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Cátedra de Química General Ingeniería en Sistemas de Información

UTN – FRC – Departamento de Ing. Química - Pag: 1

INGENIERIA EN SISTEMAS DE INFORMACION

CATEDRA DE QUIMICA GENERAL

CONDICIONES DE REGULARIDAD Y PROMOCIÓN

• Los alumnos deberán estar regulares por asistencia tomada por bedelía.

• Se tomarán dos exámenes parciales durante el cuatrimestre en los que la nota es

proporcional al porcentaje correcto del parcial. Ejemplo 40% del parcial correcto, nota: 4

(cuatro).

• En el primer examen parcial se incluirán los temas desarrollados en las unidades l , 2 , 3

y Gases.

• En el segundo examen parcial se incluirán los temas desarrollados en las unidades

siguientes hasta finalizar el Programa Analítico.

CONDICIONES PARA REGULARIZAR

• Aprobar los dos parciales con una nota no menor a 4 (cuatro) en ninguno de ellos.

• Si en uno (de. los parciales no asiste, o no alcanza la nota mínima (cuatro), estando el

otro parcial aprobado, deberá rendir un parcial recuperatorio, de carácter integral, que se

aprueba con nota no menor a 4 (cuatro).

• La regularidad Académica (firma de libretas) se realizará dentro del año de cursada la

materia y únicamente en las lechas y horario que la cátedra estipule.

CONDICIONES PARA PROMOCIÓN

• Se dará por aprobada la materia ,a aquellos estudiantes que obtuvieron un promedio de 7

(siete) en los dos parciales, no aceptando una nota menor a 6 (seis) en ninguno de ellos

• Aquellos alumnos aplazados en algún parcial no tendrán acceso a la promoción.

• El alumno que promociona la materia deberá inscribirse en un turno de examen del

corriente año lectivo, y en ese momento se colocará en la libreta de trabajos prácticos y

en el acta de examen la nota que resulte del promedio de los dos parciales.

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CONDICIÓN DE ALUMNO LIBRE

El alumno obtiene la condición de libre, si:

• No está regularizado por bedelía.

• Obtiene menos de 4 (cuatro) en los dos parciales

• Un ausente injustificado y una nota menor a cuatro en el parcial.

• Ausente en los dos parciales.

• Habiendo llegado a la instancia del recuperatorio, no asistir al mismo o no

alcanzar la nota mínima requerida.

PARCIAL RECUPERATORIO

Podrán y deberán realizarlo aquellos alumnos que:

• Tengan un ausente en un solo parcial.

• Tengan un parcial no aprobado (nota menor a cuatro).

Requisitos para realizar los parciales o los exámenes:

Deberán presentarse con:

• Libreta de trabajos prácticos o Documento de Identidad.

• Tabla Periódica entregada por la cátedra.

• Tabla de aniones y cationes entregada por la cátedra (opcional)

Universidad Tecnológica Nacional Facultad Regional Córdoba Departamento de Ingeniería Química Química: Guía de ejercicios y problemas

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QUÍMICA PARA INGENIERÍA EN SISTEMAS DE INFORMACIÓN

Programa Analítico UNIDAD 1: Revisión de conocimientos previos

Qué es química. Qué es materia Sistemas materiales: Sistemas homogéneos, no homogéneos e inhomogéneos. Fase. Sustancia: sustancias puras simples y compuestas. Concepto de elemento. Concepto de compuesto. Concepto de átomo, molécula , partícula subatómica, ión, etc. Masa atómica. Masa molecular. Concepto de mol. Número de Avogadro.

Tiempo de desarrollo: 1 semana. UNIDAD 2: Estructura atómica.

Breve reseña histórica: Faraday, tubos de rayos catódicos, rayos canales, modelo de Thomson. Sustancias radiactivas, tipos de radiaciones. Modelo de Rutherford. Breve concepto de onda. Onda electromagnética. Espectro electromagnético. Teoría cuántica o de Planck: energía discontinua. Efecto fotoeléctrico. Teoría clásica vs Teoría cuántica. Espectros de emisión continuos y discontinuos. Modelo de Bohr. De Broglie: comportamiento dual del electrón. Principio de incertidumbre. Ecuación de onda. Modelo atómico moderno. Números cuánticos. Principio de exclusión de Pauli. Reglas de Hund. Relación entre la estructura atómica y el principio de funcionamiento del monitor CRT ( monitor de tubos de rayos catódicos). Monitor color. Tabla periódica. Cómo se construye una tabla. Grupos y períodos. Elementos representativos, de transición y de transición interna. Propiedades periódicas más importantes: afinidad electrónica, potencial de ionización, tamaño atómico, etc; en base a esto, clasificación de metales, no metales y gases nobles.

Tiempo de desarrollo: 3 semanas. UNIDAD 3 : El enlace químico

Concepto general de enlace químico y del porqué de su formación. Fuerza de atracción interatómica. Enlaces interatómicos: metálicos, iónicos, covalentes. Clasificación del enlace covalente: según el número de pares de electrones compartidos: simples, dobles y triples. Según la electronegatividad de los elementos: polares y apolares. Hibridación de orbitales atómicos : sp3, sp2, sp. Tipos de hibridación para el átomo de carbono. Geometría molecular. Concepto de Orbitales moleculares. Teoría de bandas. Propiedades de las sustancias que presentan cada uno de estos enlaces y ejemplos comunes. Enlaces intermoleculares: dipolos permanentes, dipolos inducidos, puente hidrógeno. Ejemplos.

Tiempo de desarrollo: 2 semanas. UNIDAD 4: Estados de la materia

Características generales de sólidos, líquidos y gases. Isotropía, isotropía estadística, anisotropía. Sólidos. Clasificación: Según la estructura: sólidos cristalinos (iónicos, metálicos, covalentes y moleculares), sólidos amorfos. Según sus propiedades: eléctricas (conductores, no conductores y semiconductores); ópticas (ópticamente activos o no ópticamente activos). Luz polarizada. Propiedades y ejemplos de cada uno de ellos. Funcionamiento de un monitor tipo LCD.


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Liquidos. Estructura molecular y propiedades. Cambios de estado.

Concepto de equilibrio. Presión de vapor. Evaporación y ebullición. Tensión superficial. Viscosidad. Concepto de constante dieléctrica del agua. Líquidos polares y no polares. Líquidos miscibles e inmiscibles.

Gases. Estructura y propiedades. Definición de gases ideales. Leyes de Boyle-Mariotte y de Gay Lussac. Ecuación de estado. Concepto de temperatura y presión crítica. Concepto de gases reales. Condiciones para que los gases reales se comporten idealmente.

Soluciones. Concepto de soluto y solvente. Ejemplos de soluciones en distintos estados de agregación. Clasificación de soluciones: insaturada, saturada y sobresaturada. Influencia de la temperatura sobre la solubilidad. Soluciones acuosas. Unidades de concentración: Porcentaje P/P, P/V, V/V; molaridad, fracción molar. Dependencia de la concentración con la temperatura.

Tiempo de desarrollo: 3 semanas.

UNIDAD 5: CINÉTICA Y EQUILIBRIO QUÍMICO Usando como ejemplo el proceso de fabricación de un producto, explicar la

finalidad de distintas disciplinas: termodinámica, estequiometría, cinética y equilibrio. Termodinámica: Concepto de entropía como medida de espontaneidad de una transformación. Procesos espontáneos o no espontáneos. Estequiometría: concepto de cálculo de masa en reacciones químicas. Cinética química: Velocidad de reacción. Expresiones y unidades. Velocidad específica. Orden de reacción. Factores que modifican la velocidad de una reacción. Catalizadores. Equilibrio químico: un equilibrio dinámico. Constante de equilibrio y factores que la modifican. Expresión usando concentraciones y presiones. Equilibrios heterogéneos. Modificación del estado de equilibrio: Principio de Le Chatelier. Analogía entre el equilibrio dinámico en una reacción química y el equilibrio dinámico en un semiconductor. Teoría ácido – base de Arrhenius Concepto de ácidos o bases fuertes y débiles. Autoionización del agua, Kw, pH y pOH.


UNIDAD 6 : Introducción a la química inorgánica y orgánica.

Elementos representativos relevantes para Ingeniería en Sistemas de Información: elementos del grupo IV A ( Si y Ge). Elementos del grupo IIIA y VA. Características de los mismos para la fabricación de microprocesadores. Semiconductores intrínsecos y extrínsecos. Dopado. Semiconductor tipo P y tipo N. Propiedades de los mismos según la teoría de bandas.

Compuestos orgánicos: Cadenas carbonadas abiertas y cerradas. Generalidades. Alcanos. Alquenos. Enlace π. Alquinos. Polímeros: su uso en la informática.


UNIDAD 7: Contaminación y riesgo laboral.

Contaminación: Uso de la electricidad en equipos de computación (efecto invernadero, lluvia ácida). Proceso de fabricación de microprocesadores (Freones, capa de ozono, solventes orgánicos).


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Riesgo laboral: emisión de radiaciones de monitores, scanner, etc. Ergonomía.

Condiciones del ambiente laboral (CO, CO2 y otros) Tiempo de desarrollo: 1 semana.

GUÍA DE PROBLEMAS Unidad 1: Revisión de conocimientos previos 1- Defina: átomo, molécula, sustancia simple (elemento), sustancia compuesta. 2- Defina la unidad mol 3- Calcule: a) número de moles de átomos de carbono presentes en un gramo de carbón. b) El número de moléculas de agua presentes en un gramo de hielo. c) El número de moles de ozono (O3) presentes en 16 g del gas.

4- Utilizando la tabla de aniones y cationes forme los siguientes compuestos: a) ácido sulfúrico b) hidróxido de zinc c) nitrato de calcio 5- Para cada una de las siguientes especies, determine el número de protones y el número de neutrones en el núcleo:

42He; 24 12Mg; 7935Br; 6329Cu;

2010Ne

6- ¿Qué significa el término isótopo? 7- ¿A qué se denomina número másico de un elemento?. ¿Qué relación guarda con el número atómico? 8- ¿Qué significa 1 mol de átomos de oxígeno? 9- ¿Cuántos gramos de Au hay en 15,3 moles del mismo? 10- ¿Cuál es la diferencia entre un átomo y una molécula? 11- ¿Cuántos átomos hay en 5,10 moles de azufre (S)? 12- ¿Cuántos átomos de hidrógeno hay en 25,6g de sacarosa o azúcar de mesa (C12 –H22O11)?. Idem para el carbono y oxígeno. 13- La plata (Ag) es un metal precioso utilizado principalmente en joyería. Cuál es la masa en gramos de un átomo de plata?


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Unidad 2: Estructura atómica

1- Enumere y describa brevemente los tipos de radiación que se sabe son emitidos por los elementos radiactivos. 2- ¿Cómo se puede desviar de su recorrido rectilíneo a los rayos catódicos?¿En que

tipo de aparato se utiliza este recurso? 3- Los paneles solares aprovechan el efecto fotoléctrico para transformar radiación en

energía acumulable. Explique este fenómeno. 4.- Los átomos excitados tanto térmica como eléctricamente son capaces de emitir

radiación (luz) ¿cómo se explica este proceso? Distinga los espectros de emisión de los de absorción.

5- Los números cuánticos son: n, I, m y s ¿Qué significado físico-químico tiene cada

uno de ellos? 6- Caracterice cada electrón del átomo de litio (Z = 3) y de berilio (Z = 4). 7- Dados los siguientes conjuntos de números cuánticos ver cuales son posibles.

Justificar la respuesta. n = 3 ; I = 2 ; m = 3 ; ns =-1/2 n = 4; l=2; m= l ; n s =+1/2

8- ¿ Cuántos electrones pueden acomodarse en cada uno de los siguientes subniveles: s, p, d, f ?

9- Escriba la configuración electrónica de los siguientes elementos: nitrógeno, flúor,

potasio y cloro. 10- ¿Cómo se genera un ión positivo (catión)? ¿Cómo es su radio iónico relativo en comparación con su radio atómico relativo? 11- Compare las propiedades físicas y químicas de los metales y de los no metales. 12- Indicar cuáles de los siguientes elementos son: metales, no metales, gases

inertes, ubicar cada uno en el grupo y período a que pertenecen: P, Ar, Br, Mg, Li, CI y N. ¿Cuáles tienen propiedades similares o análogas?

13- Ordene los elementos siguientes por comportamiento metálico: (J.S.R)

a) nitrógeno, boro, sodio, magnesio. b) Flúor, fósforo, cloro, plomo.


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14- ¿ Cómo cambia el radio atómico al desplazarse? (J.S.R)

a) de izquierda a derecha a lo largo de un período. b) de arriba hacia abajo en un grupo.

15 - ¿Por qué razón los elementos de la tabla periódica pueden ser ubicados en grupo? 16- ¿Cómo varía la electronegatividad relativa de los elementos de izquierda a

derecha? (J.S.R.) 17- Describa paso a paso qué sucede en un monitor tipo CRT mientras está en

funcionamiento. Problemas complementarios: 1- Sin consultar la tabla periódica, describa las casillas cuánticas de todos los gases

inertes, recordando que, a excepción del He, todos tienen una característica común en sus configuraciones electrónicas.

2- Escribir los cuatro números cuánticos de cada electrón de un átomo de S en su

estado fundamental. 3- ¿Qué hechos experimentales contribuyeron al conocimiento de la estructura atómica? 4- ¿Cuál fue la objeción al modelo planetario de Rutherford? 5- ¿Cómo explicó Einstein, utilizando la teoría cuántica, el efecto fotoeléctrico? 6- Describa el modelo atómico de Bohr. ¿Cuáles son las restricciones de esta teoría? 7- En un sistema de coordenadas cartesianas trace las formas de los tres orbitales p. 8- ¿Cómo se pone de manifiesto la diferente orientación que toman los orbitales por

acción de un campo magnético? ¿Qué número cuántico lo indica? 9- Completar los casilleros en blanco del siguiente cuadro:

Z A N° de neutrones

Configuración electrónica

N° de e- valencia

N° de niveles con e-

Grupo Período

7 1 S22s2 16 3 VI 6 1s22s22p1 17 3 VII


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Unidad 3: El enlace químico

1- Fundamente una razón de por qué los átomos se unen para formar moléculas. 2- Trazar las estructuras de Lewis para los compuestos iónicos BaO; CILi; KCI; MgF2 3- Indique en cual de los siguientes enlaces covalentes existe polaridad en los enlaces y

en las moléculas: CIH, Cl2, BrH, Br2Hg, CO2, H2O. 4.- Ordenar los siguientes compuestos según aumente el carácter iónico de sus enlaces:

SO3 ; H2O ; NH3 ; O2 5 - Con base a los datos de electronegatividad ordene los siguientes enlaces según

aumente su polaridad P-S, P-Cl, Si-Cl, Si-F, K-F, Na-Br, Li-S, C-I Marque los extremos (+) y (-) con los signos δ+, δ- De acuerdo con los datos de electronegatividad. ¿Qué enlace es iónico?. ¿Son no polares algunos de estos enlaces?

6- Dadas las siguientes moléculas: H2, Cl2, O2, N2 y NH4

+ indique que tipo de enlace se establece en ellas y représentelo mediante la estructura de Lewis.

7- ¿Cuántos pares de electrones no enlazantes hay en los átomos subrayados en estos

compuestos?

a) HBr, H2S, CH4 8- Usando el modelo de la repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia

predecir la geometría molecular de los siguientes ejemplos: CO2, H2O, NH3 y BF3

9- Represente la hibridación y la geometría molecular del C en el gas metano (CH4) 10- Determinar el estado de hibridación del átomo central (subrayado) en cada uno de

los siguiente compuestos: AlCl3 ; SO2 Determine la geometría de la molécula en cada caso. 11- Dar una razón de por qué la molécula del agua es polar y la del CI4C no. 12- ¿ Cómo influye el enlace puente hidrógeno en las propiedades del agua? 13 - ¿Cuál es la razón por la cual los metales son conductores?


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14- ¿Qué entiende por red cristalina? De ejemplos de cristales iónicos, covalentes,

moleculares y metálicos. ¿Qué diferencia existe entre ellos?. Problemas complementarios: 1) Indicar si los sig. compuestos son iónicos o covalentes :Justificar Cl2; HI; NaCl; MgO;

LiF. 2) Dar el número de electrones ganados o perdidos por los átomos en los sig.

compuestos iónicos: Ca Cl2 CaO 3) ¿Qué tipo de compuesto formarán el flúor y el calcio? Formular el compuesto. J.S.R 4) En condiciones ordinarias el flúor y el cloro son gases, el bromo es líquido y el yodo

es un sólido que sublima fácilmente, Explicar este comportamiento. 5) ¿Qué tipo de fuerzas intermoleculares hay que vencer para: a) fundir hielo; b) fundir

I2; c) disolver NaCl en agua; d) convertir amoniaco líquido en vapor ? 6) Indicar para cada pareja de sustancias la de mayor punto de ebullición: a) H2 y O2;

b) H2O y SH2; c) CO2 y N2 7) ¿Qué tipo de orbitales híbridos tienen una orientación geométrica que sea:

a) tetraédrica; b) trigonal plana; c) lineal

8) ¿Por qué es tan importante la presencia de momento dipolo en el agua? 9) ¿Qué tipo de iones forman los metales y que tipo de compuestos formarán al

reaccionar con un halógeno ? 10) ¿Cuáles de las siguientes especies son capaces de formar enlace hidrógeno entre

ellos mismos? C2H6, HI, KF, CH3(OH) 11) ¿Por qué en los compuestos iónicos no es correcto hablar de peso molecular? Unidad 4: Estados de la materia

Sólidos 1) De los sólidos presentes en la vida diaria, por ej. : sal de mesa (NaCI), azúcar

(C12H22O11), naftalina (naftaleno : C8H10), hielo, diamante, S8. Clasifíquelos según sus propiedades y lo empleos.

2) ¿por qué el vidrio es considerado un sólido amorfo y el aluminio no? 3) Para tallar (darle forma) a un diamante y conseguir mejor reflexión de la luz se

requieren utilizar determinados planos o ángulos de corte. ¿ Por qué?.


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4) El parabrisas de un automóvil suele ser polarizado (se lo cubre con un material óptimamente activo, capaz de polarizar la luz), a fin de evitar el " encandilamiento" . Explique cómo se consigue esto.

5) Cuando olvidas tu calculadora en la luneta del auto en un día de intenso calor, se

deteriora el visor de la misma. ¿ Puedes explicar por qué?. 6) Un operario comprueba que cuando se calienta un conductor de cobre por haber

elevado el voltaje disminuye la conducción de corriente.¿ Por qué? 7) En un circuito eléctrico,¿ puede ser reemplazado el Si (elemento semiconductor) por

un conductor (por ej.: cobre) de menor costo? J.S.R. 8) En una plancha eléctrica se coloca una lámina de mica sobre la resistencia eléctrica.

¿Cuál es la finalidad de esto? 9) Investiga cuál es la diferencia en la formación de la imagen entre el CRT y el LCD.

Líquidos 10) Explique cómo observa, en forma rápida, que un líquido es más viscoso que otro. 11) Ordene de manera creciente los puntos de ebullición de los siguientes sustancias:

agua, butanol (CH3CH2CH2CH2OH), CCI4. 12) Explique el funcionamiento de una olla a presión. 13) ¿Qué diferencias mas notables existen entre los líquidos y los sólidos? Gases 14) Una masa dada de un gas ocupa un volumen de 240 ml a una presión de 1,25

atmósferas. a) ¿Cuál será el cambio de volumen si la presión se llevara a 0,75 atm a la misma temperatura? b) ¿Cuál sería el volumen del doble de la masa dada del gas a esta última presión?

15) El volumen de una masa dada de un gas es de 360 ml a 15°C. ¿A qué temperatura

el volumen será de 480 ml, suponiendo la presión constante? 16) Una masa dada de un gas ocupa un volumen de 250 ml a 21°C y a una presión de

1,40 atm. ¿Para que presión el volumen será de 300 ml cuando la temperatura se eleve a 49°C?

17) ¿Cuántos moles de Oxígeno están contenidos en 10,0 litros del gas, a una presión

de 75,0 cm de mercurio y a una temperatura de 27°C, suponiendo un comportamiento ideal?


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18) Un recipiente de 1 litro se evacua desde una presión atmosférica de 740 mm a 10-6 mm de Hg a 20°C. Calcular a) el peso del aire extraído y b) el número de moléculas que quedan. (Peso molecular promedio del aire = 28,9).

19) ¿Cómo explica que una hoja de afeitar de acero (material más denso que el agua) flote sobre

la superficie del agua?

Soluciones 1) Defina los siguientes términos: a) soluto; b) solvente; c) solución; d) solubilidad;

e) solución saturada; f) solución sobresaturada; g) dilución; h) concentración. 2) Diga cuál de los siguientes estados del CINa podría conducir la electricidad:

a) Sólido; b) Fundido; c) En solución acuosa. 3) Explique porqué, los solventes con una constante dieléctrica alta, son mejores para

disolver sales. 4) La constante dieléctrica de los siguientes solventes es:

benceno (C6 H6) = 0 D agua (H2O) = 1,87 D tetracloruro de carbono (CI4C) = 0 D amoníaco liquido (NH3) = 1,46 D Prediga la solubilidad de: a) Bromo (Br2) en los solventes anteriores; b) Cloruro de sodio (NaCI) en los solventes anteriores.

5) Describa los factores que afectan la solubilidad de un sólido en un líquido. 6) Observando las siguientes curvas de solubilidad que representan a las sales que

llamaremos a y b: a) A 20°C.¿ Cuál de las dos sales es más soluble ? b) Si se trata de disolver 80 g de la sal a 40°C en 100 g de agua ¿ el sistema que resulta

es homogéneo o heterogéneo? c) ¿A que temperatura las dos sales presentan la misma solubilidad?


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7) Cuál es el efecto de la presión en la solubilidad:

a) de un gas en un líquido? b) de un sólido en un líquido?

8) ¿Por qué el aumento de la temperatura de los ríos es perjudicial para la vida acuática? 9) En base a su conocimiento, ¿cómo explica la formación de burbujas cuando se abre

una botella de champagne? 10) Una muestra de 1,2 g de una sal se disuelven en 15,10 g de agua para dar una

solución saturada a 25 °C. Cuál es la solubilidad de la sal (g de sal/100 g de agua). 11) Calcule el % en masa de soluto (%P/P) en cada una de las siguientes soluciones

acuosas: a) 5,50 g de NaBr en 78 g de solución. b) 31 g de KCI en 1,52 g de agua

12) ¿Qué cantidad de g de agua se deben agregar a 25 g de glucosa, para obtener una

solución de: a) 35% P/P b) 20% P/P

13) Una solución contiene 60 ml de alcohol y 40 ml de agua . Exprese la concentración

de la solución en % V/V (Justifique la respuesta) 14) Calcule la molalidad y la fracción molar de una solución que contiene:

a) 8 g de Na2SO4 en 50 g de agua. b) 15 g de KCI en una solución al 10% P/P. c) 50 g de sacarosa C 1 2 H22O11 en 0,5 Kg de agua.


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d) 300 g de NaCl en 1,5 Kg de solución.

15) Calcular la molaridad de una solución que contiene:

a) 0,5 moles de soluto en 750 ml de solución. b) 40 g de KOH en 2 litros de solución. c) 240 g de NaCIO en 5 litros de solución.

16) ¿Qué cantidad de gramos de soluto son necesarios para preparar :

a) 1 litro de solución 0,3 M de HCI? b) 500 ml de una solución 2 M de MgCl2? c) 250 ml de una solución 0,01 M de NaNO3?

Problemas complementarios 17) Un terrón de cloruro de sodio (sal común) es duro, quebradizo y no conductor. ¿En

qué tipo de sólido lo clasificaría? 18) Los sólidos tienen presión de vapor, algunos como el yodo y el naftaleno subliman

fácilmente. ¿En qué tipo de sólidos los encuadraría? 19) Diga qué entiende por presión de vapor de un líquido. 20) Explique cómo mediría la presión de vapor de un líquido. 21) Comente la diferencia entre evaporación y ebullición. 22) Una cantidad de gas ideal que pesa 1,531 g ocupa un volumen de 612 ml a 10°C y 2 atm de presión. ¿A qué presión, en cm de mercurio, 0,218 g de este gas ocupará un volumen de 150 ml a 25°C? 23) Un globo de un millón de litros de capacidad se llenó con helio a 770 mm de

presión a 27°C. Luego del ascenso la temperatura cayó a -13°C mientras que la presión exterior descendió a 125 mm. ¿Qué peso de helio debería liberarse a fin de mantener constante el volumen del globo?

24) ¿Dónde demandará mayor tiempo la cocción de un huevo de gallina: al pie de un

cerro o en la cima del mismo? Justifique su respuesta. Unidad 5: Cinética y Equilibrio químico 1) ¿Cuáles son las unidades de la velocidad de reacción? ¿Cuáles son las unidades de

la constante de velocidad? 2) La ley de velocidad para la reacción:

NH4+ (ac) + NO2

- (ac) N2 (g) + 2 H2O (l)


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Está dada por: velocidad = k [NH4+]. [NO2

-] A 25°C la constante de velocidad es 3.10-4 /M.seg Calcule la velocidad de la reacción a esta temperatura si [NH4

+] = 0,26 M y [NO2]= 0,08M

3) ¿Qué efecto produce el incremento de la temperatura sobre la ley de velocidad obtenida experimentalmente?

4) Diga por qué es imposible que un catalizador afecte la concentración (o presión) de las

especies participantes en un sistema que se halla en equilibrio. 5) ¿Cómo afecta la presencia de un catalizador la velocidad de reacción? 6) Distinga entre catalizador positivo y catalizador negativo. Proponga ejemplos. 7) Explique que entiende por equilibrio dinámico. 8) ¿Cuál es la diferencia entre un equilibrio homogéneo y uno heterogéneo? Dé un

ejemplo de cada uno. 9) Formule la ecuación Kc y Kp, si es el caso, para cada una de las siguientes

reacciones a) H2O (g) + C (s) H2 (g) + CO (g)

b) 3 O2 (g) 2 O3 (g)

c) 2 HgO (s) 2 Hg (l) + O2 (g)

d) H2S(g) + NH3 (g) NH4SH (s)

e) CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g)

10) La constante de equilibrio de la reacción:

2 CIH (g) H2 (g) + Cl2 (g)

es 4,17.10-34 a 25°C. ¿Cuál es la constante de equilibrio para la reacción

H2 (g) + Cl2 2 CIH (g) a la misma temperatura?

11) Un análisis indica que hay 2,50 moles de H2, 1,35.10-5 moles de S2 y 8,70 moles de H2S

en un recipiente de 12 litros, para el siguiente proceso:

2 H2 (g) + S2 (g) 2 H2S (g)


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Calcule la constante de equilibrio Kc.

12) ¿Qué efecto tiene un aumento de presión sobre cada uno de los siguientes sistemas en

equilibrio, si se mantiene constante la temperatura?

a) A (s) 2 B (s)

b) 2A (l) B (l)

c) A (s) B (g)

d) A (g) B (g)

e) A(g) 2B (g)

13) Un recipiente de reacción contiene NH3, N2 e H2 en equilibrio a determinada temperatura. Las concentraciones en equilibrio son: [NH3] = 0,25 M; [N2] = 0,11 M y [H2] = 1,91 M. a) Calcule la constante de equilibrio Kc para la síntesis de amoníaco si la reacción se representa mediante cada una de las siguientes ecuaciones: • N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g)

• ½ N2 (g) + 3/2 H2 (g) NH3 (g)

b) Si estas reacciones son exotérmicas, ¿ cómo afectaría al equilibrio un aumento de la temperatura?

c) Alcanzado el equilibrio en la reacción de formación del NH3 , se agrega al sistema una cantidad determinada de N2 , manteniendo la temperatura constante, explique ¿qué sucederá con el equilibrio?

14) Cuando se agregan unas gotas de limón a una taza de té, éste se decolora debido a

la presencia de ácido cítrico en el jugo de limón. Si se agregaran unas gotas de ácido muriático (HCI comercial), se observa el mismo fenómeno. Explique en base a la teoría de Arrhenius ¿por qué sucede esto?

15) Como se expresa el producto iónico del H2O. ¿Cuál es su valor a 25°C? 16) Escriba sobre la línea la palabra ácida, básica o neutra, según corresponda

a) pOH > 7, la disolución es .............................. b) pOH < 7, la disolución es ............................. c) pOH = 7, la disolución es .............................

17) Calcule:


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a) [OH-]

b) [H3O+] c) pH de una solución acuosa de K O H 0,025 M.

EJERCICIOS COMPLEMENTARIOS 1) Formule la ecuación Kc y Kp , si es el caso, para cada una de las siguientes

reacciones

a) CaCO3 (s) + H+ (ac) HCO3- (ac) + Ca+2 (ac)

b) PCL5 (g) PCl3 (g) + Cl2 (g)

c) N2O4 (g) 2NO2 (g)

2) Para el siguiente sistema en equilibrio:

SO2 (g) + Cl2 (g) SO2Cl2 (g)

Prediga cómo cambiará la presión si a) se agrega Cl2 al sistema b) se retira SO2Cl2 c) se elimina SO2 del sistema. La temperatura permanece constante.

3) La siguiente reacción:

N2 (g) + O2 (g) 2NO (g)

Si las presiones en equilibrio del N2, 02 y NO son 0,15 atm, 0,33 atm y 0,50 atm, respectivamente, a 2200°C. ¿Cuál es la Kp?

4) Debajo de las siguientes ecuaciones químicas aparecen las respectivas concentraciones (en moles por litro) correspondientes al estado de equilibrio. Escriba la expresión de la constante de equilibrio y calcule Kp en cada caso: a) A + 2 B C 1,00 2,00 0,50 b) A + B + 2C 3D

0,0115 1,05 2,05 0,0525 5) El pOH de una disolución es 9,40. Calcule la concentración de iones hidrógeno en la

misma.


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6) Calcule [H+], [OH-], [Cl-] o [Na+], pH y pOH, suponiendo disociación total de una

solución de: a) HCI 0,13 M b) NaOH 0,25 M

7) Calcule la [OH-] y [H+] para las siguientes disoluciones:

a) pH = 2 b) pOH = 13 c) pH = 4,4

Unidad 6: Introducción a la química inorgánica y orgánica 1) ¿Cuales son los principales usos del silicio y el germanio? 2) Explique qué características debe tener un elemento químico para actuar como:

a) impureza donadora b) impureza aceptora

3) Determine si el Si formará un semiconductor tipo n o tipo p cuando se lo dopa con los siguientes elementos: Ga, Sb, Al y As.

4) Explique mediante la teoría de la banda de conductividad porque el germanio se

comporta como semi-conductor y el níquel como conductor. 5) ¿Cómo varía la concentración de portadores positivos en un semiconductor

intrínseco al doparlo con átomos de boro? Justifique su respuesta. 6) Compare las concentraciones de portadores de carga positivos y negativos en los

distintos semiconductores. (J.S.R): a) extrínseco tipo p b) intrínseco c) extrínseco tipo n

7) Explique que entiende por polímero. 8) Busque información de los diferentes polímeros que Ud. puede encontrar en su P.C. Unidad 7: Contaminación y riesgo laboral 1- Menciona tres tipos de radiaciones que pueden producirse en el tubo de rayos

catódicos y cuáles son las no recomendables para un tubo de monitor. Explica por qué.

2- Indica influencias indirectas en la contaminación del medio ambiente en el uso de las

computadoras.


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3- ¿Cuál es el inconveniente de no trabajar en un sitio que no posea renovación del aire? 4- Investigue cuáles son las modificaciones al medio ambiente que producen las

centrales eléctricas cuando usan el caudal de un río como medio de enfriamiento. 5- Investiga qué tipo de contaminación producen las fábricas de microchips. ¿Qué

medidas tomaría para la prevención y/o disminución de la contaminación?


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ingeniería en sistemas de información-2007 · catedra de quimica general condiciones de...

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