coulomb. Campo eléctrico.

5. Corriente eléctrica. Intensidad decorriente eléctrica. Diferencia de po-tencial eléctrico.

6. Ley de Ohm. Resistencia eléctrica.

7. Asociación de resistencias.

8. Potencia eléctrica. Ley de Joule.

9. La electricidad en casa.

10. Imanes y corriente eléctrica. Elec-tromagnetismo.

1. Búsqueda de información sobrefuentes de energía.

2. Aplicación de la ley de Coulomb.

3. Comprobación de la ley de Ohm deforma experimental. Resolución deejercicios numéricos de circuitossencillos mediante la aplicación dela ley de Ohm y de conceptos ener-géticos y de potencia.

4. Cálculo del consumo eléctrico en elámbito doméstico.

5. Diseño y montaje de circuitos decorriente continua respetando lasnormas de seguridad y el cálculo deerrores.

6. Realización de experimentos senci-llos de electromagnetismo.

1. Interrogarse y preocuparse por losproblemas de abastecimiento ener-gético y del impacto ambiental queocasiona el uso de la energía.

2. Respetar las medidas de seguridadal utilizar o manipular un circuitoeléctrico.

1. Conocer las propiedades generales de la energía.2. Interpretar la disipación de calor en un aparato eléctrico.3. Calcular el consumo energético de un aparato eléctrico.4. Analizar la importancia de la energía eléctrica en la sociedad actual.5. Describir los fenómenos de electrización en un cuerpo.6. Comprender el movimiento de cargas eléctricas en un conductor.7. Conocer el concepto de intensidad de la corriente eléctrica.8. Explicar el sentido de la resistencia eléctrica de un conductor.9. Realizar cálculos en circuitos eléctricos sencillos.

unidad Energía y electricidad8

Contenidos


Cinco semanas (diez sesiones)

Temporización


56



Electrostática 1 1

Resistencias 3 5

Ley de Ohm 4 2, 4 y 5

Resistencias en serie 5

Resistencias en paralelo 5

Potencia 2 2, 3, 4 y 5

Electrostática 1, 2 y 3 4 5 y 6

Resistencias 7, 8 y 21 9 10

Ley de Ohm 16 y 17 19 20

Resistencias en serie 11, 23 y 24 25 26

Resistencias en paralelo 12, 13 y 14 15 y 27 28

Potencia 18, 22 y 29 30 31




Guía didáctica



57

Centro: Curso:


1. Calcula el campo eléctrico que crea una carga de 6 µC en un punto situado a 20 cm de dicha carga.

Datos: K = 9 · 109 N · m2/C2

2. ¿Cuál es la energía que consume en 10 min una bombilla de 60 W conectada a 220 V?

3. Por la sección de un conductor pasan 4 · 10–5 C en 10–3 segundos. Calcula la intensidad de la

corriente.

4. Obtén la resistencia de una bombilla que presenta la siguiente inscripción: 60 W, 220 V.


58

Centro: Curso:


5. Dispones de tres resistencias de 4 Ω, 5 Ω y 6 Ω, respectivamente. ¿Cuál es la resistencia equivalen-

te en cada uno de los siguientes casos?

a) Si colocamos las tres resistencias en serie.

b) Si colocamos en serie las dos primeras con la tercera en paralelo.

c) Si disponemos en paralelo las tres resistencias.


59

Centro: Curso:


1. Dos cargas eléctricas q1 y q2, que se encuentran a una distancia r, se repelen con una fuerza F.

a) ¿Con qué fuerza se repelen si se duplica la distancia que las separa?

b) ¿Y si esa distancia se reduce a la mitad?

2. En una bombilla figura la inscripción 100 W, 220 V. Calcula:

a) La intensidad de la corriente que pasa por la bombilla cuando la conectamos a 220 V.

b) La resistencia del filamento.

c) El calor que desprende la bombilla en 10 min.

d) La energía que consume en 12 h.


60

Centro: Curso:


3. Si el coste del kWh es de 0,08 €, calcula el consumo de energía en un mes de seis bombillas de

100 W cada una, si están encendidas 5 h diarias.

4. Una bombilla cuya intensidad es de 1 A está conectada a 220 V. Calcula:

a) La potencia eléctrica.

b) La energía consumida si está encendida 8 h.

c) El coste, si el kWh se paga a 0,08 €.

5. Tenemos un hornillo de 40 Ω de resistencia conectado durante 30 min a 220 V. Calcula:

a) La intensidad de la corriente.

b) La energía que se desprende en forma de calor.


Evaluación

Evaluación continua:

Hojas de seguimientoModelos fotocopiables

Exámenes finales:

Modelo AModelo BModelo C

Actividades transversales:

Educación para la pazEducación para el respeto al medio ambienteEducación para la salud


62

Alumnos y alumnas Otras observaciones

Est

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Evaluación continua: hojas de seguimiento

Primer trimestre

Unidad 1: Magnitudes y unidades


63

1. Realiza los siguientes cambios de unidad:

a) Expresa en dm las siguientes cantidades:

47,5 mm:

1,4 m:

0,41 dam:

6,9 hm:

314 cm:

b) Transforma la siguiente suma en L:

2,54 m3 + 14 daL + 104 dm3 + 49 cL + 129 cm3

2. Quieres llenar con agua un tanque cilíndrico de 3 m de diámetro y 5 m de altura mediante un grifo

que proporciona un caudal de 4 L/s. ¿Cuánto tiempo tardará en llenarse?

3. Un campo de fútbol tiene una longitud de 10,5 dam y una anchura de 57 m, con un error de 1 dm

en ambos casos. ¿Qué medida es más precisa?

4. Tienes un depósito de 250 kg de un aceite de densidad 890 kg/m3. Calcula cuántas botellas de 75 cL

puedes llenar con dicho aceite.

Centro: Curso:



5. La relación entre la masa y el volumen de un líquido viene dada por la siguiente tabla de datos:

volumen (cm3) 4 12 20 28

masa (g) 5 1 25 35

a) Dibuja la gráfica correspondiente.

b) Indica la relación que existe entre el volumen y la masa.

c) ¿Qué masa corresponde a un volumen de 15 cm3?

64

Centro: Curso:



65



Primer trimestre

Unidad 2: Estados de agregación

Dis

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66

Centro: Curso:


1. a) De las siguientes sustancias puras, indica cuáles son sustancias simples y cuáles compuestas.

agua:

amoniaco:

hierro:

alcohol:

aluminio:

b) De las siguientes sustancias, indica cuáles son mezclas y cuáles son compuestos.

granito:

mármol:

bronce (aleación de cobre y estaño):

leche:

pirita:

2. Calcula la composición centesimal del nitrato de plata (AgNO3).

Masas atómicas: Ag = 108; N = 14; O = 16

3. ¿Cuál de las siguientes sustancias contiene más tanto por ciento en peso de oxígeno?

agua (H2O), dióxido de carbono (CO2), óxido férrico (Fe2O3), mármol (CaCO3)

Masas atómicas: H = 1; C = 12; Fe = 56; Ca = 40; O = 16

4. Un gas se encuentra a una temperatura de 20 ºC. Calcula la temperatura necesaria para que el volu-

men de dicho gas se duplique, manteniéndose constante la presión.

5. La temperatura inicial de un gas es de 40 ºC y está encerrado en un recipiente de 10 L a 1 atm de

presión. Si se eleva la temperatura hasta 80 ºC y el volumen se incrementa hasta 11 L, ¿cuál es la

nueva presión del gas?


67



Primer trimestre

Unidad 3: Estructura de la materia

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68

Centro: Curso:


1. Completa:

a) La primera teoría atómica moderna fue formulada por .

b) Los electrones fueron descubiertos en tubos con gases a .

c) Según el modelo de Rutherford, todos los átomos tienen un pequeño

que tiene carga y contiene la mayor parte de masa.

d) En el modelo actual del átomo los electrones no describen establecidas,

sino que se mueven de forma compleja en unas zonas llamadas .

e) Un elemento del grupo IA se une con otro del grupo VIIA mediante un enlace ,

y el compuesto resultante tiene temperatura de fusión.

2. Completa la siguiente tabla, sabiendo que los isótopos están en estado neutro.

3. Calcula la masa atómica del silicio, sabiendo que sus isótopos con sus abundancias respectivas son:

2814Si (92,18 %) 29

14Si (4,71 %) 3014Si (3,12 %)

símbolonúmero

de protonesnúmero

de neutronesnúmero

de electronesconfiguración electrónica

por niveles

115B

2311Na3517Cl4018Ar


69

4. Dados los elementos X (Z = 11) e Y (Z = 9):

a) Escribe su configuración electrónica por niveles.

b) Di a qué grupo y periodo pertenecen. Escribe su nombre y su símbolo.

c) ¿Qué enlace se producirá entre ellos? Escribe la fórmula del compuesto que formará.

d) Indica cómo es la temperatura de fusión del compuesto, su solubilidad en agua y su conductivi-

dad eléctrica. ¿Tiene alguna otra propiedad destacable?

5. Completa la siguiente tabla:

Centro: Curso:


fórmula molecular diagrama de Lewis fórmula desarrollada

H2

Cl2O

H2Te

PCl3


70



Segundo trimestre

Unidad 4: Formulación

Con

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71


a) ZnO:

b) BeH2:

c) H2Se:

d) HNO2:

e) Al2O3:

f) HAsO3:

g) NaNO2:

h) AgBrO4:

i) (NH4)2S:

j) BH3:


a) seleniato de magnesio:

b) trióxido de dialuminio:

c) hidruro cobáltico:

d) ácido cianhídrico:

e) monóxido de disodio:

f) cromato cálcico:

g) silano:

h) silicato sódico:

i) hidróxido cúprico:

j) nitrito ferroso:


a) CrO3:

b) CuCl2:

c) HCN:

d) K3PO3:

e) MnO2:

f) H2So3:

Centro: Curso:



g) Cl2O3:

h) AlH3:

i) NaClO:

j) PbS2:


a) óxido mercúrico:

b) cloruro de calcio:

c) hidróxido cobáltico:

d) seleniuro sódico:

e) carburo de calcio:

f) hidróxido de estaño(II):

g) sulfuro argéntico:

h) yodato de bario:

i) arsina:

j) peróxido de calcio:

72

Centro: Curso:



73



Segundo trimestre

Unidad 5: Disoluciones

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1. a) ¿Qué es la solubilidad de un compuesto?

b) Indica algún factor que pueda afectar a la solubilidad de una sustancia.

c) ¿Cuándo se dice que dos sustancias son miscibles?

2. Calcula la concentración de una disolución y exprésala en tanto por ciento en peso, sabiendo que

250 g de la misma contienen 75 g de soluto.

3. A 24,5 g de ácido sulfúrico puro, se les añade agua hasta completar 200 mL de disolución. Calcula

la concentración molar de esta disolución.

Masas atómicas: H = 1; S = 32; O = 16

4. Disponemos de 1 L de alcohol de 96º (disolución de alcohol en agua que contiene un 96% en volu-

men de alcohol). Si le añadimos 250 mL de agua, ¿cuál será la concentración centesimal en volumen

de la nueva disolución?

74

Centro: Curso:



75

5. Una disolución acuosa de hidróxido potásico tiene una concentración de 11,2 g/L. ¿Cuál es la mola-

ridad de la disolución?

Masas atómicas: K = 39; O = 16; H = 1

Centro: Curso:



76



Segundo trimestre

Unidad 6: Reacciones químicas

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77

Centro: Curso:


1. Indica si las siguientes frases son verdaderas (V) o falsas (F).

a) Los primeros experimentos realizados para saber si la masa es constante en una reacción química

fueron realizados por Arrhenius.

b) En una reacción química, la masa total de los reactivos y de los productos es siempre constante.

c) Según el modelo de Dalton, todos los cuerpos están formados por unas partículas indivisibles o

indestructibles llamadas moles.

d) La hipótesis de Avogadro permite aplicar la teoría atómica a las reacciones con gases, y explicar

las relaciones de volúmenes de éstos.

e) En todas las reacciones químicas se mantiene constante el número de moles totales.

2. Ajusta por tanteo las siguientes reacciones.

a) N2O + O2 NO

b) Ag + S Ag2S

c) CH4 + H2O CO + H2

d) LiOH + CO2 Li2CO3 + H2O

e) NH3 + O2 NO + H2O

3. El cloruro de aluminio se puede preparar mediante la siguiente reacción:

Al + HCl AlCl3 + H2

a) Ajústala.

b) Halla el balance de masas y calcula cuántos gramos de cloruro de aluminio se obtienen al hacer

reaccionar 20,2 g de aluminio con exceso de ácido clorhídrico.


c) ¿Cuántos moles de cada sustancia intervienen en la reacción?

d) Halla el número de moles de hidrógeno que se obtienen con los datos de b).

Masas atómicas: Al = 27; H = 1; Cl = 35,5

4. a) Indica si son ácidos o bases las siguientes sustancias: H2SO4, KOH, H2O, Cu(OH)2, H3PO4.

Justifícalo.

b) Completa y ajusta.

HCl + Fe(OH)2 +

H2SO4 + LiOH +

HBr + Zn +

+ Kl + H2O

HNO3 + NaNO3 +

5. El metanol (CH3OH) es el compuesto principal del producto denominado «alcohol de quemar».

a) Escribe y ajusta la reacción de combustión del metanol.

78

Centro: Curso:



79

b) Halla la masa de dióxido de carbono que se obtiene al quemar 105,5 g de metanol.

Masas atómicas: C = 12; H = 1; O = 16

Centro: Curso:



80



Tercer trimestre

Unidad 7: Química y sociedad

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81

1. Escribe la fórmula semidesarrollada o el nombre de los siguientes hidrocarburos.

a) propano

b) CH3 CH2 CH2 CH3

c) tetradecano

d) CH3 (CH2)13 CH3

e) ciclopentano

2. Completa las siguientes expresiones.

a) La parte de la química denominada se ocupa de todos los compuestos

relacionados con los seres vivos, ya sean como el agua u

como las proteínas.

b) Los bioelementos principales son el carbono, el oxígeno, el y el

.

c) El fósforo y el se encuentran principalmente en los huesos formando

.

d) El agua es el compuesto más en una célula, y su importancia radica en

que es un buen .

Centro: Curso:



3. a) Escribe la fórmula de los siguientes CFC y compuestos afines: clorotrifluormetano, 1,2-difluore-

tano, 1-cloro-2-fluoretano, diclorodifluormetano.

b) Escribe y ajusta las reacciones que, a partir del azufre, originan ácido sulfúrico como integrante

de la lluvia ácida. ¿Cuántos moles de ácido se obtienen a partir de 1 mol de azufre?

4. En el reactor de una central nuclear se produce al día una energía en forma de calor E = 2,59 · 104 J.

a) Calcula los kg de U-235 puro que se pierden diariamente en la fisión producida en el reactor.

b) Si la fisión del U-235 implica una pérdida del 0,089 % de su masa, ¿cuántos kg de U-235 se con-

sumen en la central cada día? ¿Y de uranio enriquecido?

Dato: c = 3 · 108 m/s. El uranio enriquecido contiene un 3% de U-235.

5. Enlaza cada tipo de medicamento con la frase que le corresponda:

Medicamentos Características

anestésicos Uno de ellos contiene hidróxido de magnesio.

antipiréticos Destruyen microbios generadores de infecciones superficiales.

antibacterianos El primero en ser descubierto fue el N2O.

antiácidos A menudo, también tienen efectos analgésicos.

desinfectantes Los más conocidos son las penicilinas.

82

Centro: Curso:



83



Tercer trimestre

Unidad 8: Energía y electricidad

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1. ¿A qué distancia deben situarse dos cargas de –3 · 10–5 C y +4 · 10–5 C, si se atraen con una fuerza de 5 N?

2. Calcula la resistencia de un conductor, cuya resistividad es de 2,83 · 10–8 Ω · m, si la longitud del mismo

es de 100 m y su sección tiene un diámetro de 2 mm.

3. Un hornillo eléctrico de 50 W de resistencia se conecta a 220 V durante 10 min. Calcula:

a) La intensidad de la corriente.

b) La energía que se desprende en forma de calor.

4. Una lámpara de intensidad 0,4 A está conectada a 220 V. Calcula:

a) La potencia eléctrica.

84

Centro: Curso:



85

b) La energía que consume si está encendida durante 3 h.

c) El coste de la energía consumida si el kWh vale 0,08 €.

5. Tenemos dos resistencias de 50 Ω y 100 Ω conectadas en paralelo a 220 V. Calcula la intensidad total

que pasa por el circuito y la resistencia equivalente.

Centro: Curso:



86

Modelo A

1. Diez personas han medido la altura de una puerta. Han obtenido las siguientes medidas: 210 cm, 211

cm, 209 cm, 208 cm, 208 cm, 209 cm, 208 cm, 207 cm, 209 cm y 211 cm. Calcula el valor medio de

la altura de la puerta, así como los errores absoluto y relativo cometidos por la persona que midió

210 cm.

2. Completa la siguiente tabla.

3. En un recipiente que contiene 4,27 g de cloruro sódico, se añade agua hasta obtener 200 mL de

disolución.

Datos: densidad del cloruro de sodio sólido, d = 1,85 g/cm3; masas atómicas: Na = 23; Cl = 35,5

Calcula:

a) La concentración de la disolución en g/L y en tanto por ciento en peso.

b) La molaridad de la disolución.

nombre

sodio

plata

S

Al

47

16

12

61

11

13

33

27

símbolo n.º atómico n.º de electrones n.º de neutrones n.º de protones n.º másico

Exámenes finales

Centro: Curso:



87

4. Cuando el hierro reacciona con ácido clorhídrico, se obtiene tricloruro de hierro e hidrógeno.

Masas atómicas: Fe = 56; H = 1; Cl = 35,5

a) Ajusta la reacción.

b) ¿Cuántos gramos de tricloruro de hierro se obtendrán cuando 16,8 g de hierro hayan reacciona-

do totalmente con la cantidad necesaria de ácido clorhídrico?

5. Tres resistencias asociadas en paralelo tienen los siguientes valores: R1 = 20 Ω , R2 = 12 Ω y R3 = 15 Ω.

El conjunto se conecta a un generador de corriente continua de 15 V. Calcula:

a) La resistencia equivalente del conjunto de las tres en paralelo.

b) La intensidad de corriente que circula por la resistencia R2.

c) El calor generado en R3 durante media hora.

Centro: Curso:



Modelo B

1. Un recipiente de material plástico en forma de cilindro de 5 cm de altura y 4 cm de radio tiene una

densidad de 0,780 g/cm3. Halla su masa, y exprésala en kg.

2. Explica brevemente el enlace de las siguientes moléculas: KBr, O2, HI, H3N.

3. Calcula el tanto por ciento en peso de medio litro de una disolución acuosa de ácido sulfúrico 4 M,

cuya densidad es 1,1 g/cm3.

Masas atómicas: H = 1, S = 32, O = 16

4. Hacemos reaccionar 1 mol de ácido clorhídrico con 50 g de hidróxido de calcio, para obtener clo-

ruro de calcio y agua.

a) Escribe y ajusta la reacción.

b) ¿Qué sustancia se encuentra en exceso, el ácido clorhídrico o el hidróxido de calcio?

Centro: Curso:


88


89

c) Calcula los gramos de cloruro de calcio que se obtienen.

Masas atómicas: H = 1; Cl = 35,5; Ca = 40

5. En una bombilla figura la siguiente inscripción: 60 W, 220 V.

Calcula:

a) La intensidad de la corriente que pasa por ella cuando está conectada a 220 V.

b) La resistencia del filamento.

c) Las calorías que desprende la bombilla en 4 min.

d) La energía que consume en 2 h.

Centro: Curso:



Centro: Curso:


Modelo C

1. El alcohol de 70º es un antiséptico suave de uso muy extendido.

Datos de densidades: dalcohol = 0,79 g/mL; dagua = 1,00 g/mL

a) Calcula el volumen de etanol puro que hay en un frasco de 250 cm3 de alcohol de 70º.

b) Halla el tanto por ciento en masa de etanol en la citada disolución.

c) Determina la densidad de la disolución.

d) ¿Cómo separarías el etanol del agua en una muestra de alcohol de 70º?

2. Un elemento desconocido X tiene sólo dos isótopos naturales:

35X (75,54 %) 37X (24,21 %)

a) Halla la masa atómica relativa del elemento X.

90


91

b) Si Z = 17, escribe la configuración electrónica por niveles e indica el grupo y periodo a los que

pertenece. ¿Sabes de qué elemento se trata?

c) ¿Qué tipo de enlace formará con un metal alcalino? ¿Qué propiedades tendrá el compuesto?

d) ¿Qué tipo de enlace formará X consigo mismo? Indica tres propiedades de la sustancia dada.

3. a) Escribe el nombre o la fórmula de los siguientes compuestos inorgánicos: monóxido de carbono,

Fe2O3, ácido nítrico, Ca3(PO4)2, hidróxido de cobre(II).

b) Escribe el nombre o la fórmula semidesarrollada de los siguientes compuestos orgánicos: butano,

CH3, (CH2)7, CH3, ciclohexano, CClF3, 1,2-dicloroetano.

Centro: Curso:



4. a) Ajusta las siguientes reacciones.

Fe + O2 Fe2O3 C3H8 + O2 CO2 + H2O

b) Completa y ajusta la siguiente reacción: H2SO4 + NaOH +

c) Calcula, en el proceso anterior, cuántos gramos de ácido sulfúrico reaccionan completamente

con 2,8 g de hidróxido de sodio. ¿Cuántos gramos se generan de cada producto?

d) Si tenemos que hacer reaccionar 0,9 moles de ácido con 1,5 moles del hidróxido, ¿cuántos moles

se forman de los productos?

Masas atómicas: H = 1; S = 32,1; O = 16; Na = 23

5. a) El plutonio-239 tiene un periodo de semidesintegración T = 24.300 años. ¿Cuántos mg se guar-

darán de una muestra de 12 mg al cabo de 72.900 años? Si al fusionar el citado plutonio, pierde

el 0,05 % de la masa, calcula la energía que se desprenderá de la fusión de 4,6 g de plutonio.

b) Calcula la resistencia equivalente del circuito de la figura y la potencia total desarrollada en el mismo.

Centro: Curso:


2,2 Ω

4,5 Ω

4,4 Ω

5,6 Ω

92


93

Actividades transversales

Educación para la paz

Objetivo

A partir de la frase Si vis pacem para bellum, realizar un debate sobre la incidencia de los gastos en armamento en losdesequilibrios económicos, culturales... que existen en la actualidad entre países ricos y pobres.

Desarrollo

El profesor o profesora divide la clase en dos grupos. Un grupo tratará de justificar la carrera de armamentos. El otrodefenderá la postura contraria.

Material de apoyo

Se proporcionará a los alumnos unas fichas con argumentos que justifiquen los gastos en armamento, como, porejemplo:

• La investigación y desarrollo de armamento ha generado los progresos técnicos más importantes de la historiadel ser humano.

• Las guerras son inevitables; por tanto, cuanto mejor armados estemos, más posibilidades tendremos de ganarlas.• Los gastos en armamento proporcionan muchos puestos de trabajo y activan la economía.• Si estamos bien armados, los países vecinos nos respetarán más.

Asimismo, se les facilitarán fichas en contra de la carrera armamentística:

• El ser humano no es violento por naturaleza. Las armas fomentan la violencia.• Aunque producen algunos puestos de trabajo, otras industrias o actividades podrían proporcionar muchos

más.• Los avances tecnológicos tienen lugar tanto en la industria de armamento como en las otras.• Poseer más armas no implica un mayor respeto por parte de los países vecinos. Las armas no infunden respe-

to, sino temor.

Conclusión

Con los datos económicos proporcionados por el World Game Institute, se puede valorar el efecto que produciría lareducción de parte de los gastos de armamento:

• El gasto anual mundial en armamento es de 600.000 millones de €.• Con un 2 % de ese gasto, se acabaría el hambre en el planeta.• Con el 1,5 %, se podría ofrecer asistencia sanitaria a todos los habitantes de la Tierra.• El 2 % permitiría acoger a todos los refugiados.• Con un 3 %, toda la población mundial dispondría de agua potable.• Un 5 % permitiría perdonar la deuda externa de los países más pobres.• Con un 2 % se solucionarían los problemas que producen las lluvias ácidas y el agujero de la capa de ozono.


Educación para el respeto al medio ambiente

Objetivo

Estudiar la producción de CO2 debida al uso del coche, y la posible reducción de tales emisiones, perjudiciales parael medio ambiente.

Desarrollo

Se plantearán al alumnado las siguientes cuestiones:1. Infórmate sobre el número de km que tu familia recorre, al año, en coche.2. Busca datos sobre el consumo medio de un coche familiar (L de combustible por cada 100 km) y exprésalo en

kg/100 km.3. Halla la masa de CO2 producida.4. Propón medidas para reducir la emisión de CO2.

Material de apoyo

Guía de la energía. Título: Cómo ahorrar en casa y con el coche. Editada por el IDEA (Instituto para la Diversificación yAhorro de la Energía).

Ejemplo

1. Una familia recorre 10.000 km en un año con su vehículo.2. El consumo medio del vehículo es 8 L de gasolina por cada 100 km. La densidad de la gasolina es 0,75 kg/L (si

fuera gasóleo, d = 0,85 kg/L). El volumen de gasolina consumido es:

V = 10.000 km · = 800 L

La masa de gasolina es:

m = d · V = 0,75 kg · 800 L = 600 kg

3. Se toma la fórmula de la gasolina como la del octano: C8H18. (Si se tratara de gasóleo, se tomaría la del hexade-cano: C16H34).

C8H18 + 25/2 O2 8 CO2 + 9 H2O114 kg 400 kg 352 kg 162 kg600 kg x

Por tanto, x = 1.853 kg

4. Medidas para emitir menos CO2:• Utilizar vehículos no demasiado viejos y que consuman gasolina sin plomo o gasóleo.• No abusar del transporte privado. Por ejemplo, yendo de casa al trabajo (unos 10 km) en transporte público, se

ahorra:– en 10 km, 0,8 L como mínimo (en ciudad se consume más).– m = 0,60 kg de gasolina.

8 L100 km

kgL

94


95

C8H18 + 25/2 O2 8 CO2 + 9 H2O114 kg 352 kg0,6 kg x

Por lo tanto, x = 1,85 kg de CO2 de ahorro en cada trayecto.

• Llevar a cabo una conducción no agresiva, evitar aceleraciones bruscas e innecesarias, etc.

Educación para la salud

Cada año mueren por paludismo entre uno y dos millones de niños menores de cinco años. Esta infección es, juntocon las enfermedades diarreicas, las enfermedades respiratorias agudas, la tuberculosis y el sarampión, una de lasafecciones que causa mayor mortalidad.

El paludismo o malaria es una enfermedad producida por cuatro especies de esporozoos diferentes. Cada especie pre-senta unas características morfológicas y biológicas específicas y produce enfermedades distintas, tanto desde el puntode vista clínico como en lo referente a las pautas terapéuticas y profilácticas recomendadas.

El ciclo de desarrollo de los plasmodios causantes del paludismo humano es complejo. Requiere un huésped inver-tebrado, el mosquito anofeles, en el que tiene lugar una multiplicación sexual, y un huésped vertebrado, el ser huma-no. En el hígado humano se desarrolla un ciclo de multiplicación asexuada, que es el responsable de los síntomaspadecidos.

Hasta la década de los cincuenta del siglo XX, el paludismo se extendía desde el Ecuador hasta las zonas de clima fríode donde, gracias a las campañas llevadas a cabo por la Organización Mundial de la Salud (OMS), fue erradicado.

El paludismo se halla ahora confinado a los países tropicales, aunque con una incidencia desigual. Se supone que hayentre 300 y 500 millones de infectados, de los cuales, más del 90% vive en el África subsahariana. En Asia lo padecen entre12 y 15 millones de personas, y en América tropical, entre 2 y 6 millones.

En condiciones naturales, el paludismo es transmitido por la picadura de la hembra del mosquito anofeles, del queexisten más de 400 especies, si bien sólo 60 de ellas son capaces de transmitir la enfermedad. Sin embargo, existenotros mecanismos de propagación del paludismo: a través de la sangre (paludismo profesional, por jeringuillas) y porcontagio materno-fetal (paludismo congénito).

En los últimos años se han intensificado los esfuerzos por encontrar una vacuna. Hay indicios de que una vacuna sin-tética conocida como SPf66 puede abrir la puerta que nos lleve a ella. Sin embargo, la mayor eficacia mostrada hastahoy no supera el 30 %. Por otro lado, esta eficacia debe demostrarse en diferentes zonas del planeta. Además, quedapendiente la consecución de una inmunidad resistente al paso del tiempo.

Actividades

a) Busca el significado de los siguientes conceptos: esporozoo; características morfológicas; pautas terapéuticas; pautas profi-lácticas; erradicar; confinado; inmunidad.

b) Elabora un calendario de las vacunas obligatorias en España. Indica la edad a la que deben ser administradas, espe-cificando las dosis de recuerdo de cada una de ellas. Si conoces alguna que pueda suministrarse sin ser obligato-ria, inclúyela también. Puedes obtener información de todo ello en el ambulatorio de la Seguridad Social más cer-cano a tu domicilio.


96

unidad Magnitudes y unidades

Magnitudes y unidades

1. a) Magnitud es todo aquello que podemos medir.

b) Unidad es una cantidad de una cierta magnitud que se toma como referencia.

c) Medir una magnitud es comprobar su valor con otro que se toma como referencia, que recibe el nombre de

unidad de medida.

d)Cantidad es el valor numérico de una magnitud.

2. No es correcto. Cuando hablamos de una magnitud lo hacemos mediante un número y una unidad. En estecaso, 180 m3.

3.múltiplos unidad submúltiplos

Gm Mm km hm dam m dm cm µm m nm

Gm2 Mm2 km2 hm2 dam2 m2 dm2 cm2 µm2 m2 nm2

Gm3 Mm3 km3 hm3 dam3 m3 dm3 cm3 µm3 m3 nm3

GL ML kL hL daL L dL cL µL L nL

Unidades de longitud

4. a) c)

b) d)

5. a) 24,5 + 38,02 cm + 572 mm + 4,03 dam

245 dm + 3,802 dm + 5,72 dm + 403 dm = 657,522 dm

Y teniendo en cuenta que hay un número sin cifras significativas después del punto decimal, la solución es

658 dm.

b)0,46 km + 637 mm + 1,49 hm + 37,5 m = 1.993,87 dm

6. a) 6,5 · 103 km = 6.500.000 m = 6,5 · 106 m

b)47,3 dam = 473 m

c) 2,34 · 10–4 = cm = 2,34 · 10–6 m

d)0,00159 mm = 1,59 · 10–6 m

e) 0,45 hm = 45 m

f) 1,5 · 106 cm = 15.000 m = 1,5 · 104

1

17,5 cm · 1 m = 0,175 m100 cm

32,46 cm · 1 m = 0,03246 m1.000 mm

2,3 dam · 10 m = 23 m1 dam

1,4 hm · 100 m = 140 m1 hm

solucionario del libro del alumnado


97

7. 1 año = 365 días ó 8.760 h = 31.536.000 s

4 años = 1,2614 · 108 s

4 años luz = 300.000 km/s · 1,2614 · 108 s = 3,7843 · 1013 km

8. Hallamos la media aritmética:

medida = (56,4 + 56,6 + 56,3 + 56,6 + 56,4 + 56,3 + 56,6 + 56,5 + 56,7 + 56,6) / 10 = 56,5 cm

Unidades de masa

9. a) masa = 50 kg = 500 hg = 5 · 104 g = 5 · 107

b)1 tonelada = 103 kg = 106 g

Unidades de tiempo

10. a) 2 h + 12 min + 45 s

2 h + 12/60 + 45/3.600 h = 2 + 0,2 + 0,015 h = 2,213 h

2 · 60 min + 12 min + 45/3.600 h = 2 + 0,2 + 0,015 h = 2,213 h

2 · 60 min + 12 min + 45/60 min = 132,75 133 min

b) distancia = 384,4 · 106 m = 384,4 · 103 km

v = e / t ⇒ t = e / v = 384,4 · 103 / 12.000 = 32 h

Unidades de capacidad y de volumen

11. a) 7,34 kg = 7,34 · 106 mg

= 734 dag

= 7,34 · 105 cg

= 7.340 g

b) 14,06 cm3 = 0,01406 dm3

= 0,01406 L = 0,1406 dL

= 14.060 mm3

= 14,06 mL

= 0,01406 L

12. volumen = área de la base · altura = 1,20 · 0,60 · 0,50 = 0,36 m3

capacidad = 0,36 m3 · 1.000 L/ m3 = 360 L

masa = volumen · densidad, y como la densidad del agua es 1.000 kg/m3:

masa = 0,36 m3 · 1.000 kg/m3 = 360 kg

Unidades de temperatura

13. a) T = 25 ºC + 273 = 298 K c) T = 0 ºC + 273 = 273 K

b) T = 100 ºC + 273 = 373 K d) –25 ºC + 273 = 248 K


Unidades de superficie

14. área = largo · ancho

largo = 10,5 dam = 105 m

ancho = 57 m ⇒ área = 105 · 57 = 5.985 m2

Errores de medida

15. La medida más precisa es la que nos da el error relativo más pequeño.

El error absoluto en ambos casos es 1 dm = 0,1 m

Luego la medida más precisa es la de la farola.

16. error absoluto = |valor medido – valor real| ⇒ 0,05 = |0,90 – valor real| ⇒ el valor real puede ser 0,95 m ó 0,85 m

a) Si el valor real es 0,95 m:

b)Si el valor real es 0,85 m:

17. a) Los tres primeros valores son muy próximos entre sí. El cuarto se desvía entre 14 y 18 cm; podemoseliminarlo.

b)El valor más probable es (23,56 + 23,58 + 23,54) / 3 = 23,56 m

18.

Problemas variados

19. a) Mediante una balanza de 5 kg de capacidad.

b)Con el cuentakilómetros de un vehículo.

error relativo =0,05

· 100 = 5,3 %0,95

error relativo =0,05

· 100 = 5,9 %0,85

98

error relativo (farola) = 0,1 · 100 = 1 % 10

error relativo (acera) = 0,1 · 100 = 2,5 % 4

error relativo = error absoluto · 100valor real

densidad = masavolumen

densidad = masa = 100 kg = 0,1176 m3 = 118 Lvolumen 4

n.o de botellas = 117,6

= 156,8 m3 157 botellas0,750


99

c) Con un metro.

d)Con un matraz de laboratorio de 2 L.

20. a) 1 día = 24 h; tenemos 24 + 4 = 28 h ⇒ 28 h · 3.600 s / h = 100.800 s

b)

c)

d)

e)

f)

21. a) d)

b) e)

c) f)

22.

23.

24. a) 1 micra = 1 mm = 10–6 m 0,5 km = 500 m = 5 · 102 m

b)1 milla marítima = 1.853 m = 1,853 km

600 mg · kg = 0,0006 kg = 6 · 10–4 kg1.000.000

1.000 mg · l · m3

= 0,0001 m3 = 10–4 m3

1.000 mL 1.000 L

300 cm2 · m2= 0,03 m2

10.000 cm2

3.500 s · h = 0,9722 h3.600 s

450 mm3 · dm3= 0,000450 L = 450 · 10–4 L

1.000.000 mm3

329 cm · m = 3,29 m100 cm

2,5 h · 3.600 s = 9.000 sh

459,6 g · kg = 0,4596 kg1.000 kg

49 · 103 cm2 · m2= 4,9 m2

10.000 cm2

3,5 · 106 cm3 · m3= 3,5 m3

1.000.000 cm3

28 oC + 273 = 301 K

velocidad = 40 · kg · 1.000 m · h = 0,0006 kg = 11,1 m/sh km 3.600

velocidad = 30 · m · km · 3.600 = 108 km/ss 1.000 h

500 m · 106 µm = 5 · 108 micrasm

28 millas · 1.853 · km = 51, 884 km/hh millas


c) tiempo = 9 s y 3 décimas = 9,3 s

d)1 pie = 30,48 cm = 0,3048 m

25.

S N I H J E X A O L A P

I H O F U D G Q A C T E

N A E S P A T U L A E S

J D T A F L E K I B P T

O U P T Z L A L H S I Z

F X O E J I N L H U P O

V B I B E J K Z E N A P

T U B O D E E N S A Y O

A R T R I R M E N T F X

P E S P U J G I H R I E

E T R U K I L Q O A N T

M A N H B A L A N Z A G

26.

magnitudsímbolo de símbolo dela magnitud

unidadla unidad

longitud L metro m

masa m kilogramo kg

tiempo t segundo s

superficie s metro cuadrado m2

volumen V metro cúbico m3

temperatura T kelvin K

27. El volumen de un cilindro es el área de su base por su altura = p · r2 · h

La longitud es 2,5 m, y el radio = diámetro = 12 cm = 6 cm = 0,06 m2 2

Volumen de la barra = 3,14 · (0,06)2 · 2,5 = 3,14 · (6 ·10–2)2 · 2,5 = 282,6 · 10-4 m3 = 2,83 · 10–6 m3

masa = volumen · densidad = 2,83 · 10–6 m3 · 1.300 kg = 3,68 · 10–3 kgm3

100

velocidad = 100 m = 10,7 m/s9,3 s

altitud = 12.000 pies · 0,3048 m = 3.658 mpie


101

28. a)

volumen (cm3) 5 15 25 35 45

masa (g) 6 18 30 42 54

b)Es una recta que pasa por el origen.

c) Las dos magnitudes son directamente proporcionales.

d)En la gráfica leemos que para 30 cm3 nos corresponde una masa de 36 kg.

e) En todos los pares de valores se cumple el cociente:

masa = 1,2 g / cm3,volumen

que es la constante que relaciona ambas magnitudes (en este caso, la densidad); por lo tanto, para una masade 35 g:

29. a) volumen = área de la base · altura = 12 · 5 · 2 = 120 m3

capacidad = 120 m3 · 1.000 L = 120.000 Lm3

2,5 L 1 s

120.000 x

tiempo = 48.000 s · h = 13,33 h = 13 h y 20 min3.600 s

b)masa = volumen · densidad

densidad del agua = 1.000 kg/m3

c) masa = 120 m3 · 1.000 kg = 120.000 kgm3

volumen (cm3)

masa (g)6 18 30 42 54

45

35

25

15

5

volumen = masa = 35 g = 29 cm3

densidad 1,2 g/cm3

x = 120.000 = 48.000 s2,5


unidad Estados de agregación

Sustancias puras y mezclas

1. Razonar las definiciones presentes en el libro del alumnado.

2. Sustancias puras: sal, mercurio, azufre, azúcar y acetona.

Mezclas: leche, mayonesa, vinagre y miel.

3. Transformaciones físicas: rallado de pan, preparación de café.

Transformaciones químicas: combustión de papel, respiración.

4. a) 5; b) 2; c) 3; e) 1; f) 4

5. a) falso; b) verdadero; c) falso; d) verdadero

6. Véase el libro del alumnado.

Estados físicos de la materia

7. a) falso; b) verdadero; c) verdadero; d) verdadero; e) falso

8. a) gas; b) gas; c) sólido; d) sólido; e) líquido; f) líquido; g) sólido

9. Al exponerlo al calor del sol, aumenta su temperatura, y teniendo en cuenta las leyes de los gases, al elevarsela temperatura de un gas, aumenta la presión de éste. Si aumentase tanto que las paredes del recipiente noresistiesen dicha presión, se produciría la explosión del mismo, con efectos similares al estallido de una bomba.

10. Evaporación y ebullición. Ambos procesos consisten en el cambio físico de agua líquida a vapor de agua. Ladiferencia está en que la ebullición es un proceso que tiene lugar simultáneamente en toda la masa del líqui-do y ocurre a 100 ºC si la presión es la atmosférica, mientras que la evaporación sólo se produce en la superfi-cie del líquido y a una temperatura inferior a 100 ºC.

Solidificación y congelación. La solidificación es la transformación física de un líquido cualquiera en sólido. Lacongelación es este mismo proceso, pero referido específicamente al cambio de agua líquida a hielo.

11. a) sólida; b) gas; c) líquida; d) gas; e) líquida

Leyes de los gases

12. a) Puesto que a volumen constante, la presión y la temperatura de un gas son directamente proporcionales, alduplicar su temperatura, la presión se duplicará también.

En efecto, ; por lo tanto, T2 = 2 T1 ⇒ ⇒ ⇒ P2 = 2 P1

c) Si la temperatura es constante, la presión y el volumen de un gas son inversamente proporcionales. Por ello,

al disminuir el volumen, la presión debe aumentar.

2

P1 =P2

T1 T2

P1 =P2

T1 2T1

P1 =P2

2

102


103

13. Será menor. En efecto, debido a la rigidez de los neumáticos, se puede considerar que el volumen de aire

en su interior permanece constante. En esas condiciones, la presión y la temperatura de un gas son direc-

tamente proporcionales. Debido al rozamiento entre la carretera y el neumático, el aire de su interior se

calienta, es decir: aumenta su temperatura, por lo que la presión en su interior también se incrementará.

14. Al ser un proceso a presión constante:

La temperatura inicial del aire en el globo es de 25 ºC, pero hemos de expresar dicha temperatura en kelvin.

T = 25 + 273 = 298 K

Aplicando la ecuación anterior: ⇒ T2 = 278 K,

que en grados Celsius (o centígrados) es: T = 278 – 273 = 5 ºC

15. En primer lugar, expresamos las temperatura en Kelvin:

T1 = 20 + 273 = 293 K

T2 = 10 + 273 = 283 K

En los procesos a presión constante se cumple:

⇒ V2 = 77 cm3

16. Las temperaturas absolutas, antes y después del calentamiento, son:

T1 = 20 + 273 = 293 K

T2 = 50 + 273 = 323 K

Si el volumen se mantiene constante:

⇒ P2 = 2 atm

17. Si la temperatura es constante: P1 · V1 = P2 · V2

1 atm · 150 cm3 = P2 · 12,5 cm3 ⇒ P2 = 12 atm

18. Las temperaturas absolutas del gas son:

T1 = 100 + 273 = 373 K

T2 = 250 + 273 = 523 K

A presión constante :

⇒ V2 = 1,4 L

19. La temperatura inicial del aire es T1 = 15 + 273 = 288 K. Al ser un proceso a volumen constante:

⇒ ⇒ T2 = 318 K

que, expresados en temperatura centígrada son:

T2 = 318 – 273 = 45 oC

V1 =V2

T1 T2

V1 =V2

T1 T280 cm3

=V2

293 K 283 K

750 cm3= 700 cm3

298 K T2

P1 =P2

T1 T21,8 atm

=P2

293 K 323 K

V1 =V2

T1 T2

1 L =

V2

373 K 523 K

P1 =P2

T1 T2

2 atm =

2,21 atm 288 K T2


20. Las temperaturas absolutas son:

T1 = –5 + 273 = 268 K

T2 = 27 + 273 = 300 K

Los procesos isocóricos son los que mantienen constante su volumen, por lo que:

⇒ P2 = 828 mm Hg

21. La temperatura absoluta inicial es de T1 = 153 + 273 = 426 K. El proceso isobárico es el que mantiene constantela presión, por lo que:

⇒ T2 = 213 K

Esta temperatura, expresada en la escala centígrada, es T2 = 213 – 273 = –60 oC.

22. La temperatura inicial es T1 = 27 + 273 = 300 K. En los procesos isobáricos la presión no varía, por lo que secumple la siguiente ecuación:

En este caso, V2 = 3 V1, por lo que:

⇒ T2 = 900 K

El valor de esta temperatura en la escala centígrada es T2 = 900 – 273 = 627 oC

Ecuación de estado de los gases

23. La temperatura inicial absoluta es T1 = 27 + 273 = 300 K. Condiciones normales: 760 mm Hg y 0 oC (273 K);por lo tanto:

⇒ ⇒ V2 = 254 cm3

24. La presión inicial (708 mm Hg) la expresamos en atm:

⇒ P1 = 0,93 atm

La temperatura final (127 oC) es, en kelvin, T2 = 127 + 273 = 400 K. Aplicando la ecuación general de los gases:

⇒ ⇒ V2 = 186 cm3

25. Las temperaturas inicial y final son:

T1 = 37 + 273 = 310 K

T2 = 63 + 273 = 336 K

⇒ ⇒ P2 = 2 atm

740 mm Hg =

P2

288 K 300K

V1 =V2

T1 T2

V1 =V2

T1 T2

300 cm3

=150 cm3

426 K T2

V1 =3 V1

300 K T2

P1 · V1 =P2 · V2

T1 T2

P1 · V1 =P2 · V2

T1 T2

P1 · V1 =P2 · V2

T1 T2

708 mm Hg · 300 cm3

=760 mm Hg · V2

300 K 273 K

760 mm Hg =

1 atm708 mm Hg 273 K

093 atm · 300 cm3

=2 atm · V2

300 K 400 K

1 atm · 50 L =

30 L · P2

310 K 336 K

104


105

26. La temperatura inicial es T1 = 10 + 273 = 283 K. La presión final es, en mm Hg:

⇒ P1 = 1.500 mm Hg

Aplicando la ecuación general de los gases:

⇒ ⇒ T2 = 385 K

Esta temperatura es, en grados centígrados: T2 = 385 – 273 = 112 oC


T1 = 0 + 273 = 273 K

T2 = 50 + 273 = 323 K

⇒ ⇒ V2 = 1,8 L


T1 = 57 + 273 = 330 K

T2 = 87 + 273 = 360 K

La presión inicial es P y la final 2 P. Aplicando la ecuación:

⇒ ⇒ V2 = 1,8 L

29. La presión inicial es de 760 mm Hg y la temperatura inicial T1 = – 43 + 273 = 230 K

Al ser un gas: ⇒

T2 = 276 K; esta temperatura, expresada en grados centígrados es T2 = 276 – 273 = 3 oC

30. En primer lugar, expresamos la temperatura inicial en kelvin: T1 = 350 + 273 = 623 K

Sabemos que P2 = 2 P1 ⇒ , por lo que:

⇒ ⇒

Como vemos, la temperatura no varía.


T1 = 25 + 273 = 298 K

T2 = 0 + 273 = 273 K


⇒ ⇒ P2 = 1,4 atm

1 atm =

760 mm Hg2 atm P2

P1 · V1 =P2 · V2

T1 T2

P1 · V1 =P2 · V2

T1 T2

P1 · V1 =P2 · V2

T1 T2

P1 · V1 =P2 · V2

T1 T2

P1 · V1 =P2 · V2

T1 T2

P1 · V1 =P2 · V2

T1 T2

670 mm Hg · 20 L =

1.520 mm Hg · 12 L283K T2

1 atm · 3 L =

2 atm · V2

273 K 323 K

P · 15 L =

2 P · V2

330 K 360 K

380 mm Hg · 20 L =

760 mm Hg · 12 L230 K T2

V2 = V1

2

P1 · V1 =2P1 · V1

T2 = 623 K623 K T2

2

1 atm · 3 L =

P2 · 2 L298 K 273 K


32. La presión final es: ⇒ P2 = 1,4 atm

y la temperatura inicial T1 = 60 + 273 = 333 K. Aplicando la ecuación general de los gases:

⇒ ⇒ T2 = 214 K

Expresada en grados centígrados: T2 = 214 – 273 = –59 oC

33. Si se comprime, el volumen disminuye y, como en un proceso isobárico, la presión y la temperatura son inver-samente proporcionales (ley de Boyle-Mariotte), la presión ha de aumentar.

La temperatura es 25 + 273 = 298 K. Al ser un gas:

⇒ ⇒ P2 = 750 mm Hg

En este caso, hemos de expresar la temperatura final en kelvin:

T2 = 45 + 273 = 318 K


⇒ ⇒ V2 = 91 L

760 mm Hg =

1 atm1.140 mm Hg P2

P1 · V1 =P2 · V2

T1 T2

P1 · V1 =P2 · V2

T1 T2

P1 · V1 =P2 · V2

T1 T2

2 atm · 7 L =

1,5 atm · 6 L333 K T2

600 mm Hg · 100 L =

P2 · 80 L298 K 298 K

600 mm Hg · 100 L =

700 mm Hg · V2

298 K 298 K

106


107

unidad Estructura de la materia

Teoría atómica

1. Los átomos son indivisibles, invisibles, de número infinito e incorruptibles.

2. Porque el sabio griego Aristóteles rechazó la «teoría de los átomos».

3. Las diferencias son las siguientes: la teoría atómica de los griegos no intenta explicar leyes experimentales y lade Dalton sí. En particular, en el modelo de Dalton se mencionan los elementos químicos y en la otra teoríano se hace tal mención.

El descubrimiento del electrón

4. Electrólisis significa etimológicamente «disolución por electricidad». Se trata de una reacción química que tienelugar cuando a una sustancia disuelta en agua se le aplica una corriente eléctrica.

5. Tipos de emisiones radiactivas: radiaciones alfa (núcleos 42He), radiaciones beta (electrones muy energéticos)

y radiaciones gamma (ondas electromagnéticas de mucha energía). Las radiaciones beta son partículas con lasmismas características que los rayos catódicos, luego constituyen una prueba de que existen partículas dentrodel átomo: los electrones.

Modelo atómico de Rutherford

6. Suponiendo que eran repelidas por una parte muy pequeña del átomo que tenía carga positiva, al igual quelas partículas alfa.

7. a) Comparación entre el radio nuclear del átomo de hidrógeno y el radio de todo el átomo:

= 5 · 104 = 50.000

b)Comparación entre el radio del Sol y el radio del sistema solar:

= 1,01 · 104

El orden de magnitud es parecido, dado que en ambos casos es 104, aproximadamente.

Modelo atómico actual

8. El modelo atómico actual establece que el movimiento de los electrones alrededor del núcleo es muy comple-jo y caótico, con lo cual no puede ser descrito por órbitas estables. Por esta razón, se introduce un nuevo con-cepto diferente al de órbita: el orbital o zona del espacio donde hay una máxima probabilidad de encontrar alelectrón.

9. a) N = 16 A = Z + N = 32 3216S

b)N = 17 A = Z + N = 33 3316S

c) N = 18 A = Z + N = 34 3416S

d)N = 20 A = Z + N = 36 3616S

3

radio atómico del H = 5 · 10–11 mradio nuclear del H 10–15 m

radio estimado del sistema solar = 7.000 · 106 kmradio del Sol 0,69 · 106 km


10.símbolo tipo número de número de

del ion de ion electrones ganados electrones perdidos

S–2 anión 2 0

Al+3 catión 0 3

Cl– anión 1 0

Ag+ catión 0 1

11.

símbolo número atómico número másico número de neutrones número de electrones42He 2 4 2 294Be 4 9 5 4

99F 9 19 10 9

4220Ca 20 42 22 2023892U 92 238 146 92

12151Sb 51 121 70 51

12. Se obtiene como la media ponderada de las masas de los isótopos. Éstas, a su vez, son, aproximadamente, elvalor numérico indicado por el número másico.

m = = 107,97 108,0

13. La masa atómica relativa al silicio es: m = = 28,1

14. Si la masa atómica del elemento es 69,8 y x e y son las abundancias de los dos isótopos, tenemos:

69,8 = ⇒ 69,8 =

Efectuamos la operación:

6.980 = 69x + 7.100 – 71x y obtenemos x = 60, y = 40

Conclusión: hay un 60 % de 6931Ga y un 40 % de 71

31Ga.

15. Configuraciones electrónicas que indican el número de electrones en cada nivel o capa:a) Na, 11 electrones, (2,8,1) c) Ne, 10 electrones, (2,8) e) Cl, 17 electrones, (2,8,7)b) P, 15 electrones, (2,8,5) d) Be, 4 electrones, (2,2) f) Ga, 31 electrones (2,8,18,3)

16. La configuración (3,8,1) no es posible, porque en el primer nivel sólo caben dos electrones como máximo.

La configuración (2,9,1) tampoco es correcta, porque en la segunda capa o nivel sólo puede haber 8 electro-

nes como máximo.

El sistema periódico de los elementos

17. El oro, la plata y el cobre son metales nobles, ya que pueden encontrarse en la naturaleza en estado puro. Elhierro, por el contrario, tiene mucha tendencia a oxidarse y nunca aparece en estado puro, sino combinadocon otros elementos formando compuestos. Esta diferencia de comportamiento hizo que se descubrieranmucho antes los metales nobles que el hierro.

51,4 · 107 + 48,6 · 109100

95,2 · 28 + 4,3 · 29 + 3,2 ·30100

x · 69 + y · 71 100

x · 69 + (100 – x) · 71 100

108


109

18.

personaje descubrimiento o teoría

1. Empédocles A. Sistema periódico.

2. Boyle B. Primera lista de los elementos conocidos.

3. Lavoisier C. Primera noción de elemento químico.

4. Mendeleiev D. Teoría de los cuatro elementos.

19. a) Be (Z = 4): (2,2) Grupo IIA, periodo 2.º, 2 electrones de valencia

b)Al (Z = 13): (2,8,3) Grupo IIIA, periodo 3.º, 3 electrones de valencia

c) B (Z = 5): (2,3) Grupo IIIA, periodo 2.º, 3 electrones de valencia

d)S (Z = 16: (2,8,6) Grupo VIA, periodo 3.º, 6 electrones de valencia

20. Al tener tres niveles con electrones, está en el tercer periodo. Como tiene dos electrones en el último nivel yes un elemento representativo, está en el grupo IIA. Finalmente, hay que señalar que posee dos electrones devalencia.

El enlace químico

21. a) Litio y flúor. Se establecerá enlace iónico, ya que ocupan lugares extremos en la tabla periódica. El litio estáen el grupo IA y tiende a perder su único electrón de valencia. El flúor está en el grupo VIIA, con lo cualtiende a conseguir el electrón de valencia que le falta para completar su octeto.

b)Berilio y oxígeno. El berilio es un metal del grupo IIA y el oxígeno es un no metal del grupo VIA, con lo cual

el primero tiende a perder dos electrones y el segundo a ganarlos. Esta situación determina un enlace ióni-

co entre ambos.

c) Cloro y cloro. La única posibilidad de enlace entre dos átomos de un no metal es el enlace covalente. En este

caso, los dos átomos de cloro comparten un par de electrones (uno de cada átomo) y completan así su octeto.

d)Plomo y plomo. El enlace entre dos átomos metálicos no puede ser covalente, sino metálico.

e) Cloro y azufre. Los átomos de dos no metales se unen mediante enlace covalente. El enlace consistiría en

compartir dos pares de electrones. Como al azufre (grupo VIA) le faltan dos electrones para completar el

octeto, formará dos enlaces covalentes con sendos átomos de cloro (grupo VIIA).

22. El Be (grupo IIA) cede sus dos e– de valencia, que son captados por dos átomos de cloro (grupo VIIA). Tras laformación de muchos de estos iones se produce una atracción que determina la formación de una red crista-lina iónica. En los nudos de ésta nos encontramos con un ion Be+2 por cada dos iones Cl–.

Be Cl2 Cl– Be+2 Cl–

23. En primer lugar se analiza la temperatura de fusión: si es baja, no es probable que sea enlace iónico.

A continuación se intenta disolver el compuesto en agua: si es soluble, puede ser enlace iónico; en caso con-

trario, es muy fácil que no lo sea.

Después se estudia la conductividad eléctrica del compuesto: será compuesto iónico si es conductor en disolu-

ción acuosa o fundido. En caso contrario, no es un compuesto iónico.


24. Sustancia con temperatura de fusión alta e insoluble en agua. Puede tratarse de un compuesto covalente ató-mico o una sustancia metálica.

A continuación, habrá que analizar la conductividad eléctrica: si es alta, se trata de una sustancia metálica; si esbaja, es un compuesto covalente atómico.

25.propiedades elementos

Conductor de la corriente eléctrica. plata

Soluble en agua y muy duro. diamante

Tiene verdaderas moléculas. bromuro de potasio

Insoluble en agua y muy duro. cloruro de hidrógeno

26.símbolo del ion diagrama de Lewis fórmula desarrollada

F2

H2S

HBr

CO2

NH3

CH4

HO

H

H Br

H HN

O OC

H

O OC O

O

O

F FF

O FO O

OO

OO

H HN O

HO O

O O

OO OOBr O

H

O

O

H HSS

O

O

H HC

H

H

H

O

HC O

H

H

O

O

110


111

27. a) Enlace metálico, enlace iónico, enlace covalente.

b)Tf (O2) < Tf (hg) < Tf (NaBr)

c) Sólo será soluble en agua el NaBr.

d)El Hg conducirá la corriente eléctrica en estado sólido, líquido o gaseoso.

El NaBr conducirá la corriente fundido o en disolución acuosa.

El O2 no conducirá la corriente de ningún modo.

28. El CO2 es gas a temperatura ambiente, porque entre sus átomos existe un enlace covalente, pero entre susmoléculas hay muy poca atracción; es un compuesto covalente molecular.

El SiO2, por el contrario, es un compuesto covalente atómico, ya que el enlace se da entre todos los átomos. Se

tiene así una enorme macromolécula. Esto hace que su temperatura de fusión sea elevada, a diferencia de lo

que pasa con el CO2.

29. a) Sustancia dúctil y maleable: un metal; por ejemplo, el oro.

b)En compuesto duro y aislante eléctrico: un compuesto covalente atómico o macromolecular, por ejemplo,

el carburo de silicio.

c) Una sustancia insoluble en agua y conductora de la electricidad: un metal como el hierro, por ejemplo.

d)Un compuesto con enlace covalente y soluble en agua: el cloruro de hidrógeno.


unidad Formulación

Hidruros e hidróxidos

1. a) LiH c) FeH2 e) Al(OH)3 g) Ca(OH)2 i) NH3

b) CaH2 d) CuOH f) PbH2 h) KOH j) CH4

2. a) hidruro de berilio e) amoniaco i) hidróxido cúprico

b) hidróxido amónico f) fosfina j) hidruro cálcico

c) hidruro sódico g) hidróxido férrico k) hidróxido cuproso

d)hidróxido de cadmio h)hidruro ferroso l) metano

Óxidos

3. a) MgO c) HgO e) Fe2O3 g) N2O3 i) Cl2O5

b) Na2O d) SO3 f ) Cu2O h) CO j) MnO2

4. a) dióxido de silicio e) trióxido de dinitrógeno i) dióxido de nitrógeno

b) óxido de cromo(VI) f) óxido de cromo(III) j) óxido de cromo(III)

c) trióxido de selenio g) óxido de aluminio k) óxido de plata

d)óxido de zinc h)pentaóxido de difósforo l) monóxido de carbono

5. a) HNO3 e) HIO2 i) HCN m)HNO2 p)H2SO4

b) HF f) HCIO j) HBrO3 n)H2SeO3 q) H2Cr2O7

c) H2Se g) H3PO4 k)HMnO4 ñ)HCl r) H2CrO4

d)H2SO3 h)H2CO3 l) HBO2 o)HPO3

6. a) ácido fosfórico e) ácido perclórico i) ácido telúrico

b) ácido nítrico f) ácido hipofosforoso j) ácido cianhídrico

c) ácido brómico g) ácido selenhídrico k) ácido mangánico

d)ácido sulfuroso h)ácido clorhídrico l) ácido nitroso

7. a) ácido tetraoxoarsénico(V) e) ácido tetraoxomangánico(VII) i) ácido trioxosulfúrico(VI)

b) ácido trioxofosfórico(V) f) ácido trioxoantimónico j) yoduro de hidrógeno

c) ácido dioxonítrico(III) g) sulfuro de hidrógeno k) ácido tetraoxocrómico

d)ácido tetraoxotelúrico(VI) h)ácido tetraoxomangánico l) ácido heptaoxodicrómico(VI)

8. a) tetraoxoantimoniato(V) de hidrógeno g) telururo de dihidrógeno

b) monoxoclorato(I) de hidrógeno h)trioxosulfato(V) de hidrógeno

c) dioxoborato(III) de hidrógeno i) heptaoxodicromato(VI) de hidrógeno

d)tetraoxoseleniato(VI) de hidrógeno j) fluoruro de hidrógeno

e) tetraoxoclorato(V) de hidrógeno k) tetraoxomanganato(VII) de hidrógeno

f) trioxofosfato(III) de hidrógeno l) trioxocarbonato(IV) de hidrógeno

9. a) K2S e) Cu(NO2)2 i) Ni2(CO3)3 m)Ca(NO3)2 p)Pb(ClO4)2

b) CaCl2 f) Fe(IO3)2 j) NaBrO3 n)KMNO4 q) Pb3(PO4)4

c) Al2Se3 g) AlCl3 k)K2SO4 ñ)Ag2Cr2O7 r) FeBr3

d)(NH4)2SO4 h)PBI2 l) FePO4 o) NaNO3 s) NaNO

4

112


113

10. a) fosfato cúprico e) sulfuro plúmbico i) sulfuro cuproso

b) sulfato sódico f) peryodato cínquico j) carbonato cálcico

c) yoduro potásico g) permanganato cúprico k) cromato magnésico

d)nitrato amónico h)cloruro sódico l) yoduro cálcico

11. a) fosfato de mercurio e) sulfuro de aluminio i) cloruro de cobre

b) sulfito de potasio f) hipoclorito de hierro j) carbonato de magnesio

c) yodato de potasio g) permanganato de níquel k) dicromato de calcio

d)metaarseniato de amonio h)cloruro de estroncio l) clorato de sodio

12. a) bis-[trioxoarseniato(III)] de tribario g) tetraoxomanganato(VII) de sodio

b) tetraoxosulfato(VI) de dilitio h)dibromuro de calcio

c) bromuro de potasio i) seleniuro de diplata

d)cloruro de amonio j) trioxonitrato(V) de sodio

e) dicloruro de plomo k) tetraoxocromato(VI) de estroncio

f) bis - [trioxobromato(V)]de cadmio l) trioxocarbonato(IV) de dipotasio

13. a) NiSO4 g) Cu(NO2)2 m)Ca3(PO4)2 r) Fe2(CO3)3 x) BaCO3

b) HNO3 h)NaOH n)NO2 s) Al2O3 y) As2SO4

c) MgO i) (NH4)2CO3 ñ)AsH3 t) KNO3

d)CaH2 j) MnO3 o)H2Cr2O7 u)NaH

e) Ca(MNO4)2 k) HI p)NH4OH v) MgSO3

f) NaCN l) MgS q)Na3AsO4 w)B2O3

14. a) óxido cádmico h)hidruro ferroso ñ)carbonato magnésico

b) bromuro cálcico i) sulfato mangánico o)hidróxido cálcico

c) ácido telurhídrico j) yoduro magnésico p)óxido cúprico

d)óxido titánico k) nitrato cádmico q)metano

e) ácido permangánico l) fosfato de sodio r) sulfuro bórico

f) carbonato potásico m)ácido clorhídrico s) óxido potásico

g) anhídrido silícico n)anhídrido fosfórico t) hidruro potásico

15. a) carbonato de cobre(II) h)yoduro de magnesio ñ)sulfato de cromo(III)

b) hidróxido de zinc i) amoniaco o) fosfato de calcio

c) cloruro de hierro(III) j) óxido de manganeso p)óxido de aluminio

d)sulfito de potasio k) nitrito de litio q)óxido de magnesio

e) hidruro de sodio l) hidróxido de níquel(III) r) fosfato de hierro(III)

f) seleniuro de calcio m)óxido de zinc s) ácido tetraoxosulfúrico(VI)

g) hidróxido de bario n)óxido de cromo t) fosfato de aluminio

16. a) monóxido de cobre h)dihidruro de calcio ñ)seleniuro de zinc

b) dicloruro de estroncio i) dicloruro de manganeso o)hidróxido de potasio

c) trihidruro de aluminio j) dióxido de nitrógeno p)trióxido de difósforo

d)dicloruro de cobre k) monóxido de disodio q) dihidróxido de calcio

e) dihidruro de berilio l) trihidróxido de hierro r) trióxido de azufre

f) sulfuro de bario m)difluoruro de magnesio s) telururo de dilitio

g) sulfuro de dipotasio n)dibromuro de calcio t) cianuro de hidrógeno


unidad Disoluciones

Composición centesimal

1. La masa (o peso) molecular del ácido clorhídrico (HCl) es Pm = 1 + 35,5 = 36,5

% H = · 100 = 2,7 % % Cl = · 100 = 97,3 %

2. La masa (o peso) molecular de la urea es: Pm = 12 · 5 + 14 · 4 + 16 · 3 + 1 · 4 = 168

Composición centesimal:

% C = · 100 = 35,7 % % N = · 100 = 33,3 %

% O = · 100 = 28,6 % % H = · 100 = 2,4 %

3. a) La masa (o peso) molecular del cloro metano es: Pm = 12 + 1,3 + 35,5 = 50,5 g/mol.

En condiciones normales, 1 mol de clorometano ocupa 22,4 L y tiene una masa de 50,5 g. Por ello:

= ⇒ x = 2,3 g

b)Composición centesimal:

% C = · 100 = 23,8 % % Cl = · 100 = 70,3 % % H = · 100 = 5,9 %

4. Siderita:

La fórmula de la siderita es FeCO3

Su masa (o peso) molecular es: Pm = 56 + 12 + 16 · 3 = 116

El porcentaje de hierro es: % Fe = · 100 = 48,3 %

Ferrita:

La fórmula de la ferrita es FeO.

Su masa (o peso) molecular es: Pm = 56 + 16 = 72

El porcentaje de hierro es: % Fe = · 100 = 77,8 %

5. Su masa (o peso) molecular es: Pm = 12 · 6 + 1 · 8 + 16 · 6 = 176

Su composición centesimal es:

% C = · 100 = 40,9 % % O = · 100 = 54,5 % % H = · 100 = 4,5 %

6. Su masa (o peso) molecular es: Pm = 12 · 10 + 1 · 14 + 14 · 1 = 162

Su composición centesimal es:

% C = · 100 = 74,1 % % N = · 100 = 17,3 % % H = · 100 = 8,6 %

5

136,5

1250,5

35,550,5

56116

5672

1 · 350,5

12 · 5168

22,4 L1 L

50,5 gx

16 · 3168

12 · 6176

16 · 6176

1 · 8176

12 · 10162

14 · 2162

1 · 14162

14 · 4168

1 · 4168

35,536,5

114


115

Mol

7. La masa (o peso) molecular del ácido sulfúrico (H2SO4) es: Pm = 1 · 2 + 32 + 16 · 4 = 98.

El número de moles es: n = = ⇒ x = 2,3 g

8. La masa (o peso) molecular del cinabrio (HgS) es Pm = 200,5 + 32 = 232,5

La masa de 15 moles de cinabrio es: masa = moles · Pm = 15 · 232,5 = 3.487,5 g

La masa de Hg y S es:

9. Sabemos que en 1 mol hay 6,022 · 1023 moléculas. Por ello:

10. La masa (o peso) molecular del oxígeno (O2) es Pm = 16 · 2 = 32. Tenemos entonces:

11. La masa (o peso) molecular del ácido sulfúrico (H2SO4) es: Pm = 1 · 2 + 32 + 16 · 4 = 98

Se calcula en primer lugar el número de moles de H2SO4:

Como en 1 mol hay 6,022 · 1023 moléculas:

El número de moles de átomos de azufre, oxígeno e hidrógeno es:

Concentración de disoluciones

12. a) Es una mezcla heterogénea de un sólido y un líquido. Las partículas de sólido tienen un tamaño superior a10–5 cm y, si se las deja reposar, sedimentan. Estas partículas no atraviesan el papel de filtro. No es necesarioel microscopio para verlas. Ejemplos: arcilla y agua.

b)Es una mezcla homogénea de dos líquidos miscibles o de un sólido y un líquido. En este caso, el tamaño de

las partículas del sólido es inferior a 10–7 cm, y no sedimentan. Estas partículas atraviesan el papel de filtro,

y sólo son visibles con el microscopio electrónico. Ejemplos: azúcar y agua.

1 mol de H SO0,05 moles de H SO

4 moles de átomos de oxígeno0,2 moles de átomos de O2 4

2 4

= ⇒ =x

x


2 moles de átomos de azufre0,05 m2 4

2 4

= ⇒ =x

x


2 moles de átomos de hidrógeno0,1 moles de átomos de H2 4

2 4

= ⇒ =x

x

1 mol0,05 moles

6,022 10 moléculas3,011 10 moléculas

2322= ⋅ ⇒ = ⋅

xx

n

n.º gramosP

4,998

0,05 moles de H SOm

2 4= = =

n

n.º gramosP

332

96 g de Om

2= ⇒ = ⇒ =xx

6,022 10 moléculas6,022 10 moléculas

1 mol0,01 moles de moléculas

23

21

⋅⋅

= ⇒ =x

x

232,5 g HgS3.487,5 g

32 g S480 g de S= ⇒ =

xx

232,5 g HgS3.487,5 g

232,5 g Hg3.487,5 g de Hg= ⇒ =

xx

16,698

n.º gramosPm


c) Es una mezcla homogénea de un sólido y un líquido en que las partículas de sólido tienen un tamaño inter-

medio comprendido entre 10–5 cm y 10–7 cm. No sedimentan cuando están en reposo. Las partículas del sóli-

do no atraviesan el papel de filtro y son visibles con el ultramicroscopio. Ejemplos: goma arábiga.

13.

14. Se calcula en primer lugar la masa de la disolución:

m = V · d = 750 · 1,8 = 1.350 g

15. La masa de 2 L de disolución es: m = V · d = 2.000 · 1,18 = 2.360 g. La masa del soluto es:

x = 944 g de soluto

16. La masa (o peso) molecular del sulfato de sodio (Na2SO4) es: Pm = 23 · 2 + 32 + 16 · 4 = 142

La masa de sulfato de sodio es:

17.

18.

19. Si la densidad del clorato de potasio es 2 g/cm3, el volumen de 1,2 g de esta sustancia es:

Como disponemos de 40 g de disolución y de ella, 1,2 g son de soluto, el resto será disolvente:

masa del disolvente (agua) = 40 – 1,2 = 38,8 g

Estos 38,8 g de disolvente ocupan un volumen de 38,8 cm3, pues la densidad del agua es 1 g/cm3. Por ello, el

volumen total de la disolución es la suma del volumen del soluto y del disolvente:

V(D) = V(s) + V(d) = 0,6 + 38,8 = 39,4 cm3

Las concentraciones pedidas son:

% en volumen

cm (s)cm (D)

1000,6

39,4100 1,5 % en volumen

3

3= ⋅ = ⋅ =

%

( )( )

,, en peso % en peso= ⋅ = ⋅ =g s

g D100

1 240

100 3 0

V

masadensidad g cm

= = =1 22

0 63

,,

g cm3

%

( )( )

,, en peso % en peso= ⋅ = ⋅ =g s

g D100

1 2800

100 0 15

como % en peso

g(s)g(D)

100 201.000

100 200 g de soluto= ⋅ ⇒ = ⋅ ⇒ =xx

M

n(s)V(D)

masa(s)P

V(D)0,5 142

0,250,5 0,25 142 17,8 g Na SOm

2 4= = ⇒ = ⇒ = ⋅ ⋅ =

x

x

% en peso

gramos de solutogramos de disolución

100 402.360

100 944 g de soluto= ⋅ ⇒ = ⋅ ⇒ =xx

%

., % n eso

ramos de disolución

e pgramos de soluto

g= ⋅ = ⋅ =100

4501 350

100 33 3

g L

g de solutoL de disolución

300,5

60g L= = =

116


117

20. En 100 mL de disolución hay 12 mL de etanol y 88 mL de agua. Para hallar el tanto por ciento en masa de eta-nol se hallan los siguientes componentes:

De este modo, se obtiene el siguiente porcentaje:

Concentración de disoluciones en g/L y molaridad

21. La masa (o peso) molecular del cloruro de sodio (NaCl) es: Pm = 23 + 35,5 = 58,5

La masa de NaCl contenida en los 200 mL de la disolución 0,5 molar es:

x = 5,85 g de NaCl

Si se añaden 2 g de este compuesto, la masa total es:

m = 5,85 + 2 = 7,85 8 g de NaCl

22. La masa (o peso) molecular del yoduro de potasio (KI) es Pm = 39 + 127 = 166

La concentración es:

23. La masa (o peso) molecular del ácido clorhídrico (HCl) es: Pm = 1 + 35,5 = 36,5

24. La masa (o peso) molecular del cloruro de sodio (NaCl) es: Pm = 23 + 35,5 = 58,5

25. La masa (o peso) molecular del yoduro de calcio (CaI2) es: Pm = 40 + 127 · 2 = 294

El volumen de los 14 g de CaI2 es:

A continuación, podemos calcular el volumen de la disolución:

V(D) = V(s) + V(d) = 5 + 500 = 505 cm3

Concentración de la disolución:

Molaridad: V

md

= =142,8

= 5 cm3

g Lg (s)L (D)

=14

0,505= 27,7g L=

V

md

= =142,8

= 5 cm3

Mn (s)L (D)

g (s)P

L (D)

11758,5

VV

11758,5

0,4 = 0,8 L de disoluciónm= = ⇒ ⇒ = ⋅

Mn (s)L (D)

g (s)P

L (D)36,5

3219 g HClm= = ⇒ ⇒ =

x

x

g Lg (s)L (D)

411

41 g L Mn (s)L (D)

g (s)P

L (D)

41166L

0,25 molarm= = = = = = =

M

n(s)V(D)

masa (s)P

V(D)0,5 58,5

0,25,85 g NaClm= = ⇒ = ⇒ =

x

x

mm

e ⋅ ⋅100 100 % =9,5 g97,5 g

% = 9,7 % en masa de etanol

m d V 1

gmL

88 mL 88 gagua a a= ⋅ = ⋅ =

m d V 0,79

gmL

12 mL 95 getanol e e= ⋅ = ⋅ =


26. La masa (o peso) molecular del hidróxido de potasio (KOH) es: Pm = 39 + 16 + 1 = 56

Molaridad:

27. La masa (o peso) molecular del ácido clorhídrico (HCl) es: Pm = 1 + 35,5 = 36,5

Al ser del 30% en peso, podemos decir que en cada 100 g de disolución hay 30 g de soluto.

El volumen de estos 100 g de disolución es:

Molaridad:

28. La masa (o peso) molecular del tricloruro de hierro (FeCl3) es: Pm = 56 + 35,5 · 3 = 162,5

Molaridad:

29. La masa (o peso) molecular del ácido nítrico (HNO3) es: Pm = 1 + 14 + 16 · 3 = 63

La masa de soluto contenido en 0,5 L de disolución es:

La masa del medio litro de disolución es: m = V · d = 500 cm3 · 1,2 g/cm3 = 600 g

Tanto por ciento en peso:

30. La masa (o peso) molecular del sulfuro de sodio (Na2S) es: Pm = 23 · 2 + 32 = 78

31. La masa (o peso) molecular del sulfato de sodio (Na2SO4) es: Pm = 23 · 2 + 16 · 4 = 142

La masa de los 200 mL de disolución es: m = V · d = 200 · 1,07 = 214 g

Molaridad:

32. La masa (o peso) molecular del cloruro de talio(I) (TICI) es: Pm = 204,4 + 35,5 = 239,9

Molaridad: Mn (s)L (D)

=

g (s)P

L (D)g (s)L (D)

1P

= 3,041

239,90,013m

m

= = ⋅ ⋅ =

Mn (s)L (D)

=

g (s)P

L (D)

81420,2

= 0,28 molarm= =

%( )( )

, en peso 100 =8

2143 % en peso= ⋅ ⋅ =g s

g D100 7

M

n (s)L (D)

g (s)P

L (D)0,1

0,7878V

V

0,78780,1

= 0,1 Lm= = ⇒ = ⇒ =

%( )( )

,, en peso %= ⋅ = ⋅ =g s

g D100

157 5600

100 26 3

Mn (s)L (D)

=

g (s)P

L (D)5 63

0,5157,5 g de solutom= ⇒ = ⇒ =

x

x

Mn (s)L (D)

g (s)P

L (D)0,2 162,5

397,5 g de FeClm

3= = ⇒ = ⇒ =

x

x

Mn (s)L (D)

g (s)P

L (D)

3036,5

0,084759,7moles Lm= = = =

Vmd

100 g1,18g cm

84,75 cm33= = =

M

n (s)L (D)

=

g(s)P

L (D)=

5,6562

0,05 molarm= =

118


119

33. La masa (o peso) molecular del hidróxido de sodio (NaOH) es: Pm = 23 + 16 + 1 = 40

Primero calculamos los gramos de NaOH que debe contener 0,5 L de disolución 1 M:

Como la disolución contiene 9,5 g, sólo hemos de añadir la diferencia:

masa de NaOH añadida = 20 – 9,5 = 10,5 g

34. Primero se calculan las masas moleculares de cada sustancia:

Sulfato de sodio (Na2SO4): Pm = 23 · 2 + 32 + 16 · 4 = 142

Sulfato de aluminio (Al2 (SO4)3): Pm = 27 · 2 + 32 · 3 + 16 · 12 = 342

Sulfato de cobre(II) (CuSO4): Pm = 63,5 + 32 + 15 · 4 = 159,5

La masa del soluto en cada L de disolución es:

En el sulfato de aluminio:

En el sulfato de sodio:

En el sulfato de cobre:

35. La masa molecular del hidróxido de magnesio (Mg(OH)2) es: Pm = 24 + 16 · 2 + 1 · 2 = 58

36. La masa molecular del permanganato de potasio (KMnO4) es: Pm = 39 + 55 + 16 · 4 = 158

37. La masa molecular del cloruro de plata (AgCl) es: Pm = 108 + 35,5 = 143,5

La masa de los 4 L de disolución es: m = V · d = 4.000 · 1,08 = 4.320 g

Mn (s)L (D)

=

g (s)P

L (D)=

287143,5

4= 0,5 molarm=

% en pesog (s)g (D)

100 =287

4.320100 = 6,6 % en peso= ⋅ ⋅

Mn (s)L (D)

=

g (s)P

L (D)0,004 158

0,5= 0,32 g de KMnOm

4= ⇒ = ⇒

x

x

Mn (s)L (D)

=

g (s)P

L (D)0,5 58

2= 5,8 g de Mg(OH)m

2= ⇒ = ⇒

x

x

0 31 9,2 = 159,51

g

x

x⇒ = ,

0,2 = 342

168,4 g

x

x⇒ =

0,2 = 142

128,4 g

x

x⇒ =

Mn (s)L (D)

=

g (s)P

L (D)m=

Mn (s)L (D)

=

g (s)P

L (D)1 40

0,520 g de NaOHm= ⇒ = ⇒ =

x

x


38. La fórmula del yoduro de bario BaI2 y su masa molecular es: Pm = 137,6 + 127 · 2 = 391,6

El volumen de soluto (BaI2) es:

por lo que el volumen de agua añadida será: V = 6.000 – 97,9 = 5.902,1 cm3 5.902 cm3

39. La masa molecular del sulfato de amonio ((NH4)2SO4) es: Pm = 14 · 2 + 8 + 32 + 16 · 4 = 132

La masa de sulfato de amonio será:

40. La masa molecular del manganato de potasio (K2MnO2) es: Pm = 39 · 2 + 55 + 16 · 4 = 197

El volumen de disolución se calcula mediante:

41. La masa molecular del clorato de potasio (KClO3) es: Pm = 39 +35,5 + 16 · 3 = 122,5

Los 24 g de clorato de potasio (soluto) ocupan un volumen:

La masa de agua de disolución es la diferencia entre la masa de la disolución y la de soluto: 400 – 24 = 376 g.

Como la densidad del agua es 1 g/cm3, estos 376 g ocupan un volumen de 376 cm3.

El volumen de disolución es V(D) = V(s) + V(d) = 376 + 12 = 388 cm3.

Con estos datos se puede calcular la concentración:

M

n (s)L (D)

g (s)P

L (D)

24122,50,388

= 0,50 Mm= = =

%

( )( )

, en volumen 100 =12

388 %= ⋅ ⋅ =cm s

cm D

3

3 100 3 1

% en peso

g (s)g (D)

10024400

100 6 %= ⋅ = ⋅ =

g Lg (s)L (D)

=24

0,38861,9 g L= =

Vmd

= ==24 g

2g cm cm3

312

M

n (s)L (D)

=

g (s)P

L (D)0,15

5197V

V 196 cmm 3= ⇒ = ⇒ =

Mn (s)L (D)

=

g (s)P

L (D)0,25 132

0,1504,95 5 gm= ⇒ = ⇒ = ≅

x

x

Vmd

=117,48 g1,2g cm

= 97,9 cm33= ,

Mn (s)L (D)

=

g (s)P

L (D)=

117,48391,6

6= 0,05 molarm=

120


121

unidad Reacciones químicas

Composición centesimal

1. a) transformación física

b) transformación química

c) transformación física

2. La disolución de sal común en agua ofrece aspectos tanto físicos como químicos. Es un cambio físico en cuan-to que es reversible, es decir, si calentamos y vaporizamos el agua, la recuperamos, junto con la sal, como sus-tancias separadas. Por otro lado, también se puede considerar un cambio químico en la medida en que las pro-piedades de la disolución no son iguales a las de los componentes por separado. Por ejemplo: el agua y la salno son conductores de electricidad, mientras que la disolución dada sí lo es.

Ley de conservación de la masa

3. Pensaban que la masa aumentaba porque calentaban algunos metales pero sin encerrar el sistema en un reci-piente hermético. De este modo, la combinación del metal con el oxígeno del aire producía un residuo sólidode mayor masa que el metal inicial.

4. a) Como sólo reaccionan 71 g de cloro, la respuesta es:

2 g de hidrógeno + 71 g de cloro = 73 g de cloruro de hidrógeno

b)En este caso sobra 1 g de hidrógeno, luego:

2 g de hidrógeno + 71 g de cloro = 73 g de cloruro de hidrógeno

Ley de las proporciones definidas

5. a) Comprobación de la ley de Proust:

Primer experimento: 111,6 g de Fe y 159,6 g – 111,6 g = 48,0 g de O

Segundo experimento: 279,0 g de Fe y 399,0 g – 279,0 g = 120,0 g de O

La proporción de masas es idéntica.

Conclusión: se cumple la ley en este caso.

b)Como la proporción es la misma en los dos casos, podemos tomar el primero:

Conclusión: hay un 70,0 % de hierro y un 30 % de oxígeno.

6. Si existe un 81,6 % de cloro (en masa), tendremos un 18,4 % de oxígeno; por lo tanto:

masa de cloromasa de oxígeno

= =81 618 4

4 43,,

,

111,6 g de Fe 159,6 g de óxido de hierro( )

100 g

g g g

,6 1 g g

g de Fe 30,0 g de O

III→→

= ⇒ = ⋅ = ⇒

x

xx

111 6 159 6100

111 00159 6

70 0, ,

,,

111 62 33

22 33

,, ,

g48,0 g

79,0 g

120,0 g= =

6


Teoría atómica de Dalton

7. La afirmación d) es falsa.

8. azufre + cobalto sulfuro de cobalto(II)

Según el primer postulado de Dalton, los átomos son indivisibles e indestructibles, luego no se alteran tras la

reacción.

Por el segundo postulado, todos los átomos de azufre son iguales en masa, y lo mismo ocurre con los de cobalto.

Así:

Un número x de átomos de azufre como reactivo pasa a otros átomos idénticos como parte del producto.

Un número y de átomos de cobalto como reactivo pasa a ser también y átomos de cobalto como parte del pro-

ducto.

Al ser iguales las masas de cada átomo permanece siempre la masa total, porque tenemos antes y después x áto-

mos de azufre + y átomos de cobalto.

9. No, la primera teoría atomista se concibió en la Grecia clásica y tuvo como principales partidarios a Leucipo yDemócrito (s. IV a. de C.).

La importancia de la teoría de Dalton radica en ser el primer modelo atómico que explica hechos experimen-

tales. Es capaz de dar un fundamento a las leyes ponderales de la química.

Principio de Avogadro

10. Por el principio de Avogadro, en un volumen dado de cloro y de hidrógeno existe el mismo número de molé-culas; por lo tanto:

(T, P) (T, P)

Cl2 H2

Una molécula de Cl2 tiene una masa de .

Una molécula de H2 tiene una masa de .

Es decir, la masa de una molécula de Cl2 = 35,5 · masa de una molécula de H2, luego:

masa de un átomo de Cl = 35,5 · masa de un átomo de H

11. Si todos los gases están a igual temperatura y presión, el número de moléculas de cada uno es proporcional alvolumen, luego si en un volumen dado de N2 hay 1.000 moléculas, tendremos:

1.000 moléculas · N2 + 3.000 moléculas · H2 2.000 moléculas NxNy

Si calculamos el número de átomos queda:

2.000 átomos N + 6.000 átomos H 2.000 · x átomos N + 2.000 · y átomos H

Como la masa se conserva (ley de Lavoisier), también lo hará el número de átomos:

La fórmula del amoniaco es, por lo tanto, NH3.

2.000 2.000

6.000 2.000 1 3

==

= =x

yx y

m (Cl) = 35,5 · m (H)

1n

mg

35 5,n

mg

Sea 1 mg la masa de

las n moléculas de H2.

n moléculas

masa = 1 mg

n moléculas

masa = 35,5 mg

122


123

Ajuste de reacciones químicas

12. a) H2 + Cl2 HCl. Basta con multiplicar por dos las moléculas de HCl:

H2 + Cl2 2 (HCl)

Una vez entendido que el 2 afecta a toda la molécula, se elimina el paréntesis.

H2 + Cl2 2 HCl

b)CO + O2 CO2. Basta con multiplicar el O2 por 1—2

.

CO + 1/2 O2 CO2

c) Cl2 + O2 Cl2O. Sólo queda ajustar el O2, lo cual se efectúa de forma inmediata multiplicando a

la izquierda por 1—2

.

Cl2 + 1/2 O2 Cl2O

d)Al + S Al2S3. El ajuste es inmediato, operando en los reactivos:

2 Al + 3 S Al2S3

e) PbO + C CO2 + Pb. Se deja un elemento en solitario para el final (C o Pb).

Por ejemplo: 2 PbO + C CO2 + Pb (se iguala el oxígeno)

2 PbO + C CO2 + 2 Pb (se iguala el plomo)

f) Fe + HCl FeCl2 + H2. Se iguala primero el Cl:

Fe + 2 HCl FeCl2 + H2

La reacción ya está ajustada.

g) H2O + Na NaOH + H2. Sólo falta por igualar el número de átomos de hidrógeno, lo cual puede

efectuarse del siguiente modo:

H2O + Na NaOH + 1—2

H2

h)C2H6 + O2 CO2 + H2O. En primer lugar, se ajustan el carbono y el hidrógeno:

C2H6 + O2 2 CO2 + 3 H2O

Después igualamos el número de átomos de oxígeno:

C2H6 + 7/2 O2 2 CO2 + 3 H2O

Puede formularse en números enteros:

2 C2H6 + 7 O2 4 CO2 + 6 H2O

i) CH4O + O2 CO2 + H2O. Operamos de forma análoga el caso anterior:

CH4O + O2 CO2 + 2 H2O

CH4O + 3/2 O2 CO2 + 2 H2O

j) ZnS + O2 SO2 + ZnO. Sólo queda sin ajustar el oxígeno:

ZnS + 3/2 O2 SO2 + ZnO

k) SO2 + H2S S + H2O. Igualamos primero el oxígeno:

SO2 + H2S S + 2 H2O

A continuación, ajustamos el hidrógeno:

SO2 + 2 H2S S + 2 H2O

Finalmente, se iguala el azufre:

SO2 + 2 H2S 3 S + 2 H2O

l) CO + H2 CH4 + H2O. Sólo queda por ajustar el hidrógeno:

CO + 3H2 CH4 + H2O


Cálculos estequiométricos

13. sulfuro de hidrógeno + plomo sulfuro de plomo(II) + hidrógeno

34 g 207 g 239 g 20 g

x 100 g y z

El balance de masas debe ser proporcional, luego se obtiene:

De forma análoga, hallamos y:

El término z se puede hallar con otra proporción o aplicando la ley de Lavoisier:

x + 100 g = y + z z = x + 100 g – y = 16 g + 100 g – 115 g = 1 g

14. Reacción sin ajustar: Mg + HCl H2 + MgCl2

a) Reacción ajustada: Mg + 2 HCl H2 + MgCl2

Balance de masas 24,3 g 73,0 g 2,0 g 95,3 g

10,6 g x y z

b)Se establece primero una proporción:

La masa z restante se puede calcular mediante una proporción o bien por aplicación directa de la ley de

Lavoisier:

10,6 g + z = y + z

10,6 g + 31,8 g = 0,9 y + z

z = 41,5 g

15. a) Reacción sin ajustar: SnO2 + C Sn + CO

Reacción ajustada: SnO2 + 2 C Sn + 2 CO

b)Cálculos de la masa de carbón:

SnO2 + 2 C Sn + 2CO

150,7 g 24,0 g 118,7 g 56,0 g

1.000 g x y z

c) La masa de estaño y ha de obtenerse con otra proporción:

150,7 g1.000 g

118,7 g 1.000 g 118,7 g150,7 g

787,7 g= ⇒ = ⋅ ≅y

x

150,7 g1.000 g

24,0 g 1.000 g 24,0 g150,7 g

159,3 g de C= ⇒ = ⋅ ≅x

x

24,3 g10,6 g

2,0 g 10,6 g 2,0 g24,3 g

0,9 g= ⇒ = ⋅ ≅y

y

24,3 g10,6 g

73,0 g 10,6 g 73,0 g24,3 g

31,8 g de HCl= ⇒ = ⋅ ≅x

x

207 g100 g

239 g 100 g 239 g207 g

115 g= ⇒ = ⋅ ≅y

y

34 g 207 g100 g

34 g 100 g207 g

16 gx

x= ⇒ = ⋅ ≅

124


125

16. a) Reacción sin ajustar: SO2 + O2 SO3

Reacción ajustada: SO2 + 1—2

O2 SO3

Para mayor comodidad: 2 SO2 + O2 2 SO3

b)Moles de SO2 que reaccionan con 3 moles de O2:

Balance de moles: 2 moles SO2 + 1 mol de O2 2 moles de SO3

x 3 y

Se establece la siguiente proporción:

El número y de moles de SO3 sólo puede hallarse mediante otra proporción, ya que no hay ninguna ley de

conservación del número de moles:

En efecto, 6 moles de SO2 + 3 moles de O2 6 moles de SO3

17. Reacción ajustada: N2 + 3 H2 2 NH3

Balance de moles: 1 mol de N2 + 3 moles de H2 2 moles de NH3

x y 4

Una primera proporción nos permite hallar x:

Otra proporción nos da y:

18. Reacción ajustada: Fe + S FeS

Balance de masas: 56 g 32 g 88 g

100 g 90 g x

Antes de hallar x, hay que saber qué reactivo reacciona por completo:

Es decir, de los 90 g de S sólo reaccionan 57 g; por lo tanto:

Fe + S FeS

56 g 32 g 88 g

100 g 57 g x

Elegimos una de las dos proporciones posibles:

También se podría aplicar la ley de Lavoisier en este caso:

100 g + 57 g = x ⇒ x = 157 g

56 g Fe100 g Fe

88 g FeS 100 8856

157 g= ⇒ = ⋅ =x

x

56100

32 100 3257

g Fe g Fe

g S56

g= ⇒ = ⋅ =x

x

3 moles H 2 moles NH4 moles NH

4 32

6 moles de H2 3

32y

y= ⇒ = ⋅ =

1 mol N 2 moles NH4 moles NH

1 42

2 moles de N2 3

32x

x= ⇒ = ⋅ =

1 mol O3 moles O

2 moles SO 3 21

6 moles de SO2

2

33= ⇒ = ⋅ =

yy

2 moles SO 1 mol O3 moles O

2 31

6 moles de SO2 2

22x

x= ⇒ = ⋅ =


19. Reacción ajustada: N2 + 2 O2 2 NO2

Balance de masas: 1 mol de N2 + 2 moles de O2 2 moles NO2

2 moles 2 moles x

Está claro que de los dos moles de N2 sobra uno; por lo tanto:

1 mol de N2 + 2 moles de O2 2 moles de NO2

Reacciones de ácidos y bases

20. a) HBr es ácido según Arrhenius, puesto que:

b)H2O

H2O H+ + OH–

Como produce iones H+ y OH– en igual cantidad, es una sustancia neutra.

c) KCl en disolución acuosa daría:

En principio, sería una sustancia neutra, ya que no aparecen iones H+ ni OH–.

d)Sr(OH)2 es una base o álcali:

e) HNO2 es un ácido:

f) LiOH es una base o álcali:

21. a) HCl + KOH KCl + H2O

b)HClO4 + NaOH NaClO4 + H2O

c) HNO3 + LiOH LiNO3 + H2O

d)2HI + Ba(OH)2 BaI2 + 2H2O

e) H2SO4 + Ca(OH)2 CaSO4 + 2H2O

22. Reacción ajustada: HI + NaOH NaI + H2O

Balance de masas: 128 g 40 g 150 g 18 g

x 30 g

128 g 40 g30 g

128 g 88 g40 g

96 g de HIx

x= ⇒ = ⋅ =

LiOH Li OHen agua → ++ −

HNO H NOen agua2 2

→ ++ −

Sr OH Sr OHen agua( )22 2 → ++ −

KCl K Clen agua → ++ −

HBr H Bren agua → ++ −

126


127

Reacciones de combustión

23. Reacción sin ajustar: butano + O2 CO2 + H2O

C4H10 + O2 CO2 + H2O

Reacción ajustada: C4H10 + 13/2 O2 4 CO2 + 5 H2O


unidad Química y sociedad

La química a través de la historia

1. a) F; b) V; c) V; d) F

2. Porque antes el ácido más fuerte que se conocía era el contenido en el vinagre, y se trataba de un ácido débil.Esto suponía una gran limitación, ya que dicho ácido era incapaz de descomponer muchas sustancias.

El petróleo y sus derivados

3. Pentano: 5 átomos de carbono unidos entre sí con átomos de hidrógeno.

Fórmula desarrollada:

Fórmula semidesarrollada: CH3—CH2—CH2—CH2—CH3

Fórmula molecular: C5H12

Hexano: 6 átomos de carbono unidos entre sí con átomos de hidrógeno.


Fórmula semidesarrollada: CH3—CH2—CH2—CH2—CH2—CH3

Se puede abreviar: CH2—(CH2)4—CH3


Nonano: 9 átomos de carbono unidos entre sí con átomos de hidrógeno.


Fórmula semidesarrollada abreviada: CH3—(CH2)7—CH3


4. Los querosenos son productos derivados del petróleo, con una temperatura de ebullición intermedia entre lasgasolinas y los gasóleos, es decir, entre 200 ºC y 300 ºC. Los hidrocarburos que los componen tienen entre 10y 16 carbonos.

Los querosenos se utilizan fundamentalmente como combustibles (domésticos, para motores de aviación, etc.).

Undecano:



Dodecano:



H—H—H—H—H—H—H—H—H| | | | | | | | |

H—C—C—C—C—C—C—C—C—C—H| | | | | | | | |

H—H—H—H—H—H—H—H—H

H—H—H—H—H—H| | | | | |

H—C—C—C—C—C—C—H| | | | | |

H—H—H—H—H—H

H—H—H—H—H| | | | |

H—C—C—C—C—C—H| | | | |

H—H—H—H—H

7

128


129

5. Obtención del hierro: CO + Fe2O3 2FeO + CO2

1 mol de Fe2O3 origina dos moles de FeO.

FeO + CO Fe + CO2

6. a) butano: CH3—CH2—CH2—CH3, esto es, C4H10. Industria del petróleo.

b)acero: mezcla de carbono y hierro. Industria metalúrgica, en concreto, industria del hierro o siderurgia.

c) gasolina: mezcla de hidrocarburos con un número de átomos de carbono entre 7 y 9. Industria del petróleo.

d)yeso elaborado: sulfato de calcio-semihidratado (CaSO4 · 1—2

H2O). Industria de materiales de la construcción.

e) vidrio: mezcla de silicatos de sodio, calcio y otros metales. Industria de materiales de la construcción.

f) gasóleo: mezcla de hidrocarburos con un número de carbonos entre 16 y 25. Industria del petróleo.

g) el cemento Portland: cal viva y sílice con óxidos de hierro y aluminio (CaO + SiO2 + FeO + Fe2O3 + Al2O3).

Industria de materiales de la construcción.

7. a) Aumento porcentual de la producción de etileno en EE.UU. En 1984, 14,2 millones de tm, y en 1994, 18,7millones de Tm.

Aumento absoluto: 18,7 – 14,2 = 4,5 millones de tm

El aumento porcentual se calcula del siguiente modo:

Por tanto, aumenta un 31,7 %.

b)Otros productos que ven aumentada su producción son los siguientes:

Nitrógeno molecular. El aumento absoluto será 29,6 – 21,7 = 7,9 millones de tm.

El aumento porcentual:

Amoniaco. El aumento absoluto es 15,6 – 15,2 = 0,4 millones de tm.


Oxígeno diatómico. El aumento absoluto es 21,1 – 14,5 = 5,6 millones de tm.


Ácido fosfórico. El aumento absoluto es 10,4 – 10,3 = 0,1 millones de tm.


Hidróxido de sodio. El aumento absoluto es 11,7 – 9,9 = 1,8 millones de tm.


Cloro. El aumento absoluto es 10,9 – 9,7 = 1,2 millones de tm.


Observa que sólo el N2 y el O2 aumentan más que el etileno.

9,7100

1,212,3 %= ⇒ =

xx

9,9100

1,818,1 %= ⇒ =

xx

10,3100

0,11,0 %= ⇒ =

xx

14,5100

5,638,6 %= ⇒ =

xx

15,2100

0,42,6 %= ⇒ =

xx

21,7100

7,936,4 %= ⇒ =

xx

14 2

4 5 100 4 514 2

31 7

,

, ,,

,

millones de tm 4,5 millones de tm

100 millones

14,2100

→→

= ⇒ = ⋅ =

x

xx

1 mol de FeO produce 1 mol de Fe

2 moles de FeO originan 2 1 2 moles de Fe

xx

= ⋅ =


La química y los seres vivos

8. Abundancia de calcio en un adulto de 70 kg que tiene 1.000 g de dicho metal:

Esto es, una masa de 1,4 % de Ca en masa.

9. a) El carbono es principal. d) El fósforo es secundario.

b)El potasio es secundario. e) El hidrógeno es principal.

c) El hierro es oligoelemento. f) El sodio es secundario.

10. Sustancias Grupo de biomoléculas

cloruro de sodio ácidos nucleicos

lactosa lípidos

ácido oleico proteínas

hemoglobina hidratos de carbono

ADN sales minerales

11. a) Proteínas: biomoléculas pertenecientes al grupo del mismo nombre.

Hidratos de carbono: biomoléculas del grupo que lleva el mismo nombre.

Grasas: biomoléculas pertenecientes al grupo de los lípidos.

Calcio: bioelemento secundario.

b)Porcentajes en masa:

m = d · V

Proteínas:

Hidratos de carbono:

Grasas:

Calcio:

c) Si fuera leche entera, habría 3,0 g de grasas, es decir, diez veces más: 2,9 %.

0,120 g 102,8 g

100 g

0,120 g 100 g102,8 g

0,11 g 0,11 %→→

= ⋅ = ⇒x

x

0,3 g 102,8 g

100 g

0,3 g 100 g102,8 g

0,29 g 0,29 %→→

= ⋅ = ⇒x

x

5,0 g 102,8 g

100 g

5,0 g 100 g102,8 g

4,9 g 4,9 %→→

= ⋅ = ⇒x

x

3,1 g 102,8 g

100 g

3,1 g 100 g102,8 g

3,0 g 3 %→→

= ⋅ = ⇒x

x

d

1.028 g1.000 mL

1,028 gL

m 102,8 g en 100 mL= = ⇒ =

1.000 kg de Ca 70 kg

100 kg

1 kg 70 kg100 kg

1,4 kg→→

= ⇒ =x x

x

130


131

12. a) E-251 (nitrato de sodio): NaNO3

b)E-252 (nitrato de potasio): KNO3

c) E-500 i (carbonato de sodio): Na2CO3

d)E-171 (dióxido de titanio): TiO2

e) E-503 i (carbonato de amonio): (NH4)2CO3

Química y medio ambiente

13. a) Diclorometano:


Fórmula molecular: CCl2H2

b)Concentración letal de CCl2H2 en %:

20.000 ppm en aire (es una concentración en volumen, por tratarse de una mezcla de gases)

14. En los vehículos sin plomo, el catalizador (o convertidor catalítico) permite la reducción de emisiones de óxi-

dos de nitrógeno y otros contaminantes, gracias a reacciones como:

CO + NO N2 + CO2

15. Ajuste:

N2 + O2 2 NO

2 NO + O2 2 NO2

3 NO2 + H2O NO + 2 HNO3

Partimos de 1 mol de N2:

De la primera reacción: 1 mol de N2 origina 2 moles de NO

2 moles de NO producen 2 moles de NO2

De este modo:

16. a) Fórmula desarrollada del CCl2F2:

Nombre: diclorodifluormetano.

b)Fórmula desarrollada del CF3CH2F:

Nombre: 1, 1, 1, 2-tetrafluoretano.

F—H| |

F—C—C—F| |F—H

F|

Cl—C—F|

Cl

3 moles NO 2 moles de HNO

2 moles NO

2 23

1,3 moles de HNO2 3

2

3→→

= ⋅ =x

x

20.000 L de CCl H 1.000.000 L de aire

100 L

20.000 L 100 L1.000.000 L

2 L 2 % en volumen de CCl H

2 2

2 2

→→

= ⋅ = ⇒

x

x

H|

Cl—C—H|

Cl


17. Se calcula para ambas reacciones la masa de ClO2 producida:

Combustión del metano: CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O

16 g 64 g 44 g 36 g

100 g x

Combustión del propano: C3H8 + 5 O2 3 CO2 + 4 H2O

44 g 160 g 132 g 72 g

100 g x

Conclusión: Es más perjudicial la combustión del propano, porque produce más de CO2.

18. a) Reacción ajustada: 3 Ca (OH)2 + Al2 (SO4)3 2 Al (OH)3 + 3 CaSO4

b) Cálculos: 3 Ca(OH)2 + Al2 (SO4)3 2 Al (OH)3 + 3 CaSO4

342 g 156 g

10,2 g x

Energía nuclear

19. Porque una variación de masa ∆m produce la siguiente energía:

E = ∆m · c2 (Ecuación de Einstein)

E es muy grande porque c es la velocidad de la luz en el vacío: 3 · 108 m/s.

20. a) La ecuación de Einstein es E = ∆m · c2.

b)

21. 146C m m/2 m/4 Antigüedad = t = 2 T = 11.460 años

t = 2T

22. 40K m m/2 m/4 m/8

t = 3T

Antigüedad = t = 3 T = 3.900 millones de años

1 kg de hulla J

J kg→ ⋅

→ ⋅

= ⋅

⋅= ⋅30 10

4 5 10

4 5 103 0 10

1 5 106

13

13

76

xx

,

,,

,

∆

∆

m0,05100

1 kg = 0,0005 kg = 5 10 kg de Pu 239

E m c 5 10 3 10 45 10 J

4

2 4 8 2 13

= ⋅ ⋅ −

= ⋅ = ⋅ ⋅ ⋅( ) = ⋅

−

−

x = ⋅ =10,2 g 156 g342 g

4,7 g

44 g100 g

132 g 100 g 132 g44 g

300 g de CO2= ⇒ = ⋅ =x

x

16 g100 g

44 g 100 g 44 g16 g

275 g de CO2= ⇒ = ⋅ =x

x

132


133

Química y medicina

23. Medicamentos Grupos de medicamentos

aspirina antídotos

éter antibióticos

penicilinas analgésicos

carbón activado anestésicos

24. El principal inconveniente de la aspirina (ácido acetilsalicílico) es que daña la pared del estómago y el duode-no, con lo cual está contraindicada en pacientes con úlceras duodenales o estomacales u otras dolencias endichas zonas.

Un fármaco alternativo es el paracetamol, que tiene efectos analgésicos y antipiréticos similares, pero no es

dañino para el aparato digestivo.


unidad Energía y electricidad

Electrostática

1.

Escribimos la carga en unidades del SI, es decir, en culombios.

q1 = 3 µC = 3 · 10–6 C q2 = 4 µC = 4 · 10–6 C

A continuación, sustituimos:

2. Aplicamos la ley de Coulomb:

3. Aplicamos la ley de Coulomb donde q1 = 3 µC = 3 · 10–6 C. Sustituimos y despejamos la carga:

4. Aplicamos la ley de Coulomb. Antes, habremos colocado el valor de las cargas en unidades del SI.

q1 = 4 µC = 4 · 10–6 C q2 = –5 µC = –5 · 10–6 C

Como es una fuerza de atracción, ponemos signo negativo.

r = 1,3 · 10–1 m = 13 cm

5. La intensidad de una corriente eléctrica se obtiene a partir de la expresión .

a) Si despejamos, q = I · t = 10 · 10 = 100 C

b)Teniendo en cuenta que qe = 1,6 · 10–19 C,

6. Despejamos t y sustituimos,

7. La resistencia de un conductor viene dada por la expresión

Escribimos cada magnitud en su unidad correspondiente:

ρ = 2 · 10–6 Ω . m l = 40 cm = 0,4 m S = 1 mm2 = 10–6 m2

Sustituimos los valores: R = ⋅ ⋅ =−

−2 100 410

0 866

,, Ω

RIS

= ⋅ρ

t

qI

t s= ⇒ = = ⋅−

−102

5 1017

18Iqt

=

1,6 10 1 e

100 C6 3 10 electrones

1920⋅ →

→

= ⋅−

xx ,

I

qt

=

− = ⋅ ⋅ ⋅ − ⋅ ⇒ = ⋅ ⋅ ⋅ − ⋅

−= ⋅

− − − −−10 9 10

4 10 5 109 10

4 10 5 1010

1 8 1096 6

2 29

6 62( ) ( )

,r

r

5 9 10

3 102

5 29 10 3 10

7 10 C96

22 2

2

9 64= ⋅

⋅ ⋅⇒ = ⋅

⋅ ⋅ ⋅= ⋅

−

−−q

q

r 90 cm 0,9 m12 9 10

(0,9)12 (0,9)

9 101,08 10 3,3 10 C

1 2

92

22

2

99 5= =

= =

= ⋅ ⇒ = ⋅⋅

= ⋅ ⇒ = ⋅− −

q q q

qq q

F Kq q

r121 2

2=⋅

F 9 10

3 10 4 10(1,5)

4,8 10 N129

6 6

22= ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ = ⋅

− −−

F Kq q

rK

N mC12

1 22

92

29 10=⋅

= ⋅ ⋅ ⋅

8

134


135

8. En la expresión de la resistencia, , despejamos la resistividad: . A continuación, expresamos

cada magnitud en unidades de SI.

R = 25 Ω l = 5 m S = 0,4 mm2 = 4 · 10–7 m2

Sustituimos:

9. Los datos que tenemos son: R = 100 Ω y ρ = 1,8 · 10-6 Ω · m. La sección del conductor circular vale: S = π · r2,donde r = 0,4 mm = 4 · 10–4 m.

S = 3,14 · (4 · 10–4)2 = 5 · 10–7 m2; despejando la longitud en la expresión de la resistencia:

10. Despejamos la sección en la expresión de la resistencia, y sustituimos:

S = 3,2 · 10–1 mm2, y como S = π · r2; despejamos r y sustituimos los valores:

11.

La resistencia equivalente es R = 6 + 6 + 6 = 18 Ω

12.

La resistencia equivalente a tres resistencias en paralelo es:

1 16

16

16

1 36

36

2R R

R= + + ⇒ = ⇒ = = Ω

r

Smm= = ⋅ =

−

π3 2 10

3 140 32

1,,

,

S

IR

S m= ⋅ ⇒ = ⋅ ⋅ = ⋅−

−ρ 64 10 50100

3 2 107

7 2,

IR S

I m= ⋅ ⇒ = ⋅ ⋅⋅

=−

−ρ100 5 10

1 8 1027 8

7

6,,

ρ = ⋅ = ⋅ ⋅ = ⋅

−−R S

Im

25 4 105

2 107

6 Ω

ρ = ⋅R SI

RIS

= ⋅ρ

6 Ω 6 Ω 6 Ω

6 Ω

6 Ω

6 Ω


13.

Calculamos primero la resistencia equivalente a las dos resistencias en paralelo:

A continuación, esta resistencia la asociamos con la otra resistencia de 6 Ω.

R total = 3 + 6 = 9 Ω

14.

Calculamos primero la resistencia equivalente a las dos que están en serie, de 5 Ω y 3 Ω, respectivamente.

R (1) = 5 + 3 = 8 ΩAhora, calculamos la resistencia equivalente a las tres en paralelo.

Asociamos esta resistencia con la de 6 Ω:

R total = 1,7 + 6 = 7,7 Ω

15.

Calculamos la resistencia equivalente a las dos de 10:

R(1) = 10 + 10 = 20 ΩEsta resistencia la asociamos con la de 5 Ω:

Ésta la asociamos con la de 2 Ω y 8 Ω:

R(3) = 4 + 2 + 8 = 14 Ω

12

120

15

520

2205

4R

R( )

( )= + = ⇒ = = Ω

12

18

14

15

2340

24023

1 7R

R( )

( ) ,= + + = ⇒ = = Ω

1 16

16

26

3R

R= + = ⇒ = Ω

6 Ω

6 Ω

6 Ω

5 Ω 3 Ω

5 Ω

4 Ω 6 Ω

10 Ω

5 Ω

10 Ω8 Ω2 Ω

136


137

16. Teniendo en cuenta que la potencia es la diferencia de potencial por la intensidad:

17. La potencia es la diferencia de potencia por la intensidad. Despejamos la intensidad:

A continuación, aplicamos la ley de Ohm: ∆V = R · I, y despejamos la resistencia:

18. La expresión del calor desprendido en un circuito eléctrico es:

Calor = 0,24 · R · I2 · t = 0,24 · Potencia · t = 0,24 · 800 · 60 = 11.520 cal

19. Como 8 h = 28.200 s, el calor que se desprende en un circuito eléctrico viene dado por:

Calor = 0,24 · R · I2 · t = 0,24 · Potencia · t = 0,24 · 28.800 = 3.456.000 cal

Trabajo = potencia · tiempo = 0,5 kW · 8 h = 4 kWh

20. Aplicamos la ley de Ohm (∆V = R · I), y despejamos la intensidad:

Potencia = diferencia de potencial · intensidad = 4,5 · 0,03 = 0,14 W

21. a) Radio = 0,5 mm = 5 · 10–4 m; S = π · r2 = 3,14 = (5 · 10–4)2 = 7,9 · 10–7 m2

La resistencia de un conductor viene dada por la expresión: .

Despejamos y sustituimos los valores:

b)Despejamos la intensidad de la ley de Ohm:

Puesto que el calor = 0,24 · R · I2 · t = 0,24 · 18 · (6,7)2 · 1.800 = 349.064,6 calorías

c) La energía consumida es R · I2 · t = 18 · (6,7)2 · t = 808 W · t = 0,808 kW · t. Sabemos que esta energía es 2 kW

y despejamos el tiempo en horas:

22. Potencia = 40 W = 0,04. Como el trabajo es la potencia por el tiempo, este trabajo vale 0,04 · 1 = 0,04 kWh.

Coste = 0,04 kWh · 0,08 € /kWh = 0,0032 = 3,2 · 10–3 euros. Calculamos la intensidad y aplicamos la ley de Ohm:

R

VI

= = =∆ Ω2200 18

1 210,

. I

PV

A= = =∆

40220

0 18,

t h= =2

0 8082 5

,,

I

VR

A= = =∆ 12018

6 7,

I

R SI m= ⋅ ⇒ = ⋅ ⋅

⋅=

−

−ρ18 7 9 10

1 5 100 9

7

5

,,

,

RIS

= ⋅ρ

I

VR

A= = =∆ 4 5150

0 03,

,

I

PV

A= = =∆

500110

4 5,

R

VI

= = =∆ Ω21 8

12120

,

I

PV

A= = =∆

400220

1 8 W V

,

IPV

A= = =∆

6220

0 30 W

V ,


Resistencias en serie

23. La resistencia equivalente a tres resistencias en serie es: R = R1 + R2 + R3 = 2 + 3 + 4 = 9 Ω.

Si aplicamos la ley de Ohm:

24.

Aplicamos la ley de Ohm, y consideramos que las resistencias están en serie:

24 = R3 + 8 + 4 Solución: R3 = 12 Ω

25.

La resistencia equivalente es:

Por otra parte, R equivalente = R + R = 8 Ω. Tenemos R = 4 Ω.

26.

En resistencias asociadas en serie, el potencial total que circula por el circuito es la suma de los potenciales apli-

cados a cada resistencia, luego el potencial asociado a R2 es: V2 = 12 – 4 = 8 Ω.

La intensidad es la misma en todos los puntos del circuito; así, aplicando la ley de Ohm a ambas resistencias:

I

V VR

A I I AVI

A B1

11 2

2

2

44

1 181

= − = = = = = = = R 8 2 Ω

R

VIequivalente = = =∆ Ω6

0 758

, .

R

VI

= = =∆ Ω60 25

24,

I

VR

A= = =∆ 129

1 3,

8 Ω 4 ΩR3

6 V

R

6 V

R

12 V

V Va – Vb = 4 V

a bR1 = 4 Ω R2

138


139

Resistencias en paralelo

27. a)

La resistencia equivalente a tres resistencias en paralelo es:

b)

La resistencia equivalente a las dos resistencias en paralelo es:

Esta resistencia la asociamos en serie con la de 5 Ω.

La resistencia equivalente total es: Requivalente = 1,3 + 5 = 6,3 Ω.

c)

La resistencia equivalente a las dos primeras resistencias en serie es: R1 = 2 + 3 = 5 Ω.

Ahora, asociada a la resistencia de 4 Ω en paralelo:

Y está asociada en serie con la de 5 Ω.

La resistencia equivalente total es: Requivalente = 2,2 + 5 = 7,2 Ω.

1 15

14

920

209

2 22

2RR= + = ⇒ = = , . Ω

1 12

14

34

43

1 3R

R= + = ⇒ = = , Ω

1 14

15

16

15 12 1060

3760

6037

1 6R

R= + + = + + = ⇒ = = , Ω

4 Ω

2 Ω 3 Ω

5 Ω

6 Ω

4 Ω

5 Ω

4 Ω

2 Ω

5 Ω


28.

La resistencia equivalente a las dos resistencias en paralelo:

Para dos resistencias en serie, la intensidad que circula es la misma en todos los puntos del circuito. Y el poten-

cial total es la suma de los potenciales asociados a cada resistencia.

El voltaje asociado a R es: V = 12 – 6 = 6 V. La intensidad que atraviesa R es:

Potencia

29. Trabajo = potencia · tiempo = 2.000 W · 14.400 s = 28.800.000 J

30. Calculamos la intensidad mediante la ley de Ohm:

Potencia = R · I2 = 125 · (1,76)2 = 387,2 W

El calor desprendido lo calculamos mediante la siguiente expresión:

Calor = 0,24 · potencia · tiempo = 0,24 · 387,2 · 3.600 = 334.540,8 calorías

31. La potencia es P = ∆V · I, y según la ley de Ohm, ∆V = I · R; despejamos I, y sustituimos en la expresión de lapotencia:

6 horas = 21.600 s

La energía consumida es: E = potencia · tiempo = 60 W · 21.600 s = 1.296.000 J.

60

220 22060

8072 2

= ⇒ = =( ) ( )R

R Ω

I

VR

P VV

RVR

= ⇒ = ⋅ =∆ ∆ ∆ ∆( )2

IV

RA= = =∆ 220

1251 76,

I

VR

A RV V

IA B= = = = − = =∆ Ω6

2 42 5

62 5

2 4,

,,

, 3

1 14

16

512

125

2 4R

R= + = ⇒ = = , Ω

6 Ω

4 Ω

12 V

VVa – Vb = 6 V

a bR3

140


141

solucionario de la guía didáctica

Actividades de refuerzo


1. 150 mg = 0,15 g 3 h= 10.800 s 42 km = 42.000 m

2. 1 año = 365 · 24 · 60 · 60 = 31.536.000 s

1 año luz = 300.000 km/s · 31.536.000 s = 9,46 · 1012 km = 9,5 · 105 m

3. a) metro cúbico

b)magnitud derivada

c) m3 = 106 cm3 m3 = 103 dm3 = 103 L

4. Efectuamos la media aritmética:

5. 2 L = 2 dm3 = 0,002 m3


1. El hilo de cobre de conducción eléctrica. El aluminio de ventanas. La plata y el oro de joyas y adornos. El mer-curio del termómetro.

2. Mezclas: arena, alfombra, cuchara de madera y detergente.

Sustancias puras: llave.

3. Se calcula en primer lugar su masa molecular, una vez conocida su fórmula: CaO.

Pm = 40 + 16 = 56

4. a) Filtración: arena y agua, éter y sal común.

b)Decantación: agua y aceite, agua y acetona.

c) Cromatografía: componentes de una tinta (colorantes), componentes de una hoja de acelga machacada.

d)Separación magnética: azufre y limaduras de hierro, aluminio en polvo y limaduras de hierro.

e) Destilación: agua y alcohol de un vino, agua y sulfato de cobre en disolución.

5. a) Sangre: heterogénea.

b)Leche: homogénea.

c) Granito: heterogénea.

d)Agua con azúcar: homogénea.

e) Agua de mar: homogénea.

% , % % , % Ca O= ⋅ = = ⋅ =40

56100 7 14

1656

100 28 6

2

densidad

masavolumen

densidadkgm

kg m= = =

, 1 8

0 029003

3,

medida

62,5 61,9 62,4 61,9 62,35

62,2 cm3= + + + + =

1



1. 43He en estado neutro: 2 protones, 2 neutrones y 2 electrones73Li en estado neutro: 3 protones, 4 neutrones y 3 electrones2110Ne en estado neutro: 10 protones, 11 neutrones y 10 electrones4420Ca en estado neutro: 20 protones, 24 neutrones y 20 electrones5426Fe en estado neutro: 26 protones, 28 neutrones y 26 electrones

2. a)

b)

3. a) Z = 3, su configuración electrónica es (2,1), dos elementos en el nivel 1 y uno en el nivel 2. Grupo IA; tiene1 e– de valencia o más externo.

Periodo: 2.º (hay 2 niveles de electrones)

b)Z = 11, (2,8,1)

Grupo IA

Periodo: 3.º

c) Z = 13 (2,8,3)

Grupo IIIA

Periodo: 3.º

d)Z = 17 (2,8,7)

Grupo VIIA

Periodo: 3.º

e) Z = 10 (2,8)

Grupo VIIIA (gases nobles)

Periodo: 2.º

4. a) CsCl

Elemento del grupo IZ con otro del VIIA: enlace iónico.

Temperatura de fusión alta, soluble en agua y conductor de la corriente eléctrica, fundido o disuelto en

agua.

b)Co

Elemento (metálico) de transición: enlace metálico.

Temperatura de fusión: de media a alta. Insoluble en agua. Conductor de la corriente.

c) HI

Enlace entre dos no metales: covalente.

Temperatura de fusión: baja. Soluble en agua porque es un enlace entre átomos diferentes, luego polar, al

igual que en el caso de la unión H – O en el agua. Conduce la corriente eléctrica cuando está disuelto en

agua.

Masa atómica del níquel58 67,76 60 26,16 61 1,25 62 3,66 64 1,16

10058,8= ⋅ + ⋅ + ⋅ + ⋅ + ⋅ =

Masa atómica del óxigeno16 97,76 17 0,04 18 0,20

10016,0= ⋅ + ⋅ + ⋅ =

3

142


143

d)MgO

Enlace entre grupos extremos: Mg (IIA) y O (VIA). Se trata, por tanto, de un enlace iónico. Alta tempera-

tura de fusión y soluble en agua. Sólo es conductor de la corriente eléctrica si está fundido o disuelto en

agua.

e) Cl2

Enlace de un no metal consigo mismo: covalente. Temperatura de fusión baja e insoluble en agua (es un

enlace apolar a diferencia de los del agua). No conduce la corriente eléctrica.

5. Diagrama de Lewis Fórmula desarrollada

a) Br2 Br — Br

b)H2Se H—Se—H

c) CCl4

d)PH3

e) N2 NN

unidad Formulación

1. a) hidróxido de litio f) ácido metaarsénico

b) dióxido de manganeso g) nitrato cuproso

c) ácido bromhídrico h)fosfato de oro(II)

d)hidruro de berilio i) sulfato cúprico

e) peróxido de sodio j) dióxido de silicio

2. a) MgH2 c) Fe(OH)3 e) Na2CO3 g) CH4 i) FeCI3

b) Al2O3 d)H2Te f) CaSO4 h)SO2 j) Fe3(AsO4)2

3. a) cromato cúprico f) ácido antimonioso

b) amoniaco g) clorato cuproso

c) monóxido de carbono h)fosfato de aluminio

d)sulfuro de cromo(III) i) sulfuro de zinc

e) ácido permangánico j) dióxido de titanio

4. a) K2SO3 c) Cs2MnO4 e) ZnCN g) Mg3(AsO4)2 i) KH

b) Ag2O d)K2Cr2O7 f) PbI2 h)CdO j) AI(OH)3

4

Br Br

O

OO

OO

OO

H Se HO O

Cl

Cl C Cl

Cl

OO

O

O

OOOO

OO

OO

OO

OO

OO

OO

OO

OO

OO

OO

Cl|

Cl—C—Cl|

Cl

H|

H—P—H

H

H P HO O

O

N N

OO

OOO


unidad Disoluciones

1. El volumen de los 36 g de NaOH es:

El volumen del disolvente (agua) es Vd = 2.000 – 20 = 1.980 cm3. Como la densidad del agua es 1 g/cm3, la masa

del agua es 1.980 g.

La masa total de la disolución es: mD = ms + md = 36 + 1.980 = 2.016

Calculamos la concentración:

2.

El volumen de soluto es:

La masa de disolvente es: md = mD + ms = 400 – 160 = 240 g

El volumen de disolvente es:

El volumen de la disolución es: VD = Vs + Vd = 50 + 240 = 290 cm3

La concentración en g/L es

3.

4.

La masa molecular del ácido nítrico (HNO3) es: Pm = 1 + 14 + 16 · 3 = 63

5. La masa molecular del ácido clorhídrico (HCl) es: Pm = 1 + 35,5 = 36,5

a)

b) M

g (s)P

L (D)

65736,5

92 Mm= = =

g Lg (s)L (D)

739

657 g de soluto= ⇒ = ⇒ =xx

M

g (s)P

L (D)0,5 63

4126 gm= ⇒ = ⇒ =

x

x

Mn (s)L (D)

0,53

1,5 moles de soluto= ⇒ = ⇒ =xx

M

g (s)P

L (D)

36750,3

0,480,3

1,6 Mm= = = =

g L

g (s)g (D)

1200,3

36 g de soluto= ⇒ = ⇒ =xx

= = =g (s)g (D)

160 g0,29 L

551,7 g L

Vmd

gg cm

cmdd

d

= = =21

2403340

Vmasa

densidadg

g cmcms = = =1

3 2503

360

,

% en pesog (s)g (D)

100 40400

100 160 g de soluto= ⋅ ⇒ ⋅ ⇒ =xx

g L

g (s)g (D)

362

100 18 g L= = ⋅ = % en peso

g (s)g (D)

362.016

100 1,7 %= = ⋅ =

Vmasa

densidadg

g cmcms = = =36

1 8203

3

,

5

144


145


1. a) Lavoisier; b) masas, constante; c) Lavoisier, Proust; d) moléculas; e) constante, no lo son

2. a) 2 (HCl) + (F2) 2(HF) + (Cl2)

b)2 (Na) + (Cl2) 2 (NaCl)

c) 2 (NH3) + 3/2 (O2) (N2) + 3 (H2O)

d)(SiO2) + 2 (Mg) (Si) + 2 (MgO)

e) (AgNO3) 2 (Ag) + 2 (NO2) + (O2)

3. a) H2Se + Ca CaSe + H2

81,0 g 40,1 g 119,1 g 2,0 g20,2 g x y z

z se puede hallar fácilmente aplicando la ley de Lavoisier: 20,2 + x = y + z; como x = 10,0, despejamos z.

z = 0,5 g de H2

b)FeS + 2 HCl FeCl2 + H2S

88,0 g 73,0 g 126,9 g 34,1 g

x 42,8 g y z

x = 51,6 g y = 74,4 g z = 20,0 g

c) Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2

65,4 g 98,1 g 161,5 g 2,0 g

x y 10,6 g z

x = 4,3 g y = 6,4 g z = 0,1 g

d)2 FeO + 1/2 O2 Fe2O3

143,8 g 16,0 g 159,8 g

x y 8,9 g

x = 8,0 g y = 0,9 g

4. a) Según el modelo o teoría de Arrhenius, los ácidos son sustancias que, disueltos en agua, dan lugar a ionesH+. Si lo que se produce es un ion OH–, la sustancia se denomina base o álcali.

ácido

base

ácido

base

ácido

+ S

HI H I

Ba OH Ba OH

HClO H ClO

AgOH Ag OH

H S H

en agua

en agua

en agua

en agua

en agua

→ + → + → + → + →

+ −

+ −

+ −

+ −

+ −

( )22

4

22

2

4

2

81 020 2

40 1 20 2 40 181 0

81 020 2

119 1 20 2 119 181 0

,,

, , ,,

,,

, , ,,

= ⇒ = ⋅ =

= ⇒ = ⋅ =

xx

xx

10,0 g de Ca

29,7 g de CaSe

6


b)Reacciones de neutralización:

HBr + LiOH LiBr + H2O

2 HNO3 + Ca(OH)2 Ca(NO3)2 + 2 H2O

HClO4 + KOH KClO4 + H2O

3 HCl + Fe(OH)3 FeCl3 + 3 H2O

H3PO4 + 3 NaOH Na3PO4 + 3 H2O

5. a) Combustión del etano:

C2H6 + 7/2 O2 2 CO2 + 3 H2O

b)C2H6 + 7/2 O2 2 CO2 + 3 H2O

30,0 g 112,0 g 88,0 g 54,0 g

90,6 g x y

c) C2H6 + 7/2 O2 2 CO2 + 3 H2O

1 mol 7/2 moles 2 moles 3 moles

x 1,6 moles

d)Balance de volúmenes:

Por el principio de Avogadro, a igual temperatura y presión, un volumen dado de cualquier gas contiene el

mismo número de moléculas. Por lo tanto, los volúmenes son proporcionales al número de moléculas.

C2H6 + 7/2 O2 2 CO2 + 3 H2O

1 volumen 7/2 volúmenes 2 volúmenes 3 volúmenes

Todos ellos se encuentran a la misma temperatura y presión.


1. Heptano:

desarrollada semidesarrollada molecular

CH3—CH2—CH2—CH2—CH2—CH2—CH3 C7H16

H—H—H—H—H—H—H| | | | | | |

H—C—C—C—C—C—C—C—H| | | | | | |

H—H—H—H—H—H—H

7

1 21 6

0 8x

x= ⇒ =,

, moles

30,0 g90,6 g

88,0 g265,8 g

30,0 g90,6 g

54,0 g163,1 g

= ⇒ =

= ⇒ =

xx

yy

146


147

Octano:

desarrollada semidesarrollada molecular

CH3—CH2—CH2—CH2—CH2—CH2—CH2—CH3 C8H

La fórmula semidesarrollada debe expresarse de forma abreviada: CH3—(CH2)14—CH3

2. a) Hidrógeno: bioelemento principal.

b) Fructosa: es una biomolécula perteneciente a los glúcidos o hidratos de carbono; se encuentra en muchas frutas.

c) Zinc: bioelemento esencial pero muy minoritario; por lo tanto, es un oligoelemento.

d)Hormona insulina: biomolécula del grupo de las proteínas (como casi todas las hormonas).

e) Cloruro de potasio: biomolécula del grupo de las sales minerales.

f) Ácido linoleico: biomolécula del grupo de los lípidos, ya que es una grasa (vegetal).

3. a) Dióxido de azufre: SO2

Es contaminante por su toxicidad y por su contribución indirecta a la lluvia ácida (al oxidarse a SO3).

b)Tricolorofluorcarbono: CCl3F

Como todos los CFC, interviene en la destrucción de la capa de ozono y en la aceleración del efecto inver-

nadero.

c) Monóxido de dinitrógeno: N2O

No es tóxico pero contribuye indirectamente al efecto invernadero y a la lluvia ácida (en este caso al oxi-

darse a NO).

d)Nitrato de mercurio(II): Hg (NO3)2

Al contener mercurio (metal pesado), se trata de un compuesto muy tóxico. Incide, entre otros aspectos, en

la contaminación de las aguas y de los suelos.

4. a) Ecuación de Einstein: E = ∆m · c2

∆m = 0,089 · 100 g / 100 = 0,089 g = 8,9 · 10–2 g = 8,9 3 10–5 kg

E = 8,9 · 10–5 · (3 · 108)2 = 80,1 · 1011 = 8,01 · 1012 J

b)Muestra: m

m m/2 m/4 m/8T T T

t = 3T

Solución: t = 3T = 2.112 millones de años

F|

Cl—C—Cl|

Cl

H—H—H—H—H—H—H—H| | | | | | | |

H—C—C—C—C—C—C—C—C—H| | | | | | | |

H—H—H—H—H—H—H—H


5.


1. La intensidad del campo eléctrico es: ; si aplicamos la ley de Coulomb, obtenemos la siguiente expresión:

2. Energía = potencia · trabajo = 60 W · 600 s = 36.000 J

3.

4.

5. a) Cuando están en serie R = R1 + R2 + R3 = 4 Ω + 5 Ω + 6 Ω = 15 Ωb)R1 y R2 dan una resistencia equivalente Re = 4 Ω + 5 Ω = 9 Ω

c)

14

15

16

11 6+ + = ⇒ =

RR , Ω

19

16

13 6+ = ⇒ =

RR , Ω

P V I IPV

WV

A V R I RVI

VA

= ⋅ ⇒ = = = = ⋅ ⇒ = = =∆∆

∆ ∆ Ω60220

0 272200 27

807

,,

Iqt

Cs

A= = ⋅ = ⋅−

−−4 10

104 10

5

32

E Kqr

EN m

CC

mNC

= ⋅

= ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ = ⋅−

2

92

2

6

269 10

6 100 2

1 4 10( , )

,

E KFq

= ⋅

8

Medicamentos

Eliminan el dolor.

Inhiben la acción de un veneno.

Neutralizan laacción de un ácido

en el estómago.

Eliminan la sensibi-lidad para evitar el

dolor en una opera-ción quirúrgica.

analgésicos

antídotos

antiácidos

anestésicos

ejemplo

ejemplo

ejemplo

ejemplo

aspirina

carbón activo

hidróxidode aluminio

monóxidode dinitrógeno

148


149

Actividades de ampliación


1. Para una altura de 170 cm el error es 1 cm.

Para la longitud de 200 mm, el error es 1 mm.

El menor error relativo nos da la medida más precisa.

2. masa = densidad · volumen

volumen = π · R2 · h = 3,14 · (0,03)2 · 1,5 = 4,2 · 0–3 m3

masa = 2.700 kg/m3 · 4,2 · 10–3 m3 = 11,3 kg

3. El área de una semiesfera es 2 · π · R2 = 2 · 3,14 · (1,8)2 = 20,35 m2

cantidad de pintura = 0,5 kg/m2 · 20,35 m2 = 10,2 kg

4.

5. µg = 10–6 g (millonésima parte del gramo) GW = 109 W (cien millones de vatios)

ns = 10–9 s (cienmillonésima parte del segundo)


1. Se calculan las masas moleculares de cada sustancia:Pm (NaCl) = 58,5 Pm (Cl2O5) = 151 Pm (NaClO) = 74,5 Pm (ClCH3) = 50,5

A continuación se calcula la composición centesimal de cloro de cada sustancia:

El orden de menor a mayor porcentaje de cloro es:Cl2O5 < NaClO < NaCl < ClCH3

2. a) Aceite, agua y arena: la arena se separa por filtración, y el aceite y el agua por decantación.

b)Azúcar, hierro y azufre: el hierro, con un imán (separación magnética). A la mezcla de azúcar y azufre se le

añade agua para que se disuelva el azúcar. El azufre se separa por filtración.

c) Sal común, yodo y arena: se añade a la mezcla agua y éter. La sal se disuelve en el agua y el yodo en el éter.

NaCl % Cl35,558,5

100 60,7 % Cl O % Cl71151

100 47 %

NaClO % Cl35,574,5

100 47,7 % ClCH3 % Cl35,550,5

100 70,3 %

2 5= ⋅ = = ⋅ =

= ⋅ = = ⋅ =

2

altura

volumensección

150 cm12 cm

12,5 cm3

2= = =

volumenmasa

densidadc= = =120

150 g

0,8g cm m3

3

Error relativo = ⋅ =1

200100 0 5, %

Error relativo = ⋅ =1

170100 0 6, %

1


La arena, que no se disuelve, se separa por filtración. Por último, el agua con sal y el éter con yodo se sepa-

ran por decantación.

3. Las masas moleculares son:

Pm (aspirina) = 12 · 9 + 1 · 8 + 16 · 4 = 180

Pm (terramicina) = 12 · 22 + 14 · 2 + 1 · 24 + 16 · 8 = 444

Sus composiciones centesimales son:

aspirina:

terramicina:

4. Como y la temperatura absoluta es T1 = 18 + 273 = 291 K, sustituimos:


T1 = 27 + 273 = 291 K T2 = 427 + 273 = 700 K

La presión inicial es: P1 = 1,5 atm · 760 mm Hg/atm = 1.140 mm Hg


1. El símbolo 10747Ag+ significa que tenemos un isótopo del elemento plata con 47 protones, 60 neutrones y 47 – 1 = 46

electrones. Por tanto, tiene una carga positiva: es un catión.7935Br–: 35 protones, 44 neutrones y 36 electrones11650Sn2+: 50 protones, 66 neutrones y 48 electrones

20682Pb4+: 82 protones, 124 neutrones y 78 electrones

3416S2–: 16 protones, 18 neutrones y 18 electrones

2. a) x e y son los porcentajes de 6Li y 7Li

m6 7

100100

6,96 7

100100

690 6 7

100

100

690 6 700 7

10 % 90 %

= +

+ =

⇒

= +

+ =

⇒

= ++ =

⇒= −

= + −

⇒

⇒ = =

x y

x y

x y

x y

x y

x y

y x

x x

x y

3

P VT

P VT

V V VV

VV

1 1

1

2 2

2

1 2 2

1

2

1

1 140300

2 280700

1 140 700300 2 280

76

⋅ =⋅

⇒ ⋅ =⋅

⇒ = ⋅⋅

⇒ =. . ..

P V PV

TT K C1 1

11

22291

23 194 79

⋅ =⋅

= = − °

P VT

P VT

1 1

1

2 2

2

⋅ =⋅

% C % N

% H % O

= ⋅ ⋅ = = ⋅ ⋅ =

= ⋅ = = ⋅ ⋅ =

12 22444

100 59 514 2444

100 6 3

24444

100 5 416 8444

100 28 8

, % , %

, % , %

% C % H % O = ⋅ ⋅ = = ⋅ = = ⋅ ⋅ =12 9

180100 60

8180

100 4 416 4180

100 35 6% , % , %

150


151

De igual modo, obtenemos:

3. Z = 9; 9 e– en estado neutro. Su configuración por niveles es (2,7). Como en cada orbital caben hasta 2e–:

1 orbital lleno en el primer nivel

3 orbitales llenos y un orbital semilleno en el segundo nivel

Z = 5; 5 e–, (2,3), 2e– en el primer nivel y 3 en el 2º.


1 orbital lleno y 1 orbital semilleno en el segundo nivel

Z = 10; 10 e–, (2,8)


4 orbitales llenos en el segundo nivel

Z = 13; 14 e–, (2,8,3)



1 orbital lleno y 1 orbital semilleno en el tercer nivel

Z = 17; 17 e–, (2,8,7)



3 orbitales llenos y uno semilleno en el tercer nivel

b)Elemento del segundo periodo del grupo VIIA

2.º periodo, 2 niveles de electrones, (2,x)

Grupo VIIA, 7 e– de valencia, luego x = 7, (2,7), configuración por niveles

Elemento del tercer periodo y del grupo IIA

3.er periodo, 3 niveles de electrones, (8,x)

Grupo IIA, 2e– de valencia, luego x = 2, (2,8,2), configuración por niveles

4. a) Por tener la temperatura de fusión alta puede ser enlace iónico, covalente atómico o metálico. Como con-duce la corriente fundido o en disolución, se trata de un enlace iónico.

b)Por tener la temperatura de fusión alta puede tratarse de un enlace iónico, covalente atómico o metálico.

Como es dúctil y maleable, se trata de un enlace metálico.

c) Por la temperatura de fusión baja, el enlace puede ser covalente. Como es insoluble en agua, es una sustan-

cia covalente molecular apolar o sustancia covalente atómica. Por tanto, se trata de una sustancia covalente

molecular apolar.

d)Como es insoluble en agua, es una sustancia covalente molecular apolar, covalente atómica o metálica. Como

es un conductor de la corriente en estado sólido y líquido, es una sustancia metálica.

79 979 81

100100

7 99079 81

100100

55 45, .

% %= +

+ =

⇒

= +

+ =

⇒ = =

x y

x y

x y

x yx y


5. a) El O2 es poco soluble en agua, a pesar de tener ambos compuestos enlaces covalentes. La razón se explicacon la fórmula desarrollada en ambos compuestos.

O2 O = O 2 pares de e– atraídos por igual: molécula apolarO

H2OH H 2 pares de e– atraídos más por el O que por el H: molécula polar

b) El ácido clorhídrico (HCl) tiene la siguiente fórmula desarrollada: H—Cl

El cloro atrae más al par de e– que el H, por eso la molécula es polar, al igual que el agua. Por esta razón, sedisuelve en ella.

unidad Formulación

1. a) hidróxido mercúrico f) fosfato de litio

b) dióxido de teluro g) nitrato de talio(I)

c) ácido cianhídrico h)arseniato de calcio

d)hidruro de magnesio i) yoduro cúprico

e) peróxido de hidrógeno j) trióxido de azufre

2. a) MgO c) Fe2(CO3)3 e) H2CO3 g) CuSO3 i) Zn(OH)2

b) BaO2 d)Ag2Cr2O7 f) Be(OH)2 h)AIBr3 j) Fe(CIO4)2

3. a) sulfato magnésico f) arsenito potásico

b) fosfina g) telurito cádmico

c) cloruro sódico h)carbonato de bario

d)seleniuro de aluminio i) bromuro de zinc

e) ácido peryódico j) dióxido de plomo

4. a) K2CO3 c) Cs(CIO4)2 e) Zn(NO2)2 g) MgH2 i) K2S

b) CaO d)KCIO f) Pb(NO3)2 h)CdCrO4 j)LiOH

unidad Disoluciones

1. Se calcula el número de moles de H2SO4 contenidos en el medio litro de disolución 3 M.

La masa molecular del H2SO4 es Pm = 1 · 2 + 32 + 16 · 4 = 98

A continuación, calculamos cuántos moles de H2SO4 se añaden:

Número total de moles de H2SO4 = 1,5 + 1 = 2,5 moles

Mg

Pm

m

= = =9898

1 ol

Mn (s)L (D)

30,5

1,5 moles= ⇒ ⇒ =xx

5

4

152


153

El volumen de los 98 g de H2SO4 añadidos es: .

El volumen total de la nueva disolución es: V = 500 + 553,85 cm3.

2. Calculamos las masas moleculares de cada sustancia:

Pm (Na2SO4) = 23 · 2 + 32 + 16 · 4 = 142 Pm (Na2S) = 23 · 2 + 32 = 78

Pm (NaOH) = 23 + 16 + 1 = 40

Las concentraciones molares se obtienen por:

Cada molécula de Na2SO4 y de Na2S tiene dos átomos de Na. Por ello, la concentración molar de Na+ debida adichas sales será:

– Debida al Na2SO4: M = 0,14 · 2 = 0,28 M

– Debida al Na2S: M = 0,16 · 2 = 0,32 M

Sin embargo, el NaOH sólo contiene un catión sodio, por lo que la molaridad debida al NaOH es M = 0,2 · 1 = 0,2 M

La molaridad total es la suma total: M = 0,28 + 0,32 + 0,2 = 0,8 M.

El número de gramos por litro de cada sal es:

3. La masa molecular del cloruro de plata (AgCl) es:

Pm = 35,5 + 108 = 143,5

Por otro lado, el número de gramos de cloruro de plata que se puede disolver en un determinado volumen deagua es:

masa = s · V · Pm = 10–10 · 200.000 · 143,5 = 0,0029 g

4.

5. Se calcula la masa molecular del NaCl, Pm = 23 + 35,5 = 58,5. Denominamos x a la masa de soluto.

El volumen de soluto es:

El volumen de disolución es: V V V1,6

800 cmD s d3= + = +

x

Vmasa

densidad 1,6 cms

3= = x

M

g (s)P

L (D)0,4

12,6P0,5

P12,6

0,5 0,463 g L

g (s)L (D)

12,60,5

25,2 g Lm mm= ⇒ = ⇒ =

⋅= = = =

402

20252

12 5162

84= = = de Na de Na de Na H2 2g L SO g L S g L O,

g Lg (s)L (D)

.=

La de Na SO es M M La de Na S es M M

La de NaOH es M M

2 4 2

401422

0 14

25782

0 16

16402

0 2

= = = =

= =

, ,

,

M

g sP

L Dm=

( )

( )

M

n (s)L (D)

2,5553,85 10

4,51 M3= =⋅

=−

Mmasa

densidad g cmc= = =98

1 8253 853

g

m3

,,



1. Relación de volúmenes a cierta temperatura y presión.2 vol. de N2 + 1 vol. de O2 2 vol. de NxOy

Por el principio de Avogadro, en cada volumen de los gases dados hay el mismo número de moléculas. Porejemplo, si ese número es 1.000:2 · 1.000 moléculas N2 + 1.000 moléculas O2 2 · 1.000 moléculas NxOy

Como en cada molécula hay un número de átomos conocido del elemento correspondiente, podemos igualarasí el número de átomos en cada caso (antes y después de la reacción).

átomos de N: 4.000 = 2.000 · x átomos de O: 2.000 = 2.000 · y;obtenemos x = 2 y = 1 Conclusión: NxOy es N2O

2. a) Ajuste por sistema de ecuaciones.Llamando x, y, z, t y u a los coeficientes estequiométricos:x · (FeCl3) + y · (H2S) z · (FeCl2) + t · (HCl) + u · (S)

Como la masa se conserva, también lo hace el número de átomos de cada elemento, con lo que queda:átomos de Fe: x = zátomos de Cl: 3x = 2z + tátomos de H: 2y = tátomos de S: y = u

Para resolver el sistema se elige una variable como referencia, por ejemplo, y, y se dejan todas las demás enfunción de ella.

Conclusión: x = 2y; y = y; z = 2y; t = 2y; u = y. Así, obtenemos la siguiente ecuación:2y · (FeCl3) + y · (H2S) 2y · (FeCl2) + 2y · (HCl) + y · (S)

Dividimos entre y y la reacción queda ajustada:2 FeCl3 + H2S 2 FeCl2 + 2 HCl + S

b)Ajuste por tanteo: FeCl3 + H2S FeCl2 + HCl + SSe iguala el hidrógeno multiplicando por 2 el HCl: FeCl3 + H2S FeCl2 + 2HCl + SA continuación, ajustamos los átomos de Cl:2 FeCl3 + H2S 2 FeCl2 + 2 HCl + S

x z

x z t

y t

y u

x z

x z y

t y

u y

x z

z z y

t y

u y

x y

z y

t y

u y

== +=

=

⇒

⇒

⇒

3 2

2

=

3 = 2 + 2

= 2

=

=

3 = 2 + 2

= 2

=

= 2

= 2

= 2

=

6

(0,25 320) 58,5 1.000 14,6 18.720 1.000

18.720985,4

19 gx x x x x+ ⋅ = ⇒ + = ⇒ = =

M

g (s)P

L (D)0,4 58,5

1,6800 10

0,41,6

800 58,5 1.000 m

3

= ⇒ =+

⋅⇒ ⋅ +

⋅ =−

x

xx

x

154


155

3. a) 2 K + S K2S5,6 g 4,5 g x Para ver qué reactivo sobra, se realiza el balance de masas.78,2 g 32,1 g 110,3 g

Conclusión: 5,6 g es una cantidad insuficiente, luego 4,5 g está en exceso, sobra.La cantidad de referencia es, por tanto, 5,6 g.

Se puede hallar la cantidad de azufre que reacciona: 7,9 – 5,6 = 2,3 g.

b)CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O10,5 g 20,2 g x y16,0 g 64,0 g 44,0 g 36,0 g

Así, 20,2 g es la única cantidad de referencia.

4. Naranja de metilo de color amarillo: pH > 4,4Rojo de metilo de color rojo: pH > 6,2Fenolftaleína de color rosa: pH > 10,0Conclusión: pH > 10,0

En el principio, el carbonato de potasio, al ionizarse cuando se disuelve en agua, no produce iones OH–:

Ahora bien, los iones reaccionan con el agua y dan lugar a iones OH–. Por eso, el K2CO3, al igual que el bicar-bonato de sodio (NaHCO3), es un álcali. En realidad, se utilizó durante algún tiempo para producir jabón,antes de que se consiguiera un método industrial de elaboración de hidróxido de sodio.

5. a) H3PO4 + Ca(OH)2 __________ + ___________Es una reacción de neutralización, luego comenzamos por indicar el agua que forman:H3PO4 + Ca(OH)2 __________ + H2O

La sal restante ha de ser fosfato de calcio:H3PO4 + Ca(OH)2 Ca3(PO4)2 + H2O

El ajuste se hace considerando que H+ + OH– H2O2 H3PO4 + 3 Ca(OH)2 Ca3(PO4)2 + 6 H2O

b)H2SO4 + Fe __________ + ___________Es una reacción del tipo ácido + metal sal + H2

H2SO4 + Fe FeSO4 + H2

2 K CO K COen agua

3 322 → ++ −

20,2 g64,0 g 44,0

13,9 g 20,2 g64,0 g 36,0

11,4 g= ⇒ = = ⇒ =xx

yy

16,064,0

0,25 10,520,2

0,52 0,25. Por lo tanto, 10,5 g sobran.= = >

5,6 g72,8 g 110,3

7,9 g de K S2= ⇒ =xx

78,2 g32,1 g

2,44 Proporción que debe haber o proporción real.

5,6 g4,5 g

1,24 Proporción menor que la real.

=

=


c) __________ + ___________ NH4Cl + ___________Es una reacción que puede ser de neutralización, siendo el ácido HCl y la base NH4OH:HCl + NH4OH NH4Cl + H2O

d)HCl + Na2CO3 __________ + ___________ + ___________Se trata de un proceso del tipo: ácido + carbonato sal + CO2 + aguaHCl + Na2CO3 __________ + CO2 + H2O

La sal debe ser NaCl:2 HCl + Na2CO3 2 NaCl + CO2 + H2O

e) C5H12 + O2 __________ + ___________Es una reacción típica de combustión: combustible + O2 CO2 + H2OC5H12 + O2 CO2 + H2O

El ajuste sigue las pautas clásicas: se ajustan primero el C y el H, y el O, que va sólo a la izquierda, se sitúa al final.C5H12 + 8 O2 5 CO2 + 6 H2O


1. Ciclohexano: es un hidrocarburo con seis átomos de carbono, y el resto formado por átomos de hidrógeno. Sufórmula desarrollada es:

CH2

CH2 CH2

CH2 CH2

CH2

Etileno o eteno: hidrocarburo constituido por dos átomos de carbono, y el resto, por átomos de hidrógeno. Adiferencia del etano, los dos átomos de carbonos están unidos mediante un doble enlace:

H H

C = C o CH2 = CH2

H H

El eteno se encuentra en el petróleo y en el gas natural, y es un gas a temperatura ambiente (Tet = –105 ºC).

Polietileno: es uno de los plásticos más importantes. Se obtiene mediante la polimerización del etileno. En esteproceso, miles de moléculas de etileno (monómero) se unen para dar una molécula de polietileno (polímero).

Esquema:

H H H H H H H H

C = C + C = C + … ... — C — C —— C — C —...H H H H H H H H

El polietileno, sólido a temperatura ambiente, puede ser:

– Polietileno de baja densidad (mayoritario, se ablanda a unos 85 ºC). Se emplea en aislamientos de cables eléc-tricos, cubos, botellas deformables, bolsas, barreños...

– Polietileno de alta densidad. Es más rígido y fuerte que el anterior, con lo cual se ablanda a una temperatu-ra superior (120 ºC aproximadamente). Se utiliza para fabricar piezas de fontanería, botellas resistentes paralíquidos peligrosos (lejía, agua fuerte,..), regaderas, etc.

7

156


157

2. a) Formación de la sacarosa (o azúcar de caña o azúcar de remolacha)glucosa + fructosa sacarosa + aguaC6H12O6 C6H12O6 CxHyOz H2O

Igualamos:C: 12 = x + 0H: 24 = y + 2O: 12 = z + 1

Entonces, x = 12; y = 22; z = 11. La sacarosa es C12H22O11.

b) La maltosa (o azúcar de la cerveza) se forma por unión de dos moléculas de glucosa:glucosa + glucosa maltosa + aguaC6H12O6 C6H12O6 CxHyOz H2O

Como puede verse, se llega también a C12H22O11. La maltosa y la sacarosa tienen la misma fórmula molecu-lar, pero son sustancias diferentes. A este tipo de compuestos se les llama isómeros. La glucosa y la fructosatambién son isómeros entre sí.

3. a) % de la producción de CO2 en España:262.590 tm en España 22.398.900 tm mundiales

x 100

% de la producción de CO2 de EE.UU. De igual forma:

b) Consumo de carbón en España en 1995.19% de 262.590 tm = 19 · 262.590/100 tm = 49.892 tm de CO2 procedentes del carbón.Combustión del carbón:C + O2 CO2

12 g 32 g 44 gx 49.892 tm

4. a) La masa original de 100 g de uranio natural dará al final una masa x de uranio enriquecido y otra masa y deuranio empobrecido: 100 = x + y.

Por otro lado, en 100 g de uranio natural hay 0,7 g de U-235, del que encontramos un 3%en x, y un 0,2% en y.

b)La masa x = 18 g no se fisiona realmente:

es la masa de U-235 que sufre la fisión.

∆ ∆m g kg E m c J= ⋅ = ⋅ = ⋅ = ⋅ ⋅ ⋅ = ⋅− −0 089

1000 5 4 45 10 4 45 10 3 10 4 01 107 2 7 8 2 10,

, , , ( ) ,

18

3100

0 5⋅ = , g

100

0 73

1000 2100

100

70 3 0 218 82

= +

= +

⇒

= += +

⇒ = =x y

x y

x y

x yx y

,, ,

g g

12 g 44 g49.892 tm

12 g 49.892 tm44 g

13.607 tm de carbónx

x= ⇒ = ⋅ =

x = ⋅ =5 263 463 100

22 398 90023 5

. .. .

, %

262 590 22 398 900100

262 590 10022 398 900

1 2. . . .

. .,

xx= ⇒ = ⋅ = %


5. Aspirina: HR, con masa atómica 1 (H) y 179 (grupo R)

a) Neutralización:

3 HR + Al(OH)3 Al(R)2 + 3 H2O

El Al(R)3 sería el acetilsalicilato de aluminio.

b) Cálculos de masas:3 HR + Al(OH)3 Al(R)3 + 3 H2O540 g 78 g 564 g 54 g100 g x


1.

a) Si r se duplica, F se reduce a la mitad.

b)Si r se reduce a la mitad, F se duplica.

2. a)

b)

c) Calor = I2 · R · t = (0,45)2 · 484 · 600 = 60.000 J

d)Energía consumida = potencia · tiempo = 100 W · 12 h = 1.200 Wh = 1,2 kWh

3. Energía consumida = 6 bombillas · 100 W · 5 h · 30 días = 90.000 Wh = 90 kWhCoste = 90 kWh · 0,08 € / kWh = 7,2 €

4. a) Potencia = ∆V · I = 220 V · 1 A = 220 W = 0,220 kW

b)Energía = potencia · tiempo = 0,220 kWh · 8 h = 1,76 kWh

c) Coste = 1,76 kWh · 0,08 € / kWh = 0,14 €

5. a)

b) E = I2 · R · t = (5,5)2 · 40 · 1,800 = 2.178.000 J

∆ ∆Ω

V R I IV

RV

A= ⋅ ⇒ = = =24

5 520 0

,

∆ ∆ ΩV R I RVI

VA

= ⋅ ⇒ = = =20

48420 ,45

P V I IPV

WV

A= ⋅ ⇒ = = =∆∆

100220

0 45

,

F Kq q

r= ⋅

⋅1 22

8

540 g100 g

78 g14 g= ⇒ =

xx

158


159

Actividades de evaluación continua


1. a) 47,5 mm = 0,475 dm 1,4 m = 14 dm 0,41 dam = 41 dm

6,9 hm = 6.900 dm 314 cm = 31,4 dm

b)2.540 L + 140 L + 104 L + 0,49 L + 0,129 L = 2.784,619 L 2.784,62 L

2. diámetro = 3 m radio = 1,5 m

volumen = π · R2 · h = 3,14 · (1,5)2 · 5 = 35,3 m3 = 35.300 L

3. Error absoluto = 1 dm

Como el error relativo en la medida de la longitud es menor, esta medida será la mejor.

4.

0,28 m3 = 280 L = 28.000 cL

5. a)

b)Entre el volumen y la masa existe una relación directamente proporcional.

c) masa = densidad · volumen

masa = 1,25 · 16 = 20 g

densidad

masavolumen

g cm= = =54

1 25 3,

volumen(cm3)

masa (g)4 8 16 20

36

28

20

12

4

0 12 24 28 32 36 40

8

16

24

32

40

2 80075

373. = otellasb

densidad

masavolumen

vmasa

densidadkg

mm= = = = olumen

50 90kg

2

80 283

3,

E anchurar( ) , %= ⋅ =1

570100 0 2

E longitud

Evalor real

ddmr

a( ).

, %= ⋅ = ⋅ =

m

1001

1 050100 0 1

tiempo

volumencaudal

LL s

s= = ⋅ =35 10040

8 825

.

1



1. a) compuestos: agua, amoniaco y alcohol

sustancias simples: hierro y aluminio

b) mezclas: granito, bronce y leche

compuestos: mármol y pirita

2. La masa molecular del nitrato de plata es: Pm = 108 + 14 +16 · 3 = 170. La composición centesimal es:

3. Se calculan las masas moleculares de cada sustancia:

Pm (H2O) = 16 + 2 · 1 = 18 Pm (CO2) = 12 + 16 · 2 = 44

Pm (Fe2O3) = 56 · 2 + 16 · 3 = 160 Pm (CaCO3) = 40 + 12 + 16 · 3 = 100

El contenido en oxígeno de cada sustancia es:

Solución: el agua

4. La temperatura inicial es T1 = 20 + 273 = 293 K. Considerando P1 = P2, y V2 = 2 V1:

5. Las temperaturas son:

T1 = 40 + 273 = 313 K T2 = 80 + 273 = 353 K


1. a) J. Dalton b) baja presión c) núcleo, positiva d) órbitas, orbitales e) iónico, alta

2.

3

P VT

P VT

PP a1 1

1

2 2

2

22

1 10313

11353

1 02⋅ =

⋅⇒ ⋅ =

⋅⇒ = , tm

P VT

P VT

P V P VT

T K C1 1

1

2 2

2

1 1 1 1

22293

2586 313

⋅ =⋅

⇒ ⋅ = ⋅ ⇒ = = °

% O % O = ⋅ ⋅ = = ⋅ ⋅ =16 3160

100 3016 3100

100 48% %

% O % O = ⋅ = = ⋅ ⋅ =1618

100 88 8916 244

100 72 73, % , %

% Ag % N % O = ⋅ = = ⋅ = = ⋅ ⋅ =108

170100 63 5

14170

100 8 216 3170

100 28 23, % , % , %

2

símbolo n.º de protones n.º de neutrones n.º de electrones configuración electrónica por niveles

115B 5 6 5 (2,3)

2311Na 11 12 11 (2,8,1)

3517Cl 17 18 17 (2,8,7)

4018Ar 18 22 18 (2,8,8)

160


161

3.

4. Z = 11, Z = 9

a) Configuración electrónica por niveles X: Z = 11 (2,8,19) Y: Z = 9 (2,7)

b) X: grupo IA, periodo 3.º, tiene que ser el sólido Y: grupo VIIA, periodo 2.º; es el flúor.

c) Enlace entre ambos: iónico, porque el Na tiende a perder su e– de valencia y el F tiende a captar el electrón

que permita completar su octeto.

Fórmula del compuesto: sería una red iónica con iones Na+F–, luego la fórmula empírica debe ser NaF.d) NaF

Temperatura de fusión alta. Solubilidad en agua, alta. Sólo tiene conductividad eléctrica si está fundido o

disuelto en agua.

5.

unidad Formulación

1. a) óxido de zinc f) ácido metaarsénico

b) hidruro de berilio g) nitrito de sodio

c) ácido selenhídrico h)perbromato de plata

d)ácido nitroso i) sulfuro amónico

e) óxido de aluminio j) borano

2. a) MgSeO4 c) CoH3 e) Na2O g) SiH4 i) Cu(OH)2

b) Al2O3 d)HCN f) CaCrO4 h)Na2SiO3 j) Fe(NO2)2

3. a) trióxido de cromo f) ácido sulfuroso

b) cloruro cúprico g) óxido de cloro(III)

c) ácido cianhídrico h)hidruro de sodio

d)fosfito potásico i) hipoclorito de sodio

e) dióxido de manganeso j) sulfuro de plomo(IV)

4. a) HgO c) Co(OH)3 e) CaC2 g) Ag2S i) AsH3

b) CaCl2 d)Na2Se f) Sn(OH)2 h)Ba(IO3)3 j) CaO2

4

m28 92,18 29 4,71 30 3,12

10028,1= ⋅ + ⋅ + ⋅ =

Cl O Cl

O O OO

H Te HO O

H HO

Cl

Cl P ClO O

O

fórmula molecular diagrama de Lewis fórmula desarrollada

Cl — O — Cl

H — Te — H

Cl|

Cl — P — Cl

H2

Cl2O

H2Te

PCl3

H — H


unidad Disoluciones

1. a) Solubilidad es la máxima concentración que ese compuesto puede alcanzar en disolución.

b) El tipo de sustancia, la naturaleza del disolvente y la temperatura.

c) Se aplica sólo a líquidos e indica que, sea cual sea la proporción entre ambos, la mezcla formada es total-

mente homogénea.

2.

3. La masa molecular del ácido sulfúrico (H2SO4) es Pm = 1.2 + 32 + 16 · 4 = 98

4. En 1 L de alcohol de 96º, el volumen de alcohol es

El resto hasta 1 L, será agua. El volumen de agua = 1.000 – 960 = 40 cm3

Al añadir 250 mL de agua, el volumen total de disolución es V = 1.000 + 250 = 1.250 cm3.

La nueva concentración:

5. La masa molecular del KOH es Pm = 39 + 16 + 1 = 56. Como en 1 L de disolución hay 11,2 g de soluto, la mola-

ridad es :


1. a) F; b) V; c) F; d) V; e) F

2. a) N2O + 1/2 O2 2 NO b) 2 Ag + S Ag2S

c) CH4 + H2O CO + 3 H2 d) 2 LiOH + CO2 Li2CO3 + H2O

e) 2 NH3 + 5/2 O2 2 NO + 3 H2O

6

M

g (s)P

L (D)

11,2561

0,2 Mm= = =

% en volumen

cm (alcohol)cm (disolución)

100960

1.250100 76,8 %

3

3= ⋅ = ⋅ =

96

1.000100 960 cm de alcohol3= ⋅ ⇒ =x

x %

( )( )

en volumencm scm D

= ⋅3

3 100

M

g (s)P

L (D)

24,5980,2

1,25 Mm= = =

% en pesog (s)g (D)

10075

250100 30 % en peso= ⋅ = ⋅ =

5

162


163

3. a) Al + 3 HCl AlCl3 + 3/2 H2

b) Al + 3 HCl AlCl3 + 3/2 H2

27,0 g 109,5 g 133,5 g 3,0 g

20,2 g exceso x

c) Balance de moles:

1 mol Al + 3 moles HCl 1 mol AlCl3 + 3/2 moles de H2

d)

Por lo tanto: Al + 3 HCl AlCl3 + 3/2 H2

1 mol 3 moles 1 mol 3/2 moles0,7 moles y

4. a) ácidos y bases según Arrhenius:

H2SO4: es un ácido porque, disuelto en agua, produce iones H+:

H2SO4 2 H+ + SO4–2

KOH: es una base porque, disuelta en agua, produce iones H+:

KOH K+ + OH–

H2O: el agua pura tiene la misma cantidad de iones H+ que de OH–, luego es neutra.

H2O H+ + OH–

Cu(OH)2: es una base.

Cu(OH)2 Cu+2 + 2 OH–

H3PO4: es un ácido.

H3PO4 3 H+ + PO4–3

b) Reacciones completadas y ajustadas con ácidos y bases:

2 HCl + Fe(OH)2 FeCl2 + 2 H2OH2SO4 + 2 LiOH Li2SO4 + 2 H2O2 HBr + Zn ZnBr2 + H2

Hl + KOH Kl + H2O

HNO3 + NaOH NaNO3 + H2O

5. a) Combustión del metanol:

CH3OH + 3/2 O2 CO2 + 2 H2O

b)Cálculo de masas:CH3OH + 3/2 O2 CO2 + 2 H2O

32 g 48 g 44,0 g 36,0 g 105,5 g x

32 0105 5

44 0145 1

,,

,,

g g

g g= ⇒ =

xx

10,7

32 1,1 moles= ⇒ =y

y

20,2 g de Al moles

27,0 g 1 mol

20,2 g27,0 g 1

0,7 moles→→

= ⇒ =x x

x

27 020 2

133 599 9

,,

,,

g g

g= ⇒ =x

x



1. a) propano: CH3 — CH2— CH3 b) CH3 — CH2— CH2 — CH3: butano

c) tetradecano: CH3 — (CH2)12 — CH3 d) CH3 — (CH2)13 — CH3: pentadecano

e) ciclopentano:

CH2

CH2 CH2

CH2 CH2

2. a) bioquímica, inorgánicos, orgánicos

b) hidrógeno, nitrógeno

c) calcio, fosfato de calcio

d)abundante, disolvente

3. a) clorotrifluormetano CH3Cl

1,2-difluoretano CH2F — CH2F

1-cloro-2-fluoretano CH2Cl — CH2F

diclorodifluormetano CF2Cl2

b) Formación de lluvia de ácido sulfúrico:

S + O2 SO2

SO2 + 1/2 O2 SO3

SO3 + H2O H2SO4

Relación de moles:

4. a) A partir de la ecuación de Einstein:

b)

5. Medicamentos Características

anestésicos Uno de ellos contiene hidróxido de magnesio.

antipiréticos Destruyen microbios generadores de infecciones superficiales.

antibacterianos El primero en ser descubierto fue el N2O.

antiácidos A menudo tienen también efectos analgésicos.

desinfectantes Los más conocidos son las penicilinas.

100 kg de U enriquecido 3 kg de U - 235

m 3,2 kg de U - 235 100m

33,2

m 107 g de uranio enriquecido→

′ → ′

= ⇒ ′ =

∆ ∆m m m m 3,2 kg de U - 235= ⋅ ⇒ = ⋅ =0 089

100100

0 089,

,

E m c m

Ec

kg= ⋅ ⇒ = = ⋅⋅

= ⋅ = ⋅− −∆ ∆22

14

162 32 59 10

9 100 288 10 2 88 10

,, ,

1 mol de S 1 mol de SO

1 mol de SO 1 mol de SO

1 mol de SO 1 mol de H SO

1 mol de S 1 mol de H SO2

2 3

3 2 4

2 4

→→→

→

7

164


165


1.

2. S = π · r2 = 3,14 · (0,001)2 = 3,1 · 10–6 m2

3. a) Según la ley de Ohm:

b) E = I2 · R · t = (4,4)2 · 50 · 600 = 580.800 J

4. a) P = ∆V · I = 220 V · 0,4 A = 88 W = 0,088 kW

b) E = P · t = 0,088 · 3 = 0,264 kWh

c) coste = 0,264 kWh · 0,08 € / kWh = 0,02 €

5. IV

RV

IV

RV

A

I I I A RVI

VA

11

22

1 2

22050

4 4220100

2 2

4 4 2 2 6 62206

33 3

= = = = = =

= + = + = = = =

∆Ω

∆Ω

∆ Ω

A

,6

, ,

, , , ,

∆ ∆

ΩV R I I

VR

VA= ⋅ ⇒ = = =220

504 4

,

RIS

mm

m= ⋅ = ⋅ ⋅ ⋅

⋅=−

−ρ 2 8 10100

3 1 100 98

6 2,,

,Ω Ω

F Kq q

r

N mC

C C

rr m

= ⋅⋅

= ⋅ ⋅ ⋅− ⋅ ⋅ ⋅

⇒ =⋅ ⋅ − ⋅ ⋅ ⋅

=− − − −

1 22

92

2

5 5

2

9 5 5

5 9 103 10 4 10 9 10 3 10 4 10

51 5,

8


Exámenes finales

Modelo A

1.

Valor medio = 210 + 211 + 209 + 208 + 208 + 209 + 208 + 207 + 209 + 211 = 209 cm10

El error absoluto es Ea = | Vm – V | = | 210 – 209 | = 1 cm

El error relativo es Er = Ea · 100 = 1 · 100 = 0,48 %Vm 210

2.

nombre símbolo n.º atómico n.º electrones n.º neutrones n.º protones n.º másico

azufre S 16 16 17 16 33

sodio Na 11 11 12 11 23

aluminio Al 13 13 14 13 27

plata Ag 47 47 61 47 108

3. Calculamos el volumen de soluto:

Vs = masa = 4,27 = 2,31 mLdensidad 1,85

Como la disolución está formada por soluto y disolvente, el volumen de disolvente (agua) es:

Vd = 200 – 2,31 = 197,69 mL

La densidad del agua es 1 g/mL, por lo que 197,69 mL de agua tienen una masa de 197,69 g.

La masa total de disolución es mD = ms + md = 4,27 + 197,69 = 201,96.

a) Calculamos la concentración:

g/L = g (s) = 4,27 = 21,35 g/LL (D) 1,85

% en peso = g (s) · 100 = 4,27 · 100 = 2,11 %L (D) 1,85

b)La masa molecular del NaCl es Pm = 23 + 35,5 = 58,5

g(s) = 4,27

La molaridad es: M = Pm = 58,5 = 0,36 g/L.L (D) 0,2

4. a) 2 Fe + 6 HCl 2 FeCl3 + 3 H2

b) Calculamos las masas moleculares, Pm(Fe) = 56, Pm(FeCl3) = 56 + 35,5 · 3 = 162,5, y establecemos la proporción:

2 (56 g de Fe)=

2 (162,5 g FeCl3) = 2,31 mL16,8 g de Fe x

x = 48,8 g de FeCl3

166


167

5. a) Resistencia equivalente = 1 = 1 + 1 + 1 ⇒ R = 5 ΩR 20 12 15

b)Aplicamos la ley de Ohm: I = V = 15 = 1,25 AR2 12

c) Calor = 0,24 · V2· t = 0,24 · (15)2

· 1.800 = 6.840 calR3 15

Modelo B

1. V = π · R2 · h = 3,14 · 42 · 5 = 251,2 cm3 = 2,51 · 10–4 m3

d = 0,780 g/cm3 = 780 kg/m3. La masa es: m = V · d = 2,51 · 10–4 · 780 = 1,96 · 10–1 kg

2. KBr, enlace iónico. O2, enlace covalente apolar. HI, enlace covalente polar. H3N, enlace covalente apolar.

3. Pm (H2SO4) = 98. La masa de soluto en medio litro de disolución es:

g g

M = n = Pm ⇒ 5 = 98 ⇒ x = 5 · 0,5 · 98 = 245 g de solutoL L 0,5

La masa de medio litro de disolución es: m = V · d = 500 cm3 · 1,1 g/cm3 = 550 g

El tanto por ciento en peso es: % en peso = g de soluto · 100 = 245 · 100 = 44,5 %g de disolución 550

4. a) 2 HCl + Ca(OH)2 CaCl2 + 2 H2O

b)2 moles de HCl reaccionan con un mol de Ca(OH)2; por lo tanto, 1 mol de HCl reacciona con 0,5 moles deCa(OH)2.

Como Pm(Ca(OH)2)= 74 g, 1 mol de HCl reacciona con 37 g de Ca(OH)2 y sobran 50 – 37 = 13 g deCa(OH)2.

c) 1 mol de HCl proporciona 1 mol de CaCl2 · Pm (CaCl2) = 40 + 2 · 35,5 = 111 g. Obtenemos 111 g de CaCl2.

5. a) P = V · I ⇒ I = P = 60 W = 0,27 AV 220 V

b) V = R · I ⇒ R = V = 220 V = 807 Ω

c) calor = I2 · R · t · 0,24 = (0,27 A)2 · 807 Ω · 300 s · 0,24 cal = 4,236 cal

d)E = P · t = 60 W · 2 h = 120 Wh = 0,12 kWh

Modelo C

1. a) volumen de etanol · 100 = 70 ⇒ x · 100 = 70 ⇒ x = 175 mLvolumen de disolución 250 mL

b)% en masa = masa de etanol · 100 = me · 100masa de disolución m

Tomamos V = 100 mL de disolución

∇

∇∇

∇

∇

I 0,27 A

∇


70 mL son de etanol, luego me = de · Ve = 0,79 g/mL · 70 mL = 55,3 g

30 mL son de agua, luego ma = da · Va = 1,00g/mL · 10 mL = 30,0 g

me = 55,3 g y m = 85,3 g, con lo cual me · 100 = 55,3 g · 100 = 64,8 % de etanolm 85,3 g

c) densidad = masa ⇒ d = 85,3 g = 0,85 g/mLvolumen 100 mL

d)Se separarán por destilación, ya que tienen diferentes temperaturas de ebullición pero son miscibles. (Teb = 79 ºC para el etanol puro y 100 ºC para el agua, ambas a 1 atm de presión).

2. a) m = 35 · 75,79 + 37 · 24,21 = 35,5100

b)Z = 17,17 electrones para el átomo no ionizado.

17 e–, su configuración por niveles es (2,8,7). Son tres niveles, luego está en el tercer periodo. Hay 7 e– en elúltimo nivel (electrones de valencia), luego pertenece al grupo VIIA. Podemos decir, conocidos los ele-mentos del grupo, que es cloro.

c) Enlace con metales alcalinos (grupo IA).

Cl, grupo VIIA, tendencia a captar un e– y convertirse en Cl–.

Alcalinos, IA, tendencia a perder un e– y convertirse en Li+, Na+...

En conclusión, formarán enlace iónico: Na+Cl–, cuya fórmula es NaCl, o Li+Cl–, que sería LiCl, etc.

Propiedades del compuesto: alta temperatura de fusión y ebullición, soluble en agua, conductor de lacorriente eléctrica, fundido o en disolución acuosa.

d)Enlace de Cl consigo mismo:

Comparten 1 par de e–, enlace covalente.

Cl Cl Cl2

Propiedades: baja temperatura de fusión y ebullición, insoluble en agua (el enlace es apolar), no conducela corriente eléctrica.

3. a) CO, óxido de hierro(III), ácido nítrico, fosfato de calcio, Cu(OH)2

b)CH3 —— CH2 —— CH2 —— CH3, nonano,

clorotrifluormetano, CH2Cl —— CH2Cl

4. a) 2 Fe + 3/2 O2 FeO3 C3H8 + 5 O2 3 CO2 + 4 H2O

b)H2SO4 + 2 NaOH Na2SO4 + 2 H2O

c) H2SO4 + 2 NaOH Na2SO4 + 2 H2O98,1 g 80,0 g 142,1 g 36,0 g

x 2,8 g y z

98,1 g = 80,0 g ⇒ x = 98,1 · 2,8 g = 3,4 g de H2SO4x 2,8 g 80,0

80,0 g = 142,1 g ⇒ y = 2,8 · 142,1 g = 5,0 g de Na2SO42,8 g y 80,0

Ley de Lavoisier: x + 2,8 g = y + z , z = x + 2,8 g – y = 3,4 g + 2,8 g – 5,0 g = 1,2 g de H2O

O O

OO

O O

OCl Cl

CH2

CH2

CH2

CH2

CH2

CH2

168


169

d) H2SO4 + 2 NaOH Na2SO4 + 2 H2O1 mol 2 moles 1 mol 2 moles

0,8 moles 1,5 moles x y

¿Cuál «sobra» ? 1 = 0,5; 0,8 = 0,53; luego 0,8 «sobra».2 1,5

2 = 1 ⇒ x = 1,5 = 0,75 moles de Na2SO41,5 x 2

2 = 1 ⇒ y = 1,5 · 2 = 1,5 moles de H2O1,5 y 2

5. a) 72.900 años = 3 T, luego,

12 mg T 6 mg T 3 mg T 1,5 mg

m = 0,05 · 4,6 = 0,0023 g = 2,3 · 10–3 g = 2,3 · 10–6 kg100

E = m · c2 = (2,3 · 10–6) · (3 · 108)2 = 20,7 · 1011 J

b)R = R1 + R2,3

R1 = 2 Ω R2 = 4 Ω R3 = 6 ΩR2,3 paralelo o derivación:

1 = 1 + 1 = 1 + 1 = 0,406 ⇒ R2,3 = 1 Ω = 2,5 ΩR2,3 R2 R3 4,4 5,6 0,406

R = R1 + R2,3 = 2,2 Ω + 2,5 Ω = 4,7 Ω

P = l · V = V · V = V2

⇒ P = (4,5)2= 4,3 WR R 4,7

∇

∇


Temperaturas de fusión y ebullición (a 1 atm) de algunos compuestos inorgánicos

Compuesto TF (ºC) TE (ºC)amoniacofosfaminaarsenaminaestibaminasulfuro de hidrógenoseleniuro de hidrógenotelururo de hidrógenofluoruro de hidrógenocloruro de hidrógenobromuro de hidrógenoyoduro de hidrógeno

monóxido de carbonomonóxido de dinitrógenomonóxido de nitrógenodióxido de azufremonóxido de dicloroóxido de sodioóxido de plomo(II)óxido de hierro(III)

fluoruro de sodiofluoruro de calciocloruro de potasiocloruro de hierro(II)bromuro de rubidiobromuro de magnesioyoduro de litioyoduro de potasio

oxígeno molecularnitrógeno molecularhidrógeno molecularozonocloro moleculartetrafluoruro de carbonotetracloruro de carbonodicloruro de azufretricloruro de fósforotribromuro de fósforodisulfuro de carbono

–77,8–133,8–113,5–91–85,5–64–49–83,1–114–87–50,9

–199–90,7–163,7–75,5–116920890

1.570

9921.392

770677677711450682

–219–210–259–193–101–184–23–78–92–40–121

–33,5–87,4–62,5–18–60,4–42–2,3

19,5–85–66,9–35,4

–191,5–88,5–151,8–10

3,8

1.470

1.7042.5001.4071.0231.3521.2301.1711.324

–183–196–253–112–34,6–128

775974,5

17346

anexo

170


171

Temperaturas de fusión y ebullición (a 1 atm)de algunos compuestos orgánicos

Compuesto TF (ºC) TE (ºC)

Alcanos y cicloalcanosmetanoetanopropanobutanopentanohexanotridecanotetradecanoeicosano

Derivados halogenadosclorometanodiclorometanotriclorometano (cloroformo)clorodifluormetano (freón 22)diclorofluormetano (freón 21)diclorofluormetano (freón 12)1,1,1-tricloroetano

Hidratos de carbonofructosa (azúcar de fruta)glucosa (azúcar de uva)galactosa(La fórmula molecular de las tres es C6H12O6.)lactosa (azúcar de leche)maltosa (azúcar de cebada)sacarosa (azúcar de caña)(La fórmula molecular de las tres es C12H22O11.)

Grasasaceite de olivaaceite de colzaaceite de sojaaceite de cocoaceite de palmamanteca de cerdo

–182–183–190–138–130–95–65,5

36,8

–98–95–63–146–135–158–30

102142167

201160186

–6–10–16253531

–164–89–42–0,53669

235251343

–244062

–419

–3074


nombre n.º atómico

Z

símbolo masamolar

M

g/mol

estadode

agregación

punto de

fusión

tf

°C

puntode

ebullición

te

°C

calorespecífico(a 25 °C)

cp

J/(k · mol)

calor defusión

(en p. fus.)

Lf

kJ/mol

calor devaporiza-

ción (en p. eb.)

Le

J/(k · mol)

densidad

ρρg/cm3

actinioaluminioamericioantimonioargónarsénicoastatoazufrebarioberilioberqeliobismutoborobromocadmiocalciocaliforniocarbonoceriocirconioclorocobaltocobrecromocuriodisprosioeinstenioerbioescandioestañoestroncioeuropiofermioflúorfósforo blancofranciogadoliniogaliogermaniohafnioheliohidrógenohierroholmioindioiridiokriptónlantanolaurenciolitio

8913955118338516564

97835

354820986

5840172729249666996821503863

1009

15876431327221

266749773657

1033

Ac*AlAm*SbArAsAt*S8

BaBeBk*BiBeBr2

CdCaCf*CCeZrCl2CoCuCrCm*DyEs*ErScSnSrEuFm*F2

F4

Fr*GdGaGeHfHeH2

FeHoInIrKrLaLr*Li

26,982

121,7539,94874,922

256,48137,34

9,012

208,9810,81

159,808112,4040,08

12,011140,1291,2270,90658,93363,5551,996

162,55

167,2644,956

118,6987,62

151,96

37,997123,10

157,269,7272,59

178,494,00262,0158

55,85164,93114,82192,283,80

138,91

6,94

ssssgsssssssslssssssgssssssssssssgssssssggssssgsss

1.230660

9.900630

–189613300115710

1.285986271

2.030–7

321840

3.700800

1.850–101

1.4941.0781.8601.3401.410

1.5201.500

232769830

–2204430

1.31030

9582.200–269,7–259

1.5401.470

1572.450–157920

180

2.4002.4002.6001.640–186

350445

1.6002.470

1.5503.700

59770

1.494

3.0004.400

–342.9002.5802.600

2.600

2.6002.8002.7201.3771.400

–188280650

2.9002.8002.8305.300–268,9–253

2.8002.3002.0004.500–153

3.400

1.330

14,324,4

25,220,824,6

180,826,417,8

25,511,175,726,026,3

8,525,925,433,924,824,423,3

28,225,527,025,126,7

31,395,2

36,525,923,325,720,828,825,127,326,725,120,827,6

23,6

10,67

19,831,18

11,287,66

1122,1810,546,078,66

9,2016,746,41

15,2313,0513,81

17,1516,117,209,20

10,46

5,10

15,485,59

31,821,760,020,11

15,3617,153,26

26,361,64

11,30

3,02

Constantes físicas de los elementos

172

*Elementos lantánidos o actínidos.


173

nombre n.º atómico

Z

símbolo masamolar

M g/mol

estadode

agregación

punto de

fusión

tf

°C

puntode

ebullición

te

°C

calorespecífico(a 25 °C)

cp

J/(k·mol)

calor defusión

(en p. fus.)

Lf

kJ/mol

calor devaporiza-

ción (en p. eb.)

Le

J/(k·mol)

densidad

ρρg/cm3

luteciomagnesiomanganesomendeleviomercuriomolibdenoneodimioneónneptunioniobioníquelnitrógenonobeliooroosmiooxígenopaladioplataplatinoplomoplutoniopoloniopotasiopraseodimioprometioprotactinioradioradónreniorodiorubidioruteniosamarioseleniosiliciosodiotaliotántalotecnecioteluroterbiotitaniotoriotuliouraniovanadiowolframioxenónyodoyterbioytriozinc

711225

101804260109341287

10279768

464778829484195961918886754537446234141181734352652290699223745453703930

LuMgMnMd*HgMoNdNeNpNbNiN2

No*AuOsO2

PdAgPtPbPu*Po*KPrPm*Pa*Ra*Rn*ReRhRbRuSmSeSiNaTlTaTc*TeTbTiTh*TmUVWXeI2

YbYZn

174,9724,30554,938

200,5995,94

144,2420,18

237,04892,90658,7128,013

196,697190,231,999

106,4107,868195,09207,2

39,10140,908

186,2102,90685,467

101,07150,478,9628,0822,990

204,37180,9597

127,6158,92547,90

232,038168,943238,02950,941

183,85131,30253,81173,0488,90665,38

sssslssgsssgsssgsssssssssssgsssssssssssssssssssgssss

1.656650

1.250

–392.6201.024–249640

2.4001.455–210

1.0643.030–219

1.554961

1.77232864025463

9351.0001.200

700–71

3.1801.963

392.3001.047

2201.410

98303

3.0001.900

4501.3601.6701.7001.5501.1301.9203.387–112114824

1.510419

3.3151.1002.050

3574.6003.100–246

5.0002.800–196

2.6505.000–183

3.0002.1603.8001.7503.200

960760

3.0002.7004.0001.500

–625.6003.700

7104.1001.600

652.400

887140

5.4004.300

9902.5003.3004.5002.0004.0203.4005.300–108185

1.5003.300

907

26,923,926,3

28,024,130,120,8

24,626,129,1

25,424,729,426,025,425,8526,4332629,228,5282827,020,825,525,030,424,127,125,420,028,426,325,42325,72925,027,42727,524,924,3

20854,42126,525,4

8,9514,64

2,3027,6110,80,34

26,7817,610,72

12,3629,290,44

16,7411,3019,664,77

2,3210,04

8,372,9

33,0521,762,34

25,5211,095,44

46,442,604,27

31,38

17,49

15,4815,65

15,4817,5735,222,300,02

17,157,38

128,66219,74

59,15594,13283,68

1,77

696,64371,83

5,59

324,43627,60

6,92393,3255,06510,45179,41

77,53332,63

136,8216,4

707,1495,3969,20

567,77191,6326,32

89,04162,09753,12

50,63

428,86543,92

422,58458,57799,1412,6441,71

393,30115,31

9,8421,7387,473

13,54610,2227,000,00090

20,458,5878,9070,00125

19,28122,580,00143

11,99510,50021,4511,34319,8149,40,8626,7797,22

15,375,00,00973

21,02312,421,533

12,367,5634,8042,3290,966

11,87116,6711,4966,2478,2674,508

11,7259,325

19,056,09

19,2540,005894,9536,9664,4757,135

*Elementos lantánidos o actínidos.


1

2

3

4

5

6

7

1H

3Li

11Na

19K 29Cu

37Rb 47Ag

55Cs 79Au

87Fr

4Be

12Mg

20Ca 30Zn

38Sr 48Cd

56Ba

80Hg

88Ra

5B

13Al

21Sc 31Ga

39Y 49In

57La* 81Tl

89Ac*

6C

14Si

22Ti 32Ge

40Zr 50Sn

72Hf 82Pb

104Unq

7N

15P

23V 33As

41Nb 51Sb

73Ta 83Bi

105Unp

8O

16S

24Cr 34Se

42Mo 52Te

74W 84Po

9F

17Cl

25Mn 35Br

43Tc 53I

75Re 85At

grupo I Ia II IIa IIIa III IVa IV Va V VIa VI VIIa VII VIIIa VIII

35

36

37

38

3940

4142

44

4546

Br

Kr

Rb

Sr

YZr

NbMo

Ru

RhPd

767778808279817880828384868587*8486878889909192949693929495969798100969899100101102104103102104

9,027,58

23,5249,829,19

50,5249,480,3452,27

11,5611,5556,9017,3772,1527,850,569,867,02

82,5610051,4611,2317,1117,402,80

10015,869,12

15,7016,509,45

23,759,625,461,868

12,6312,5317,0231,618,87

1000,96

10,97

Z símbolo A %

2122

23

24

2526

2728

29

30

31

32

3334

ScTi

V

Cr

MnFe

CoNi

Cu

Zn

Ga

Ge

AsSe

4344464845464748495050*5150525354555456575859586061626463656466676870697170727374767574

0,1452,060,00330,185

1007,997,32

73,995,465,250,25

99,754,31

83,739,552,38

1005,84

91,682,170,31

10067,7626,161,253,661,16

69,130,948,8927,814,11

18,560,62

60,539,520,5527,377,67

36,747,67

1000,87

Z símbolo A %

1

2

3

45

6

7

8

910

1112

1314

1516

17

18

19

20

H

He

Li

BeB

C

N

O

FNe

NaMg

AlSi

PS

Cl

Ar

K

Ca

1234679

101112131415161718192021222324252627282930313233343635373638403940*414042

99,9850,0150,00013

99,999877,42

92,5810019,680,498,8921,018

99,6350,365

99,7590,0370,204

10099,920,2578,82

10078,6010,1111,29

10092,184,713,12

10095,00,7604,220,014

75,7924,200,3370,063

99,60093,220,01186,77

96,970,64

Z símbolo A %

El sistema periódico

Abundancia relativa de los isótopos naturales

174


175

71

72

73

74

75

76

77

78

7980

81

82

839092

Lu

Hf

Ta

W

Re

Os

Ir

Pt

AuHg

Tl

Pb

BiThU

176175176*174*176177178179180180*181180182183184186185187*184186*187188189190192191193190*192194195196198197196198199200201202204203205204*206207208209232*234*235*238*

12,7397,402,600,1635,21

18,5627,113,7535,220,0123

99,98770,135

26,414,430,628,437,0762,930,0181,591,64

13,316,126,441,038,561,50,01270,78

32,933,825,27,19

1000,146

10,0216,8423,1313,2229,806,85

29,5070,501,40

25,121,752,3

100100

0,00570,7196

99,276

Z símbolo A %

57

58

5960

62

63

64

6566

6768

6970

La

Ce

PrNd

Sm

Eu

Gd

TbDy

HoEr

TmYb

138138*139136138140142141142143144*145146148150144147*148*149150152154151153152*154155156157158160159156158160161162163164165162164166167168170169168170171172173174

71,660,089

99,9110,1930,250

88,4811,07

10027,1312,2023,878,29

17,185,725,603,16

15,0711,2713,847,47

26,6322,5347,7752,230,202,15

14,720,4715,6824,921,9

1000,05240,09022,294

18,8825,5324,9728,18

1000,1361,56

33,4122,9427,0714,88

1000,1403,03

14,3121,8216,1331,83

Z símbolo A %

47

48

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22,227,326,711,851,3548,651,220,88

12,3912,7524,0712,2628,867,584,23

95,770,950,650,34

14,247,57

24,018,58

32,974,715,98

57,2542,750,0892,460,874,616,99

18,7131,7934,49

1000,0960,0901,919

26,444,08

21,1826,8910,48,87

1000,1010,0972,426,597,81

11,32

Z símbolo A %


Libros, revistas, CD

ASIMOV, I. Breve historia de la química. Alianza Editorial

VINAGRE ARIAS ET ALII. Cuestiones curiosas de química. Alianza Editorial

Newton Siglo XXI. Revista mensual. Grupo Unidad Editorial

Los grandes acontecimientos de la ciencia. Enciclopedia multimedia Newton, en CD-ROM

Direcciones de Internet

CIEMAT (Centro de Investigaciones Energéticas Medioambientales y Tecnológicas): http://www.ciemat.es

CSN (Consejo de Seguridad Nuclear): http://www.csn.es

Sociedad Española de Medicina Nuclear: http://www.semn.es

REPSOL: http://www.repsol.es

UNESA. Unidad Eléctrica: http://www.unesa.es/

Greenpeace España: http://www.greenpeace.es

recursos pedagógicos

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