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INTRODUCCION
Este texto es para estudiantes que llevan el curso de “ principios de química “ que se
imparte en la preparatoria abierta, el objetivo al preparar esta es presentar la química de
una manera entendible y significante para estudiantes que se inician en ella. Se intenta
proporcionar a los estudiantes la teoría necesaria para poder resolver problemas y realizar
algunas aplicaciones en el aula de clases.
Hace 30 años la palabra Químico hacia pensar en un individuo que trabajaba
afanosamente en el laboratorio, con tubos de ensaye y matraces, hoy en día no es así, los
químicos de la actualidad pueden pasar horas frente a una computadora estudiando la
estructura y las propiedades de las moléculas, la química es muy extensa por lo que se le ha
divido en formas mas especificas, por ejemplo: química analítica, fisicoquímica, etc.
La química ha llegado a ser una ciencia interdisciplinaria, y a la fecha ningún trabajo
científico le es ajeno, muchas de las modernas incógnitas de la medicina y la biología están
siendo exploradas a nivel de átomos y moléculas, que son los bloques fundamentales de la
materia y en lo que basa su estudio la química. Algunas de las actividades de los químicos
son:
Diseño y síntesis de fármacos para combatir enfermedades.
El gobierno hace uso de los químicos para estudiar el problema de la contaminación
de los recursos: agua, suelo y atmósfera.
Las industrias para el diseño de los equipos industriales. Y nuevas técnicas de
producción.
Como cualquier otra disciplina o área, es necesario aprender vocabulario técnico
( tecnicismos) antes de iniciar el estudio de los principios y las leyes de la química
ELABORO:
ING. DAGOBERTO ARCE CORDOVA
1
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INTRODUCCION A LOS PRINCIPIOS DE QUIMICA
UNIDAD I:
ENERGIA
La energía es la capacidad para producir un trabajo existe en diferentes formas; mecánica,
térmica, eléctrica, electromagnética, sonora, química, y potencial. si se utiliza energía para
mover un objeto de un lugar a otro, se ha efectuado un trabajo mecánico.
T= trabajo ( J)
F = fuerza (N)
d = distancia (m)
T=F d
dos elementos esenciales para describir el movimiento de un cuerpo son las distancias y el
tiempo:
d = distancia (m)
T = tiempo (s)
d
R=
R = rapidez (m/s)
t
Cuando además la rapidez se da la dirección a este se le conoce como velocidad.
la aceleración es el cambio de velocidad con respecto al tiempo, si la velocidad disminuye
la aceleración es negativa y viceversa.
a = aceleración (m/s²)
Vf = velocidad final (m/s)
Vi = velocidad inicial (m/s)
t = tiempo (s)
a = VF-VI
t
INERCIA:
es la resistencia que oponen lo s cuerpos, el cambio de estado. (movimiento o reposo)
MASA:
es la medida cuantitativa de inercia.
LEYES DE NEWTON:
PRIMERA LEY DE NEWTON ( INERCIA)
2
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todo cuerpo permanece en su estado de reposo o movimiento rectilíneo uniforme, siempre
que las fuerzas externas no lo obligan a cambiar ese estado.
SEGUNDA LEY DE NEWTON ( FUERZA)
el cambio en el movimiento es proporcional a la fuerza y dicho cambio se produce la
dirección de la línea recta a 20, largo de la cual actúa la fuerza.
F = fuerza (N)
m = masa (Kg.)
a = (m/s²)
1N= 1kg.m/s²
F = m.a
TERCERA LEY DE NEWTON ( ACCION Y REACCION)
la fuerza que un cuerpo ejerce sobre otro debe tener igual magnitud y dirección opuesta a
la que el segundo ejerce sobre el primero .
FUERZA Y ATRACCION:
es la fuerza con que dos cuerpos se atraen mutuamente.
F=
F = fuerza (N)
m1= masa del cuerpo 1 (Kg.)
m2= masa del cuerpo 2 (Kg.)
d = distancia entre m1 y m2
g = constante gravitacional 6.67X10⎯11 Nm²
kg²
G m1m 2
d2
MEDICION DE LA MASA:
las masas se comparan estableciendo la diferencia entre sus pesos
PARA EQUILIBRAR LA BALANZA ES NECESARIO:
L1m1 = L 2 m 2
IMPULSO O IMPETU:
Es el producto de la masa y la velocidad de un cuerpo
I = impetu (kg .m/s)
m = masa (Kg.)
I= m.v
3
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v = velocidad (m/s)
ENERGIA CINETICA:
Es la energía que posee un cuerpo, debido al movimiento, sabemos que un cuerpo esta en
movimiento cuado su velocidad es diferente de cero
Ec =
Ec = energía cinética ( J )
m = masa (Kg.)
V = velocidad (m/s)
Nm= J
1
m V2
2
ENERGIA POTENCIAL:
Es la energía que posee un cuerpo, debido a su altura, con respecto a un nivel de referencia.
Ep = energía potencial ( J)
m: masa (Kg.)
g: fuerza de gravedad (9.8 m/s²)
h: altura (m)
Ep = m g h
CALOR:
es la cantidad de energía que presenta un cuerpo, su unidad de medida es la caloría.
CALORIA:
es la cantidad de calor que se requiere para aumentar la temperatura de un gramo de agua
en 1˚c
ESCALAS DE TEMPERATURAS
Existen tres formas de expresar la temperatura : Kelvin(˚K), Centígrados o Celsius (˚C),
Fahrenheit (˚F).
FOMULAS:
PERMITE CONVERTIR
˚C = ˚K – 273
˚K → ˚C
˚K =˚C + 273
˚C → ˚K
5 (º F − 32)
9
9
ºF =
º C + 32
5
˚F → ˚C
ºC =
˚C → ˚F
ENERGIA QUIMICA.
4
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Es la energía que se encuentra almacenada en al sustancias.
FUERZA ELECTRICA:
Es el flujo de electrones de un punto a otro.
VOLUMEN:
Es el espacio que ocupa un cuerpo.
DENSIDAD:
Es la cantidad de masa contenida en una unidad de volumen
p =
p = densidad (Kg. /lt)
m = masa (Kg.)
V = volumen (lt)
m
V
Si dos sustancias se mezclan , la sustancia mas densa precipita al fondo del recipiente.
UNIDAD II:
LOS ATOMOS Y LOS ELEMENTOS.
MATERIA:
Es todo lo que ocupa un lugar en el espacio y tiene masa
ATOMO:
Es la partícula mas pequeña de un elemento. es a formado por: electrones (e⎯), protones
(p+) y neutrones (n)
MODELOS ATOMICOS:
MODELO DE THOMSON:
Un átomo debe tener la suficiente carga positiva en algún punto, para neutralizar las cargas
negativas de los electrones presentes y que los electrones deben estar girando alrededor del
núcleo, a este modelo se le dad el nombre de “ budín de pasas”.
MODELO DE RUTHERFOR:
Propuso que toda la masa de un átomo y la totalidad de la carga positiva estaban
concentradas en el centro del átomo(núcleo). y que alrededor del núcleo a cierta distancia
de el , se encontraban los electrones que hacían al átomo eléctricamente neutro.
MODELO BOHR:
Postulo que el átomo esta constituido por diferentes niveles de energía y que si un electrón
absorbe energía sube de nivel, por lo contrario si el electrón libera energía baja de nivel.
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ESPECTRO DEL ATOMO DE HIDROGENO
ORBITAL ATOMICO:
Es la zona del atomo en donde existen probabilidades de encontrar un electron.
NIVEL DE ENERGIA:
Es al orbita en la cual giran los electrones , alrrededor del nucleo y cada uno se divide en
subnivelles que se denotan por s,p,d,f.
SUBNIVEL
NUMEROS DE LECTRONES
NUMEROS DE ORBITALES
s
1–2
1
p
1–6
3
d
1 – 10
5
f
1 – 14
7
6
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COFIGURACION ELECTRONICA.
Es la distribucion mas probable y estable de los electrones en el nucleo. La configuracion
electronica se realiza con la siguiente grafica. y con el numero atomico del elemento.
EJEMPLO :
La configuracion electronica de Na con numero atomico de 11, es:
1S², 2S², 2P6 ,3S1
1S
2S
2P
3S
LEY PERIODICA:
Entre los elementos químicos ,las propiedades características son funciones periódicas de
sus numero atómicos al acomodar los elementos en la tabla periódica algunos elementos de
mayor numero atómico tienen propiedades similares a los de bajo numero atómico.
PROPIEDADES FISICAS DEL AGUA :
Son las que se pueden observar y medirse sin introducir un cambio químico; color, olor,
brillo, punto de ebullición y fusión, estado físico.
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CAMBIO QUIMICO:
Es el reacomodo de electrones en relación a los núcleos atómicos , tienen como
característica principal el cambio en la composición y la aparición de nuevas sustancias.
MOL:
Unidad de medida que corresponde a la cantidad de sustancia
n=
n = numero de moles (mol)
m = masa (gr)
PM = peso molecular ( gr/mol)
m
PM
RADIACTIVIDAD:
Es la emisión de partículas alfa, beta y gamma.
REACCIONES NUCLEARES:
Es el resultado de la desintegración de un elemento radiactivo para formar otro mas estable.
238
92
234 Th + 4 He
90
2
VIDA MEDIA:
Es el tiempo que se requiere para que la desintegración de la mitad de una cantidad inicial
de material radiactivo:
ELEMENTO
ISOTOPO
VIDA MEDIA
POTACIO
40 K
19
222 RN
86
226 Ra
88
234 Th
90
230 Th
90
235 U
92
238 U
92
200 MILLONES DE AÑOS
RADON
RADIO
TORIO
URANIO
3.82 DIAS
1590 AÑOS
25 DIAS
80 000 AÑOS
800 MILLONES DE AÑOS
4700 MILLONES DE AÑOS
SERIE DE DESINTEGRACION RADIACTIVA.
Es la serie de isótopos por lo que un elemento radiactivo pasa hasta llegar a un elemento
estable.
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EJEMPLO:
Principiando con el 238U hay toda una serie de desintegraciones radiactivas hasta llegar al
isótopo mas estable de esta serie que es el 206 Pb.
UNIDAD III
LAS SUSTANCIAS Y EL CAMBIO.
LEYES DE LA COMBINACION QUIMICA.
1.- LEY DE LA CONSERVACION DE LA MASA ( A. LOVOISIER):
En los cambios químicos se conserva la totalidad de la masa, es decir, la materia no se crea
ni se destruye en los cambios químicos , solo se transforma.
2.- LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS. (J.L. PROUST):
En una sustancia pura, los elementos siempre se combinan en las mismas proporciones de
peso, sin que influya de donde se obtuvo la sustancia original.
3.- LEY DE LAS PROPORCIONES MULTIPLE ( J. DALTON):
Si dos elementos forman mas de un compuesto, los diferentes pesos de uno que se puede
combinar con el mismo peso del otro, están en una proporción de números enteros
pequeños.
TORIA DE DALTON.
1. la materia esta compuesta de átomos.
2. los átomos son indestructibles y las reacciones no son mas que un reacomodo de ellos.
3. todos los elementos de un átomo son iguales en lo que respecta a peso y a otras
propiedades.
4. los distintos elementos se componen de diferentes tipos de átomos , cuya principal
diferencia reside en sus pesos.
5. en formación de un compuesto a partir de sus elementos, un numero definido aunque
pequeño de átomos de cada elemento se une para formar las particulares compuestas.
ECUACIONES QUIMICAS:
Es al representación de una reacción química, mediante el uso de los símbolos y formas de
las sustancias que participan, para que una ecuación este balanceada es necesario que
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exista el mismo numero de átomos en ambos lados de la ecuación, con respecto a un
elemento.
PESO MOLECULAR O PESO FORMULA:
Es la suma de los pesos atómicos de los elementos que aparecen en la formula.
EJEMPLO:
H = 2(1)
H2 SO4
S = 32
O = 4 (16)
98gr/mol
ESTADO DE LA MATERIA :
SÓLIDO:
Tiene forma y volumen fijos, el espacio intermolecular es muy pequeño, debido a que las
fuerzas de atracción son mayores que las fuerzas de repulsión.
LIQUIDO:
Tiene volumen fijo, pero la forma del recipiente que los contiene.
GAS:
No tiene forma definida y ocupa el espacio intermolecular en grande debido a que las
fuerzas de repulsión son mayores que las fuerzas de atracción.
SI AUMENTA LA PRESION
SÓLIDO
LIQUIDO
GAS
SI AUMENTA LA TEMPERATURA
TORIA CINETICA:
Un gas consta de un numero extremadamente grande de partículas diminutos en estado de
movimiento constante caótico y totalmente al azar.
LEY DE BOYLE:
Si se aumenta la presión a un peso dado de gas y se mantiene a temperatura constante, su
volumen disminuye:
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T= CONSTANTE
↑P → ↓ V
LEY DE CHARLES GAY-LUSSAC.
Para un peso dado de gas, manteniendo a presión constante el volumen aumenta con la
temperatura.
p = constante
↑T → ↑V
LEY DEL GAS IDEAL:
PV= n RT
p = presión (atm)
n = números de moles (mol)
R = constante universal de los gases
V = volumen (lt)
T = temperatura (k)
lt atm
R = 0.082
º K mol
ENERGIA TOTAL.
la unidad de medida utilizada para la energía, es la caloría. y es el calor necesario que se
le debe aplicar a un gramo de agua, para elevar en un grado centígrado su temperatura.
E total = E sistema TOTAL + E interna
FORMAS EN QUE UN SISTEMA PUEDE GANAR O PERDER ENERGIA.
A trabes de trabajos mecánicos, por la transferencia de calor y por procedimientos
eléctricos.
TERMODINAMICA.
“ termo” significa calor y “dinámica” movimiento, por lo que la termodinámica estudia la
transferencia de calor entre un sistema y el medio que lo rodea.
LEY CERO DE LA TERMODINAMICA (EQUILIBRIO TERMICO)
Dos sistemas en equilibrio con un tercero, guardan equilibrio entre si. se alcanza el
equilibrio cuando la temperatura de dos sistemas alcanzan el mismo valor constante.
PRIMERA LEY DE LA TERMODINAMICA.
El cambio en la energía interna de un sistema, es la diferencia, entre el calor absorbido del
medio ambiente y el trabajo realizado sobre dicho medio.
los sistemas pueden proporcionar o absorber calor y producir o recibir un trabajo.
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positiva: cuando el sistema absorbe calor
q
negativa: cuando el sistema pierde calor
positiva: cuando el sistema efectúa un trabajo
w
negativa: cuando el trabajo se efectúa sobre el sistema
se expresa mediante la ecuación.
ΔΕ=q-w
ΔE = ENERGIA INTERNA
q = CALOR
W = TRABAJO
ENTALPIA:
Es la suma de energía, interna y el trabajo de presión-volumen; se expresa:
H = ENTALPIA
H = E + PV
E = ENERGIA INTERNA
P = PRESION
V = VOLUMEN
Cuando un sistema pierde entalpía es negativa y se dice que el proceso es exotérmico.
Cuando el sistema gana entalpía, es positiva y se dice que el proceso es endotérmico.
PRESION DE VAPOR.
Es la presión que ejercen las moléculas al escapar de la superficie de un liquido. se pueden
presentar las siguientes situaciones.
Pv = Patm
Pv > PATM
Pv < PATM
→ ocurre en la ebullición
→ vapor
→ liquido
EQUILIBRIO DINAMICO.
Se presenta cuando el numero de moléculas que pasa liquido a vapor, queda perfectamente
equilibrado el numero de moléculas que regresan al liquido.
CAMBIO DE ESTADO:
Para pasar de un estado a otro, es necesario quitar o suministrar calor, y quitar o
proporcionar presión.
SOLIDIFICACION
SÓLIDO
FUSION
CONDENSACION
LIQUIDO
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EVAPORACION
GAS
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SUBLIMACION
Para pasar un gas a liquido, es necesario quitar calor, (condensación) o proporcionarle
presión (licuefacción).
CALOR DE FUSION.
Es el calor necesario para cambiar un sólido al estado líquido.
CALOR DE EVAPORACION.
Es el calor que se necesita para convertir un liquido en vapor.
UNIDAD IV
LAS SUBSTANCIAS Y LA ESTRUCTURA, ENLACES QUIMICOS.
Las propiedades, que pueden tener un compuesto quedan determinadas, por su estructura,
es decir, de la forma en que enlazan los elementos.
mezcla: combinación de dos o mas sustancias, en las que se conservan las propiedades
originales, pueden separarse por procedimientos físicos. y pueden ser homogéneas o
heterogéneas
COMPUSESTO:
Es la combinación de dos o mas átomos de diferente numero atómico, en proporciones
fijas, pueden separarse por método químicos (reacciones).
ELEMENTO:
Sustancias que por métodos químicos no se pueden separar en sustancias mas sencillas,
están formados por átomos del mismo numero atómico.
⎧
⎧Homogenea → Composicion uniforme
⎪
⎪
⎪Mezclas ⎨
⎪Heterogenea → Composicion no uniforme
⎪
⎩
⎪⎪
Sustancias ⎨
⎪
⎧Elementos
⎪
⎪
⎪Sustancias puras⎨
⎪
⎪Compuestos
⎪⎩
⎩
ECUACIONES QUIMICAS:
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Es la representación mediante el símbolo de las sustancias que reaccionan y de las que se
forman.
ENLACE QUIMICO.
Es la fuerza de atracción que mantiene unidos a los diferentes átomos de un compuesto.
ION:
partícula cargada que se forma cuando un átomo neutro o conjunto de átomos, ganan o
pierden uno o mas electrones.
CATION → partícula con carga positiva → perdió electrones
ANION → partícula con carga negativa → gano electrones
COMPUESTOS IONICOS:
Es cualquier compuesto neutro, que contiene cationes y aniones como el cloruro de sodio,
ioduro de aluminio, etc.
PROCESOS REDOX (OXIDO-REDUCCION).
oxidación: es la de uno o mas electrones.
reducción: es la ganancia de uno o mas electrones.
OXIDACION
-α
|
-3
|
-2
|
-1
|
0
|
1
14
|
|
2
3
α
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REDUCCION
EJEMPLO:
2N˚a + Cl˚2 → 2 Na+1 Cl-1
Na → se oxido, por lo que es el agente reductor
Cl → se redujo, por lo que es el agente oxidante.
CARACTERISTICAS DE LOS COMPUESTOS IONICOS.
a) se caracterizan por tener un sistema cristalino.
b) altos puntos de fusión y ebullición
c) conduce electricidad, solo si están disueltas.
LEY DE HESS.
Establece que el calor producido o absorbido a presión constante en una reacción química,
es el mismo sea cual sea, el método seleccionado para efectuar ese cambio.
NOMBRE Y FORMULA DE CATIONES Y ANIONES MAS COMUNES.
CATION
ANION.
aluminio… ..Al+3
bromuro………...Br-1
bario……….Ba+2
carbonato……... CO-23
calcio……...Ca+2
bicarbonato…….HCO3-1
cinc………...Zn+2
clorato………….ClO-13
cobaltoso…..Co+2
cloruro………….Cl-1
cuproso…….Cu+1
cromato………...Cr2O-27
cuprico……..Cu+2
dicromato……….Cr2O-27
cromico…….Cr+3
dicromato……..Cr2o7-2
hidrogeno…...H+
fosfato…………..PO4-3
plumboso…...Pb+2
fluoruro……...….F-1
potasio…..….K+1
nitrato…………..NO3-1
sodio………..Na+1
nitrito………..…NO2-1
litio……….…Li+
permanganato….MnO4sulfato………….SO4-2
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SUSTANCIAS COVALENTES:
Los compuestos covalentes son aquellos que se originan por las comparticion de dos
electrones entre dos átomos. Cuando dos átomos están unidos por un par de electrones, se
presenta un enlace sencillo, pero cuando comparten 2 o mas pares de electrones, se forman
los enlaces múltiplos.
MOLECULAS POLARES:
Es la propiedad que presentan, de orientarse, se presentan cuado las cargas positivas y
negativas no coinciden.
ELECTRONEGATIVIDAD:
Es la habilidad de un átomo para atraer hacia si, los electrones de un enlace covalente.
ENLACE COVALENTE COORDINADO:
Es aquel en el cual ambos electrones compartidos son suministrados por el mismo átomo.
algunos compuestos que presenta este tipo de enlace son: el agua , ion amonio, el
tetracloruro de carbono, y el ácido sulfúrico.
ENLACE METALICO:
Son iones positivos unidos por un “mar de electrones”
AFINIDAD ELECTRONICA.
Es el cambio de energía que ocurre cuando un átomo neutro adquiere un electrón y depende
de la colocación de la orbita externa.
IONICAS:
COVALENTES:
En solución no conducen corrientes
eléctricas.
En solución conduce corriente eléctrica.
La mayoría son solubles en agua
Muy pocos son solubles en agua
Poco solubles en solventes orgánicos, como
el benceno, tetracloruro de carbono, éter, etc.
La mayoría son solubles en solventes
orgánicos.
Todos son sólidos a temperatura ambiente.
Incluye a todos los gases, líquidos y algunos
sólidos.
ejemplos:
cloruro de sodio
sulfato de sodio
carbonatos y bicarbonatos
oxido metálicos
Ejemplos:
agua
alcoholes
grasas
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perfumes
VALENCIA O NUMEROS DE OXIDACION:
La valencia es el poder que tiene u elemento para combinarse con otro y se determinan
mediante las siguientes reglas.
1. En los elementos libres ( no combinados), cada átomo tiene un numero de oxidación de
cero.
2. Para los iones compuestos de un solo átomo, el numero de oxidación es igual a la
carga del ion. los metales alcalinos tienen números de oxidación de +1 y los
alcalinotérreos de +2.
3. En la mayoría de los compuestos es oxigeno trabaja con -2 y el hidrogeno con +1.
4. El fluor tiene un numero de oxidación de -1 en todo sus compuestos y los otros
halógenos tienen valencias negativas.
5. En una molécula neutra, la suma de los números de oxidación de todos los átomos debe
ser cero.
UNIDAD V
LAS SOLUCIONES Y LAS DISPERSIONES COLOIDALES.
SOLUCION:
Es una mezcla uniforme y estable de partículas, sumamente pequeñas de dos o mas
sustancias. Soluto: es la sustancia que se disuelve y el Solvente: es la sustancia en la cual
se disuelve
Sus principales características son: diámetro de las moléculas 0.5 a 2.5 A˚, no
sedimentan, transparente , no son filtrables y son homogéneas ( A˚= angstrom = 1x10-8
cm )
ejemplos:
sólido de liquido…………………………………azúcar en agua
gas de gas………………………………………...aire
gas en liquido……………………………………..bebidas gaseosas
SUSPENSIÓN COLOIDAL.
Es una mezcla con las siguientes características: diámetro de las moléculas 10 a 1000 A˚,
no es filtrable, opaca y no sedimenta; es le limite entre homogénea y heterogénea.
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ejemplo:
humo………………………..polvo en el aire
aerosol…………….……….niebla, bruma, nubes.
PROPIEDADES DEL AGUA.
Puente de hidrogeno.
Es una fuerza de atracción entre cargas parciales opuestas, el átomo de hidrogeno es como
un puente que va al átomo de oxigeno de una molécula distinta.
Constante dieléctrica.
El agua es un medio disolvente capaz de reducir las fuerzas de atracción entre particulares
de cargas opuestas, la medida de reducción es la constante dieléctrica.
Tensión superficial:
Es la formación de una membrana, delgada, invisible y elástica que cubre la superficie del
agua, debido a la alta polaridad de las moléculas del agua.
Hidratos:
Son sustancias químicamente puras que contienen moléculas de agua retenidas, de manera
mas o menos firme, en proporciones definidas. ejemplo:
CuSO4. 5H2O……sulfato de cobre, pentahidratado.
HIDRATACION:
Proceso en el que un ion o molécula se rodea de moléculas de un solvente mediante una
interacción ion-dipolo.
METODOS CUALITATIVOS PARA EXPRESAR LAS CONCENTRACIONES.
solución saturada:
Se presenta cuando una solución contiene la máxima cantidad de soluto.
solución diluida.
Es aquella que contiene una cantidad muy pequeña de soluto por unidad de volumen.
solución concentrada.
Es una solución casi saturada, pero la expresión se utiliza para las soluciones que pueden
contener grandes cantidades de soluto.
solución sobre saturada:
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Es aquella que ya no acepta mas soluto presentándose la precipitación de estos.
METODOS CUANTITATIVOS PARA EXPRESAR LAS CONCENTRACIONES.
molaridad:
Es el numero de moles de soluto por litro de solución
M=
n
V
M = molaridad (mol/lt)
n = numero de moles (mol)
V = volumen (lt)
Porcentaje peso-volumen
Es el peso del soluto por unidad de volumen, es decir el numero de gramos de soluto en
100 cc de solución.
ejemplo:
una solución de glucosa al 10%, tiene 10gr de glucosa en 100 cc de solución.
partes por millón (ppm).
Es las partes de soluto por millón de partes del solvente. si el solvente es el agua:
significa miligramos por litro (mg/lt).
PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS SOLUCIONES:
Son las propiedades que dependen del numero de partículas de soluto en la solución y no de
la naturaleza de estas partículas
y son:
a) reducción de la presión de vapor:
la presión de vapor en equilibrio se reduce debido a la presencia de partículas no
volátiles del soluto.
b) reducción del punto de congelación.
el punto de congelación disminuye con la presencia de partículas de soluto en la
solución.
c) presión osmótica y osmosis.
es el flujo de solvente que va en una solución diluida hacia una mas concentrada,
atravesando una membrana semipermeable.
d) presión osmótica.
es la presión que se necesita para evitar que se manifieste la osmosis.
DIALISIS:
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Es le flujo neto de soluto y solvente a través de una membrana semipermeable.
CONDUCTIVIDAD:
Las soluciones iónicas, tienen la facultad de transmitir la corriente eléctrica, mientras
mayor sea la concentración mejor conducen la corriente eléctrica.
cátodo: es el electrón que atrae a los iones positivos.
ánodo: es el electrodo que atrae iones negativos.
AGUA DURA:
Es el agua que presenta los iones, Ca+2, Mg+2, Fe+2,Fe+3.
UNIDAD VI
SUSTANCIAS IONICAS IMPORTANTES.
TORIA DE ARRHENIUS SOBRE ACIDOS Y BASES.
ACIDOS:
1. Son las sustancias que liberan iones de hidrogeno (H+)
2. Le dan un color azul al papel rojo de tornasol.
3. Sabor agrio
4. Reacciones con los metales para generar sales y liberar hidrogeno,
Zn + 2HCl → ZnCL2 + H2↑
2Na + 2HCl → 2NaCl + H2↑
5. Los ácidos reaccionan con los hidróxidos metálicos para formar sales y agua.
NaOH + HNO3 → NaNO3 + H2O
NaOH + HCl → NaCl + H2O
6. Los ácidos reaccionan con oxido metálicos, para conformar sales y agua.
MgO + HCl → MgCl2 + H2O
CaO + H2SO4 → Ca2SO4 + H2O
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7. Los ácidos reaccionan con los con los bicarbonatos metálicos para formar sales, agua y
bióxido de carbono.
NaHCO3
+ MCL → NaCl + H2O + CO2↑
BASES:
Son las sustancias que presentan el ion hidróxido (OH-) los principales proveedores son
los hidróxidos. tienen las características:
1) Tienen un sabor amargo y al tacto son resbaladizos
2) Vuelven rojo el papel de tornasol
3) Reaccionan con los iones de hidrogeno para formar agua
OH- + H+ → H2O
Na O H + HCl → NaCl +H2O
CONCEPTO DE BRONSTED-LOWRY DE LOS ACIDOS Y BASES.
ácido: cualquier sustancias capaz de ceder un protón a otro compuesto.
base: cualquier sustancia que puede recibir un protón de otro compuesto.
NEUTRALIZACION:
Es la reacción de un ácido y una base, dando como producto agua.
Na O H + HCl → NaCl +H2O
SALES:
Es el compuesto iónico que resulta de la adición de iones metálicos y no metálicos. la
solubilidad de estas varia. pero existen algunas reglas.
1. todas las sales de sodio, potasio, y amonio, son solubles.
2. todos los nitratos y los acetatos son solubles.
3. todos los cloruros, excepto los de plomo, plata y mercurio son solubles.
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CAPITULO VII
LA DIRECCION DE LOS CAMBIOS QUIMICOS.
ENTROPIA.
Es la cantidad termodinámica que se usa como medición del caos de un sistema.
los eventos espontáneos en la naturaleza se realizan en un solo sentido.
SEGUNDA LEY DE LA TERMODINAMICA.
Enuncia que la cantidad de entropía en el universo va en aumento.
el cambio total de entropía es la suma de los cambios individuales de entropía del sistema y
del ambiente.
ΔSuniverso = ΔS sistema +
Δsambiente
ΔS = cambio de entropía.
ENERGIA LIBRE DE GIBBS.
Representa la máxima cantidad de energía que en un cambio puede liberar en forma de
trabajo útil se expresa mediante.:
ΔG = ΔH – TΔS
temperatura y presión constantes
ΔG = cambio de energía libre de Gibbs
ΔH = cambio en la entalpía
ΔS = cambio en la entropía
T = TEMPERATURA
LA ENTROPIA COMO CRITERIO DE ESPONTANEIDAD.
ΔS > 0
ΔS <0
ΔS =0
es espontáneo e irreversible
no es espontáneo
puede ocurrir en ambas direcciones.
EQUILIBRIO:
cuando un sistema ya no se produce cambios en la energía libre de Gibbs, esta en
equilibrio. si una reacción tiende marcadamente a completarse la constante de equilibrio
(K) será grande y δg tendrá un valor negativo grande.
en la reacción
aA + bB ⇔ cC + dD la constante de equilibrio se calcula:
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K=
[C]c [D]d
[A ]a [B]b
si K es grande la reacción tiende a la derecha
si K es pequeña la reacción tiende a la izquierda
CINETICA QUIMICA:
es la rama de la química que estudia la velocidad de las reacciones y como se ve afectada
por el volumen, temperatura y presión.
al aumentar la temperatura aumenta la velocidad de reacción.
al aumentar la concentración aumenta la velocidad de la reacción
la velocidad de reacción de la ecuación A + B → C + D se representa por la
ecuación:
⎧K : Constante cinetica
⎪
R = K [A ][B]
Donde ⎨R : Velocidad de reaccion
⎪[ ] : Concentracion
⎩
ENERGIA DE ACTIVACION:
Es la energía que se requiere para que una reacción se inicie.
CATALIZADOR:
Es una sustancia que acelera o retarda la velocidad de reacción, sin intervenir en la
reacción.
UNIDAD VIII
EQUILIBRIOS IONICOS
Cuando el agua se ioniza. por cada ion de hidrónimo (H+) debe formarse también un ion de
hidróxido (OH-), es decir:
H2O → H+ + OH-
Kw = [H+] [OH- ] = 10-14
Kw …constante de iotización del agua a temperatura ambiente.
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pH
Mide la concentración de iones H+, mediante la expresión, pH = − log H + , el rango de
pH para las sustancias se ilustra continuación:
[ ]
Neutro
0
ácido
7
Base
14
INDICADORES.
Son colorantes que sirven para indicar el pH de una solución:
INDICADOR
ACIDO
BASE
Anaranjado de metilo
Rojo
Amarillo
Tornasol
Rojo
Azul
Azul de bromotimol
Amarillo
Azul
Fenolftaleina
Incoloro
Rosado
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CONSTANTES IONIZACION DE UN ACIDO Y UNA BASE.
ACIDO
BASE
HCl + H2O → Cl-1 + H3O+
NH3 + H2O → NH4+ + OH-
Ka = [Cl-1] [H3O+]
[HCl]
Kb = [NH4+] [OH-]
[NH3]
cuanto mayor sea Ka mas
fuerte es el ácido
cuanto mayor sea Kb mas
fuerte es la base.
TITULACIONES ACIDO-BASE.
Es la forma mas común de medir la concentración de las sustancias.
SOLUCIONES ESTANDAR:
Es aquella a la que se le conoce con exactitud su concentración.
PUNTO DE EQUIVALENCIA:
Es el punto en el cual todos los iones de hidrogeno disponibles del ácido se han titulado.
se alcanza el punto de equivalencia cuando los equivalentes de la base son iguales a los del
ácido.
NORMALIDAD:
Es el numero de equivalentes del soluto por litro de solución.
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CUESTIONARIO
INTRODUCCION A LOS PRINCIPIOS DE QUIMICA
1.- Dos elementos esenciales para describir el movimiento de un objeto, son la posición y
a) el peso del cuerpo b) la masa del cuerpo c) el tiempo d) un sistema fijo de referencia
2.- La masa de un cuerpo es la medida cuantitativa de
a) el peso
b) la velocidad c) el tiempo
d) la posición
3.- La fuerza resultante sobre un cuerpo es igual al producto de la masa del cuerpo y
a) la velocidad
b) el tiempo
c) el tiempo
d) la posición
4.- La balanza es un instrumento qué mide la masa de un cuerpo respecto a otro,
comparando
a) sus pesos
b) sus volúmenes
c) sus densidades
d) sus inercias
5.- La energía que posee un cuerpo debido a su movimiento se llama
a) energía potencial b) energía cinética c) energía calorífica d) energía elástica
6.- si se suelta un cuerpo a cierta altura del piso, su energía potencial inicial se ha
transformado íntegramente en energía cinética
a) en el instante en que choca con el piso
b) un instante después de haber chocado con el piso
c) un instante después de haberlo soltado
d )en el instante en que esta a la mitad del recorrido entre la mano y el piso.
7.- la parte del espectro electromagnético que puede detectar el ojo humano esta
comprendido entre
a) 4.0 x 1014 a 6.5 x 1014 ciclos
Seg.
b) 4.3 x 1014 a 7.0 x 1014 ciclos
seg.
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d)8.5 x 1014 a 9.7 x 1014 ciclos
seg.
c) 7.0 x 1014 a 9.5 x 1014 ciclos
seg.
8.- De acuerdo a 2ª. Ley de newton la aceleración de un cuerpo que cae libremente, de masa
1kg y peso de 9.8 newton, es
a) 9.75 m/seg2
b) 11.75 m/seg2
c) 9.81 m/seg2
d) 10.1 m/seg2
9.-El modelo que describe el átomo como cuerpo mas, o menos esférico cargando
positivamente y con electrones “incrustados” en la superficie, fue propuesto por
a) Bohr
b) de Broglie
c) Thomson
d) Rutherford
10.- en la representación del isótopo del oxigeno 178º, el numero 8 representa el numero
atómico y el numero 7 representa.
a) la masa atómica
b) el peso molecular
c) el numero de neutrones
d) el número de protones
11.- La ley periódica establece que entre lo elementos químicos, las propiedades
caractecteristicas son funciones de
a) sus masas atómicas
b) sus números atómicos
c) sus pesos atómicos
d) el número de protones y neutrones
12.- El volumen que ocuparía un mol de gas a 0˚C (273˚K) y una presión de 1 atmósfera
(1.01 x 105 newton) es de
a) 0.0224 m3/mol
b) 0.224 m3/mol
c) 22.4 m3/mol
d) 0.00224 m3/mol
238
13.- en una serie de desintegración radioactiva, el 98 U se desintegra continuamente
pasando por varios isótopos de elementos diversos, llegando hasta el ultimo de ellos que es
a)
210
84
Po
b)
210
82
Pb
c)
210
83
Bi
d)
206
82
Po
15.- los tres tipos de radiación que emiten fuentes naturales son los rayos alfa, rayos beta y
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a) rayos X
b) rayos ultravioleta
c) rayos gamma
d) rayos catódicos
16.- Si tenemos 100g de un elemento radioactivo que tiene una vida media de 10 días,
quedaran 12.5g de este elemento cuando han transcurrido
a) 20 días
b) 25 días
c) 30 días
d) 40 días
17.- La ley de las proporciones estables en una sustancia pura señala que:
a)
b)
c)
d)
los elementos siempre se combinan en las mismas proporciones de volumen
los elementos nunca se combinan en las mismas proporciones de volumen
los elementos siempre se combinan en las mismas proporciones de peso
los elementos nunca se combinan en las mismas proporciones de peso
18.- La ley de las proporciones múltiples nos dice que si dos elementos forman mas de un
compuesto, los diferentes pesos de uno que se puede combinar con el mismo peso del otro
están:
a) en una proporción de números fraccionarios pequeños
b) en una proporción de números enteros pequeños
c) en una cantidad proporcional grande
d) en una cantidad que no es proporcional
19.-un postulado de la teoría de dalton dice que
a) los átomos son indestructibles y las reacciones químicas no son mas que reacomodo de
ellos.
b) los átomos son indestructibles y se encuentran formando los cuatro elementos: agua,
aire, tierra, y fuego.
c) todos los átomos de los elementos son iguales en peso y otras propiedades .
d) todos los átomos de un elemento son diferentes en peso y otras propiedades.
20.- El peso molecular del compuesto Al2(SO4) es
a) 350
b) 210
c) 684
d) 342
21.- El numero de gramos que hay en dos moles de aspirina cuya formula es C9 H8 O4, es
de
a) 182g
b) 280g
c) 360g
d) 21g
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22.- Uno de los postulados de la teoría cinética de los gases dice que
a) un gas tiene un numero ilimitado de partículas que están en movimiento constante y
ordenado
b) un gas tiene un numero muy grande de partículas que están en movimiento
constante y desordenado.
c) Un gas tiene un número muy pequeño de partículas que están en movimiento
constante y desordenado.
d) Un gas tiene un numero extremadamente grande de partículas que están en
movimiento constante, caótico y totalmente al azar.
23.-la ley de Gay Lussac-charles nos dice que:
a) con peso y temperatura constantes el volumen de un gas es inversamente proporcional
a su presión.
b) a presión constante el volumen de un gas aumenta con la temperatura.
c) a presión constante el volumen de un gas disminuye con la temperatura
d) con peso y temperatura constantes el volumen de un gas es directamente proporcional
a su presión.
24.- La ley de los gases nos dice que :
a) PV = nR
b) P = nVRT
c) PV = nRT
d) PT = nRV
25.- Tres formas en que un sistema puede ganar o perder energía son
a) a través de trabajos mecánicos, por la transferencia de calor y por procedimientos
eléctricos
b) a través de trabajos mecánicos por la transferencia de calor y por el procedimiento
del sistema.
c) Por la perdida de calor, a través de trabajos mecánicos y por procedimientos
eléctricos
d) Por el aumento de calor, a través de trabajo químico y por procedimiento eléctricos.
26.- L a primera ley de la termodinámica resume las relaciones entre las 3 cantidades: q =
calor, AE = energía interna del sistema y W = trabajo, déla siguientes manera
a) AE = q - W
b) AE = - q – w
c) AE = q + W
d) AE = q – W2
27.- Si durante la evaporación el numero de moléculas que pasa de liquido a vapor, queda
compasado por el numero de moléculas que vuelve al liquido, decimos que se presenta un
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a) equilibrio iónico b) equilibrio dinámico c) sistema desequilibrado d) equilibrio estático
28.- Con los siguientes valores, p = 1 at; n = 1 mol; t = 273˚k y R = 0.082
utilizando la ecuación del gas ideal el valor de del volumen es:
a) 22.41
b) 28.41
c) 22.4 moles
Lt atm
y
º K mol
d) 30.8 moles
29.- por la 1a. Ley de la termodinámica, si tenemos que el cambio en la energía interna de
un sistema AE = 35 y el trabajo producido w = 3, el calor introducido (q) al sistema debe
tener un valor de
a) 15.9
b) 13.2
c) 23.3
d) 32
30.- .El calor producido o absorbido a presión constante en una reacción química.
a)
b)
c)
d)
varía de acuerdo al método seleccionado para efectuar el cambio
es el mismo, sea cual sea el método seleccionado para efectuar ese cambio.
Varia de acuerdo a la temperatura ambiente.
Es inversamente proporcional a la masa de los reaccionantes.
31.- El enlace iónico consiste en la atracción electrostática entre iones:
a) de carga opuesta
b) pérdida o ganancia de electrones de la orbita interna
c) ganancia de k cal/mol
d) perdida de k cal/mol
32.-cuando un compuesto presenta pares compartidos de electrones, se dice que esta unido
por
a) enlace bipolar
b)enlace covalente
c) electro valencia
d) moléculas no polares
33.- La destrucción de electrones en una molécula de hidrogeno se representa como una
nube.
a) electrónica
b) atómica
c) nuclear
d)orbital
34.- Si la valencia del fósforo es de 5+ y la del oxigeno es 2- la valencia del ion fosfato
(PO4) es:
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a) 3+
b)2-
c) 1+
d) 3-
35.- En las soluciones acuosas de los ácidos fuertes se forman muchos iones:
a) ácidos
b) hidróxido
c) hidroxilo
d) metálicos
36.- La ecuación de formación de ion hidronio es la siguiente:
a) H2O + HCl → HO+ + Clb) NaCl + HNO3 → NaNO3 + HCl
c) H2CO3
→ H2O + CO2
d) NaOH
→ Na+ + OH37.- Los ácidos de Arrhenius reaccionan con los metales de acuerdo a esta ecuación
general, en donde me es el metal y HX el ácido de Arrhenius
a) Me + HX
MeH + X
b) Me + 2HX
Me XH
c) Me + 2HX
MeX2 + H2
d) 2Me + XH
H + 2MeX
38.- Las bases de Arrhenius
a) tiene sabor agrio
b)vuelven azul al papel de tornasol
c) reaccionan con los metales para formar sales
d) son estables y no reaccionan
39.- Según Brönsted y lowry los ácidos son
a) aceptores de protones
b) donadores de protones
c) los que tienen iones hidronio
d) los que tienen iones hidroxilo
40.- Según lewis las bases son:
a) cualquier especie que pueda recibir, para compartir, un par de electrones
b) todas las substancias que no aceptan o donan electrones
c) todas las substancias unidas por enlace no polares
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d) cualquier especie que pueda donar, para compartir, un par de electrones
41.- Todos los cloruros, a excepción de los de plomo, plata, y mercurio son
a)
b)
c)
d)
insolubles en agua
solubles y solventes orgánicos
solubles en agua
solubles en alcohol
42.- Los eventos espontáneos de la naturaleza se caracterizan por realizarse
a) en dos sentidos
b) sin sentido
c) en sentido contrario
d) en un sentido
43.- la energía interna de un sistema mas la energía tipo presión volumen se conoce como
a) entropía b) presión constante
c) entalpía
d) trabajo
44.- La entropía es la cantidad termodinámica que se usa como medición
a) del caos de un sistema
b) del numero de avogadro
c) de la temperatura
d) de la presión de un sistema
45.- La segunda ley de la termodinámica dice que la entropía total del universo
a) disminuye a) es constante
c) va en aumento
d) es cero
46.- El cambio de energía libre de gibas sucede a temperatura y presión
a) bajas
b) constantes
c) altas
d) inexistentes
47.- el cambio de energía libre de Gibbs representa la máxima cantidad de energía que un
cambio puede liberar en forma de
a) energía interna
b) calor
c) entropía
d) trabajo útil
48.- cuando un sistema ya no se producen cambios en la energía libre de gibas, decimos
que esta
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a) saturado
b) poco concentrado
c)desequilibrio
d) en equilibrio
49.- Si una reacción tiende marcadamente a completarse, K será grande y AG˚ tendrá un
valor
a) cero
b) positivo grande
c) negativo grande
d) negativo pequeño
50.- la velocidad de la reacción aumenta si
a)
b)
c)
d)
aumentamos la temperatura
disminuimos la concentración
la energía de activación es alta
disminuimos la presión
51.- Una sustancia que acelera una reacción, actuando en cantidades relativamente
pequeñas si que ella tenga un cambio permanente se denomina
a) solvente
b) catalizador
c) soluto
d) producto
52.- Durante la iotización del agua cada ion de hidronio que se forma
a) se forman dos de hidróxido
b) desaparece uno de hidróxido
c) se forma uno de hidróxido
d) se forma uno de hidrogeno
53.- La iotización del agua a temperatura ambiente proporciona una concentración de iones
hidrogeno de
a) 1x10-7
b) 1x10-6
c) 1x106
d) 1x10-9
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54.- ¿Cuál es el pH de una solución de 25˚C, si la concentración de iones hidrogeno en
moles por litro es 2.5 x 10-2 y el Log de 2.5 es igual a 39?
a) 1.16
b) 6.61
c) 6.10
d) 1.61
55.- El tornasol a pH mayores de 8.5 es de color
a) amarillento
b) azul
c) rojo
d) violeta
56.- El punto preciso en el que los iones de hidrogeno disponibles del ácido se han titulado,
se conocen como
a) punto de titulación
b) solución estándar
c) punto final
d) punto de equivalencia
57.- una solución de un ácido que contiene un equivalente de ese ácido por litro, es una
solución
a) uno molar
b) uno normal
c) uno molal
d) saturada
58.- La unidad fundamental de masa en el sistema MKS es:
a) la onza
b) el gramo
c) la libra
d) el kilogramo
59.- cual de las siguientes unidades pertenece al sistema MKS?
A) onza
b) yarda
c) milla
d) metro
60.- Una forma de expresar la primera ley de newton se menciona en la opción:
a) al aplicar una fuerza de empuje a un objeto en reposo, este cambia su velocidad.
b) la velocidad de un cuerpo en caída libres sufre aumentos constantes hasta chocar
contra el suelo.
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c) al aplicar una fuerza a un objeto en movimiento, su cambio de direcciones es el
sentido de la fuerza.
d) la acción que un cuerpo ejerce sobre otro produce en este ultimo una reacción de
igual magnitud, aunque en dirección opuesta.
61.- observe le siguiente dibujo del a tabla periódica y, con base en el conteste ¿ en cual de
los siguientes periodos se encuentran ubicados el carbono y el oxigeno ?.
62.-¿ Cuanto pesan 2 moles de neon si su peso formula gramo es de 20g/mol ?
a) 10
b) 18g
c)22g
d) 40g
63.- Cual de los siguientes sistemas gana energía ?
a)
b)
c)
d)
el niño que lanza una pelota
el gato que persigue un ratón
el niño que se asolea en la playa
el pájaro que vuela hacia el árbol
64.- ¿ cual de las siguientes opciones menciona una característica de las sustancias iónicas ?
a) todas las inflamables
b) todas son solubles en agua
c) todas presentan núcleos de carbono
d) todas son sólidas a temperatura ambiente
65.-¿cuanto gramo hay en 480ml de una solución al 13% de azúcar ?
a) 36.9
b) 62.4
c) 487.0
d)493.0
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66.- Observe la siguiente ecuación y elija la respuesta de la sustancia que la completa
correctamente:
metal +
sal + hidrogeno
a) base
b) ácido
c) óxidos
d) anhídrido
67.- Se calcula el pH de una solución conn al formula:
a) pH = log {H+}
b) pH = - log {h}
c) pH = 1 + log {h}
d) pH = 1 – log {H}
68.- cual es el pH de una solución de H2CO3 que tiene una concentración de iones de
hidrogeno de 2.5x10-5 mol/l ? considere que Log 2.5 = 0.40.
a)
b)
c)
d)
2.1
2.9
4.6
5.4
69.- ¿ Cual es el pH de una solución cuya concentración en iones hidrogeno es
2.5x10-4mol/lt? Log 2 = 0.30.
a) 1.2
b) 3.7
c) 4.3
d) 13.3
70.- Cual de las siguientes sustancias, cuando se encuentran en solución ácida, vira a color
amarillo al agregarle azul de bromotimol?
a) NH2
b) HNO3
c) Na3PO3
d) Ca (OH)2
71.- ¿ Cuantos ml de ácido clorhídrico 0.35 N se necesita para neutralizar 40ml de una
solución de hidróxido de sodio 0.26N?
a)
b)
c)
d)
65.57ml
53.84ml
44.44ml
29.71ml
36
36