INSTITUCIÓN EDUCATIVA "FRANCISCO ANTONIO DE ULLOA"

DEPARTAMENTO DE CIENCIAS NATURALES Y EDUCACIÓN AMBIENTAL.

GRADOS ONCE

SOLUCIÓN DE PROBLEMAS

TRABAJO EN CLASE

LEY DE BOYLE-MARIOTTE

1. Una muestra de oxígeno que tiene un volumen de 500 ml a una presión de 760 torr se quiere 

      comprimir a un  volumen de 380 ml. ¿Qué presión debe ejercerse, si la temperatura se mantiene 

      constante?

2.  Cierta cantidad de nitrógeno ocupa un volumen de 30 litros a una presión de 1140 torr.

   ¿Qué volumen ocupará a 0,5 atm?

3.  A 0 ^oC y 1 atm de presión, 32 g de oxígeno ocupan un volumen de 22,4 litros. Calcule el volumen 

      ocupado por esta muestra de gas a todas las presiones comprendidas entre 0,2 y 2,0 atm 

       (esto es 0,2; 0,4; 0,6…..atm). Con los datos obtenidos y utilizando papel milimetrado, construya 

       un gráfico de presión (ordenada) contra volumen (abscisa), cuyo origen sea cero absoluto para 

       ambas variables. ¿Qué forma tiene el gráfico obtenido y que conclusiones se pueden obtener del 

       mismo?    

LEY DE CHARLES – GAY – LUSSAC

1. Un balón de caucho inflado con helio ocupa un volumen de 630 ml a 25 ^oC. Si se coloca en un 

       congelador, su volumen disminuye a 558 ml. ¿Cuál es la temperatura del congelador en grados 

       centígrados?

2.   Se tienen los siguientes datos experimentales para el comportamiento de cierto gas a presión 

       constante:

      Temperatura ^oC          0      10        50        100

      Volumen, litros        10,0   10,4    11,9       13,7

      En una hoja de papel milimetrado, trace un diagrama cartesiano, colocando la temperatura en 

      el eje de las X (abscisas), con valores desde – 300 hasta + 100 ^oC y los volúmenes en el eje de

       las Y (ordenadas), con valores desde 0 hasta 15 litros.  Sitúe ahora los puntos correspondientes a 

       los datos experimentales y únalos con una recta; prolongue esta recta hasta que corte el eje X.

       ¿Cuál es el valor del V y el de T en este punto?

   ¿  A cuántos K corresponde esta medida? ¿Cómo sería el volumen a Temperaturas menores que las 

       de este punto? ¿Qué conclusión general podemos obtener de estas observaciones?

3.  Se tienen 5 gramos de un gas ideal a presión constante en un recipiente de 8,5 litros a 27 ^oC si 

       calentamos el gas a 118 ^oC ¿Cuál será el nuevo volumen del gas?

LEY COMBINADA DE LOS GASES

1.   Una muestra de cierto gas ocupa un volumen de 650 ml a una presión de 748 torr y 25 ^oC. 

       ¿Qué volumen ocupará a 1 atm y 20 ^oC?

2.   2,65 litros de un gas ideal se encuentran a 25 ^oC y 1,2 atm de presión. Si se pasa el gas a un nuevo

       recipiente de 1,5 litros a una temperatura de 72 ^oC, ¿cuál es la nueva presión del gas?

3.   En el suelo, un globo aerostático tiene un volumen de 100 litros a una temperatura de 27 ^oC y 

      presión atmosférica.

      ¿Qué volumen tendrá el globo cuando alcanza una altura donde la temperatura es de -10 ^oC y la 

        presión de 300 torr?

LEY DE LOS GASES IDEALES  (ECUACIÓN DE ESTADO)

1.  Una llanta con volumen de 3,7 litros contiene 0,35 moles de aire a una presión de 35,2 lb/pulg².  

       ¿Cuál es la temperatura del aire de la llanta, en grados centígrados?

2.   Un envase metálico para cierto desodorante en aerosol contiene 0,01 moles de gas propelente y 

       tiene un volumen de 250 ml. Calcule la presión del gas dentro del envase si accidentalmente se 

       calienta a 400 ^oC.

3.   El ciclo propano es un gas utilizado como anestésico general. Su densidad a 52 ^oC y 0,95 atm es 

       1,5 g/l. ¿Cuál es la masa molecular del ciclo propano?

4. ¿Cuál es la densidad del amoniaco, NH₃, a 21 ^oC y 640 torr?

5.   Si 3,78 g de cierto compuesto gaseoso ocupó un volumen de 3 litros a 50 ^oC y 747 mm Hg. 

       ¿Cuál será su masa molecular?

LEY DE DALTON

1.   La atmósfera terrestre es una mezcla de nitrógeno, oxígeno, argón y otros gases en menor 

       proporción. 

      a. ¿Cuál es la presión parcial del nitrógeno en el aire si a una presión atmosférica de 760 torr, 

       P_O2 = 160 torr, P_Ar = 7,0 torr y P_otros = 0,2 torr? b. ¿Qué porcentaje de la presión atmosférica es 

       causada por el nitrógeno? 

2.   Un cilindro de 10 litros a temperatura de 24 ^oC contiene oxígeno a una presión de 780 torr, helio a 

       1,2 atm y nitrógeno a 620 torr. ¿Cuál es la presión total ejercida por los gases?

3.   Se lleva una muestra de 1 litro de argón a una presión de 6 atmósferas, con 1 litro de neón a presión 

       de 3.050 torr y 1 litro de helio a una presión de 3 atmósferas a un recipiente rígido de 1,5 litros y 

       temperatura de 290 K. ¿Cuál será el volumen, la temperatura y la presión total finales?

LEY DE GAY – LUSSAC

1. ¿Cuál será la presión ejercida por un gas que se encuentra en un recipiente de 5 l a una presión de 3,5

     atmósferas y a 27 ^oC, si se aumenta la temperatura a 50 ^oC y el volumen del recipiente no varía?

2.   La presión de cierta cantidad de H₂S a 20 ^oC es de 625 torr. ¿Cuál es su presión a 80 ^oC si el 

      volumen permanece constante?

GASES HÚMEDOS

1.   En un experimento de obtención de hidrógeno este gas se recogió sobre agua. El gas se recolectó a 

       25 ^oC y hasta que el nivel del agua dentro y fuera del frasco fuera igual. Si el volumen del frasco

       es de 500 ml, la presión atmosférica es de 758 torr y la del vapor de agua de 24 torr. ¿Cuántas 

       moles de hidrógeno se obtuvieron?                                                                                                                                              

  2. En un experimento de preparación de oxígeno por desplazamiento de agua, se obtienen los 

      siguientes datos: 

       Temperatura del agua 18 ^oC, Presión atmosférica 700 mm Hg ¿Cuál es la presión del gas seco? 

3.   Se recogen sobre agua 1.500 ml de H₂ a 24 ^oC y 670 mm Hg. Calcule la presión ejercida por el 

        hidrógeno.

Temperatura en oC	Presión de vapor mmHg	Temperatura en oC	Presión de vapor mmHg	Temperatura en oC	Presión de vapor mmHg
0	4,58	14	11,99	20	17,54
5	6,54	15	12,79	21	18,65
10	9,21	16	13,63	22	19,65
11	9,84	17	14,35	23	21,83
12	10,52	18	15,48	24	22,38
13	11,23	19	16,48	25	23,76

LEY DE DIFUSIÓN DE GRAHAM

1. ¿Cuál de estos dos gases se difunde más rápidamente: amoniaco (NH₃) o dióxido de carbono (CO₂)? 

     ¿En que relación están sus velocidades de difusión?

2.  Cierta cantidad de CO₂ se efunde a través de un orificio en 105 segundos, mientras que un volumen

       igual de un gas desconocido lo hace, a través del mismo orificio, en 126 segundos. Halle el peso

       molecular del gas desconocido. (El término efusión se utiliza para indicar el paso de un gas a través

      de un orificio pequeño y se le da el mismo tratamiento matemático que al de difusión).

3.   La velocidad de efusión de un gas desconocido a través de un orificio es de 2,365 moles x s^-1. Si la 

      velocidad de efusión para el CH₄ a través del mismo orificio es de 7,15 mol x s^-1 en las mismas 

      condiciones de volumen, presión y temperatura, ¿cuál será la masa molecular para el gas 

      desconocido?

ESTEQUIOMETRÍA DE GASES

1.  Calcular las moles/átomo de Cu que se producen al reaccionar 4.200 ml de H₂ medidos a 0 ^oC y 

       1 atm, en un exceso de CuO, si la ecuación es: 

                                                    CuO  +  H₂     ∆       Cu  +  H₂O

2.   Calcule el volumen de O₂ en litros que se necesitan en la combustión completa de 1,5 litros de 

       C₂H₆ (gas etano) y los volúmenes en litros de CO₂ y de H₂O que se forman. Todos los volúmenes 

       se midieron a 400 ^oC y 1 atm.

                                                    2 C₂H_6(g)  +  7 O_2(g)      ∆       4 CO_2(g)  +  6 H₂O_(g)

3.  Una muestra de 68,0 g de nitrato de bismuto (III) se trata con 8,5 litros de sulfuro de hidrógeno en 

       CNPT.          

                                         2 Bi(NO₃)₃  +  3 H₂S             Bi₂S₃  +  6 HNO₃

    a. ¿Cuántos gramos de sulfuro de bismuto (III) pueden producirse?

    b. Calcule la cantidad en moles de reactante sobrante que queda al final de la reacción.

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GRADOS ONCE

ESTADO GASEOSO

ACTIVIDAD

1. Realice utilizando un mapa conceptual un paralelo entre los tres estados

    fundamentales en que se encuentra la materia , teniendo en cuenta las siguientes

    propiedades:

    Forma, Volumen, Difusión, Fuerzas que mantienen unidas las moléculas,

    Compresibilidad, Densidad, etc.

2. Defina las siguientes propiedades de los gases:

    Presión

    Temperatura

    Volumen

    Densidad y cantidad de un gas.

  ¿Cómo se miden? ¿Cuáles son las unidades utilizadas para medir dichas    

    propiedades?

  ¿Cuáles son los instrumentos utilizados para medir la presión y temperatura de un

    gas?

3. ¿Quiénes postularon la teoría Cinético-molecular de los gases y Cuáles son los

      postulados?

4. Realice un mapa de ideas donde se observen las leyes físicas que rigen el estado

    gaseoso, el enunciado, la expresión matemática y la representación gráfica de 

    cada una.

5. Realice una investigación sobre abundancia, propiedades físicas, propiedades

    químicas, obtención y usos del hidrógeno, oxígeno y ozono.

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GRADOS DECIMO.

TERCER PERÍODO. AÑO LECTIVO 2.016

DEPARTAMENTO DE CIENCIAS NATURALES Y EDUCACIÓN AMBIENTAL

La capacidad de combinación de un átomo viene indicada por su valencia, que junto con los electrones de la última capa energética (capa de valencia) llamados electrones de valencia, son los responsables de la formación de enlaces en los átomos. La valencia de un átomo también puede determinarse a partir del grupo donde está localizado el elemento en la tabla periódica, los cuales, a su vez, derivan del número de electrones del último nivel energético o de valencia. Los elementos de los grupos I, II, III y IVA poseen valencias 1, 2, 3 y 4 respectivamente; los elementos del grupo VA poseen valencia 3, ya que son éstos los electrones que ganarían para completar ocho en su capa de valencia; así, también los elementos de los grupos VI y VIIA poseen valencia 2 y 1, respectivamente, en tanto que los del grupo VIIIA poseen valencia cero.

En conclusión la valencia de un átomo indicaría el número de enlaces que formaría dicho átomo.

El enlace químico puede definirse, como la “energía responsable de la unión entre entidades químicas (ya sean átomos o moléculas)” Pueden distinguirse dos tipos generales de enlaces: interatómicos e intermoleculares

ENLACES INTERATÓMICOS

La fuerza de la unión que existe entre dos átomos adyacentes en una molécula.  La unión de los átomos puede deberse a varias causas que son originadas en la interacción entre las nubes electrónicas de los átomos que se encuentran unidos.

Los enlaces químicos interatómicos pueden dividirse en dos tipos: iónico y covalente.

A. Enlaces iónicos

Cuando un átomo se combina con otro u otros átomos para formar moléculas, tiende a adquirir la configuración de un gas noble, es decir, completar ocho electrones en su último nivel de energía. Esto puede explicarse mediante la regla del octeto

Regla del octeto. Los átomos de los gases nobles (excepto el He) tienen una capa de valencia con una configuración electrónica ns²np⁶. Tales elementos tienen altas energías de ionización (E_i) y bajas afinidades electrónicas (A_e), y muestran poca tendencia a reaccionar químicamente. La regla de los octetos es una tendencia a reaccionar químicamente. La regla de los octetos es una afirmación de la estabilidad de la configuración ns²np⁶ de la capa de valencia. Los átomos que pueden alcanzar esta configuración por la adición de sólo algunos electrones tienden a hacerlo, es decir, tienden a completar el octeto. Al aceptar electrones, el átomo forma un ión negativo con tantas cargas negativas como electrones gane. Cuando un átomo tiene pocos electrones de valencia, pero en su segunda capa a partir del exterior posee octeto, tiene a perder sus electrones de valencia para quedar con el octeto. Resulta un ión positivo con tantas cargas positivas como electrones pierda.

Cuando se forma un enlace iónico, la fuerza de unión entre los átomos es originada por la atracción entre iones con cargas opuestas. Este tipo de enlace también se conoce como electrovalente.

FORMACIÓN DE UN ENLACE IÓNICO

               

    Dos iones con cargas eléctricas   opuestas tienden a atraerse entre sí. Esta afirmación es parte de la ley de Coulomb, y las fuerzas de atracción se conocen como fuerzas electrostáticas, o coulómbicas. El proceso anterior se favorece si los elementos que se enlazan tienen diferencias de electronegatividades mayores de  1,65.

Los enlaces iónicos se formarán entre átomos de elementos que se encuentren bastante alejados en la tabla periódica. Se forman entre átomos con un bajo potencial o energía de ionización (E_i) y una alta afinidad electrónica (A_e).

• Represente la formación del enlace iónico en los siguientes compuestos KBr, CaF₂, Al₂O₃.

B. Enlaces covalentes  

Se forma cuando dos átomos comparten sus electrones de manera que permanecen unidos por la atracción que se genera entre ellos. La magnitud de la fuerza de atracción de los átomos sobre los electrones de un enlace puede relacionarse con la electronegatividad; así, un elemento con mayor electronegatividad atrae más los electrones hacia él, de manera que el efecto de la carga negativa se manifiesta más en dicho átomo, generando una carga parcial negativa que no conduce a iones. La existencia de carga parcial negativa en uno de los átomos supone la existencia de carga parcial positiva en el otro átomo produciéndose un dipolo. Los enlaces covalentes se pueden clasificar en polares y no polares (Apolares). En los primeros, la diferencia de electronegatividad es distinta de cero. La polaridad relativa de los enlaces está determinada por la diferencia de electronegatividad entre los átomos que se enlazan. En el enlace C-H, los electrones están más cerca del carbono porque éste tiene mayor electronegatividad

(En_{C >} En_H) que el hidrógeno.

La polaridad de un enlace aumentará hasta un valor en el que el enlace se vuelva iónico. El par de electrones que se comparten constituyen un enlace sencillo o simple que se representa así:

 Es posible la formación de enlaces dobles y triples, si se comparten dos o tres pares de electrones  respectivamente:     

                                            H₂                                       O₂                       N₂

                   Enlace sencillo                                Enlace doble                   Enlace triple

Las moléculas biatómicas tendrán polaridades similares a las de sus enlaces; las moléculas de más de dos enlaces tendrán polaridades que dependen de la forma molecular y la distribución de los enlaces en el espacio. Así, el monóxido de carbono, CO, es polar, pero el dióxido de carbono, CO₂, no lo es, a pesar de tener los mismos tipos de enlace.

                                                         δ⁺       δ^-                 δ^-         δ⁺       δ^-         No es polar ya que sus dipolos se anulan

                                       C = O            O = C = O           ya que la molécula es lineal.

                                                         Δen_CO = 1,0                   Δen_CO = 1,0

Por su parte la molécula de agua H₂O   no es lineal como la del CO₂, sino que es angular, por lo que los dipolos de sus enlaces no se anulan, siendo el agua una molécula polar.

                                                                                                        δ^-

                                                                                          δ⁺        O          δ⁺                                              

                                                                                         H             H

El metano (CH₄), un hidrocarburo, presenta una molécula tetraédrica en la que los enlaces C-H están igualmente orientados en el espacio pero en sentidos opuestos, de manera que podrían representarse como un cuadrado en un plano.                                                          

                                                                      

Los pequeños dipolos de los enlaces C-H se anulan generando una molécula Apolar.

Enlace Coordinado o Dativo

Los enlaces covalentes se denominan covalentes coordinados si un solo átomo aporta el par de electrones que comparten; un ejemplo de este tipo de enlace se tiene en las moléculas o iones complejos, como el hidronio y el amonio.

En el ión H₃O¹⁺ (ión hidronio), el hidrogenión o ión hidrógeno (H¹⁺) comparte dos electrones que son aportados por el oxígeno del agua; este caso es muy común y se presenta en los llamados puentes de hidrógeno entre moléculas.

En el ión NH₄¹⁺ (ión amonio), el hidrogenión comparte un par de electrones aportados por el nitrógeno del amoniaco.

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GRADO ONCE

¿DE QUÉ SE TRATA LA ESTEQUIOMETRÍA EN ECUACIONES QUÍMICAS?

La estequiometría se ocupa de las relaciones de masa o de moles que vienen indicadas en las fórmulas y reacciones químicas, y se basa en las leyes cuantitativas de la combinación química o leyes ponderales (Ley de la conservación de la materia, Ley de la composición definida y Ley de las proporciones múltiples).

Estos cálculos se hacen simplemente si se aplica la información dada en la ecuación química y en las fórmulas de las sustancias que intervienen en ella.

¿QUÉ INFORMACIÓN PUEDE OBTENERSE DE LAS ECUACIONES QUÍMICAS BALANCEADAS?

Las ecuaciones balanceadas proveen las cantidades relativas que participan en las reacciones; éstas son muy útiles para realizar muchos cálculos. La información cuantitativa de la ecuación se expresa en átomos, moléculas, moles o en unidades físicas de masa o de volumen.

En la ecuación química 2 A + B ------- 3 C + D se expresa que 2 moles de A se combinan con 1 mol de B para producir 3 moles de C y 1 mol de D.

Esta información es la base para realizar cualquier cálculo de moles de A o B que reaccionan y moles de C y D que se produzcan en un caso determinado.

¿CÓMO SE RESUELVEN LOS PROBLEMAS ESTEQUIOMÉTRICOS?

Pueden resolverse por diversos métodos, pero los más usados son el método del factor molar (el factor de conversión unitario) y el método de las proporciones (regla de tres simple).

A. Método del factor molar: Se desarrolla en tres etapas básicas:

Primera: Se calculan las moles del elemento, compuesto o ion, a partir de la masa de la sustancia o sustancias conocidas en el problema planteado.

Segunda: Se calculan las moles de las cantidades desconocidas en el problema, utilizando los coeficientes de las sustancias que vienen determinadas por los coeficientes de la ecuación equilibrada.

Tercera: Se determinan las masas de esas sustancias desconocidas en las unidades indicadas en el problema, a partir de las moles calculadas para las cantidades desconocidas.

B. Método de las proporciones: Se basa en las ecuaciones equilibradas y en las masas moleculares de las sustancias implicadas en el problema.

NOTA: En la solución de problemas estequiométricos no deben olvidarse que la ecuación siempre tiene que estar balanceada.

ACTIVIDAD

Resuelve en el cuaderno de Química los siguientes problemas estequiométricos

1. 0,45 moles de NaCl reaccionan con un exceso de ácido sulfúrico. ¿Cuántas moles de cloruro de

    hidrógeno pueden formarse? La ecuación química correspondiente es:

                                NaCl_(ac)   +  H₂SO_4(ac)  à   Na₂SO_4(ac)    +     HCl_(g)

2. Calcule la cantidad en gramos de dióxido de carbono que se producen al quemar 1,75 moles de 

    gas propano. La ecuación química correspondiente es:

                  

                                C₃H_8(g)    +   O_2(g)     à    CO_2(g)    +    H₂O_(g)

3. Una muestra de 2,5 gramos de magnesio reaccionó con 9,2 gramos de ácido clorhídrico.

    a. ¿Cuántos gramos de hidrógeno pueden producirse?

    b. Si en realidad se obtienen 0,17 g de hidrógeno, ¿cuál es el porcentaje de rendimiento de 

         la reacción?

    c. Calcule la cantidad de reactante en moles, que queda al final de la reacción.

    La ecuación química correspondiente es:

                               Mg_(s)   +    HCl_(ac)     à    MgCl_2(ac)   +   H_2(g)

4. Una muestra de 45 g de hidróxido cálcico se deja reaccionar con 45 g de H₃PO₄ de 65 % 

    de pureza.

    a. ¿Cuántos gramos de fosfato cálcico pueden producirse?

    b. Si en realidad se obtienen 36 g de fosfato cálcico, ¿cuál es el porcentaje de rendimiento?

    La ecuación química correspondiente es:

                               

                               Ca(OH)₂   +   H₃PO₄   à   Ca₃(PO₄)₂   +   H₂O

5. ¿Cuántos gramos de ácido clorhídrico se obtienen por la reacción de 400 gramos de NaCl de 

     80 % de pureza con un exceso de H₂SO₄?, ¿cuál fue el rendimiento de la reacción, 

      si en realidad se recogieron 190 gramos de HCl?

                                NaCl    +    H₂SO₄   à    Na₂SO₄   +  HCl   

6. ¿Cuántos gramos de KClO₃ de 80 % de pureza se requieren para obtener 128 gramos 

      de oxígeno? 

     

                                KClO₃   à  KCl   +   O₂

7. ¿Cuánto bisulfuro de carbono, CS₂, se puede producir a partir de 540 gramos de SO₂ cuando 

      se hacen reaccionar con un exceso de C, si el porcentaje de rendimiento de la reacción es 

      del 82 %?

8. Calcule la cantidad de óxido de calcio, CaO, que puede obtenerse por calentamiento de 200 g 

    de un mineral de calcio que contiene 95 % de CaCO₃ según la ecuación:

                                                   ∆

                                 CaCO₃   à  CaO   +   CO₂

9. Para el problema anterior, calcule la pureza del mineral, de calcio si, durante el proceso, se 

     hubieran obtenido 105 gramos de CaO. ¿Cuál sería la pureza si se hubieran obtenido 110 

     gramos de CaO?

10. El benceno reacciona con el HNO₃ para producir nitrobenceno, según la reacción:

                                  C₆H₆  +  HNO₃   à   C₆H₅NO₂    +   H₂O

      a. Si en un proceso de nitración del benceno se obtienen 36 gramos de nitrobenceno a partir 

          de 312 g de C₆H₆, ¿cuál es el porcentaje de rendimiento de la reacción?

      b. Calcule la cantidad de nitrobenceno que se produce a partir de 30 gramos de benceno en la

           reacción anterior, si su rendimiento es del 70 %

GRADO ONCE
Realiza la lectura en el siguiente link:
https://es.wikipedia.org/wiki/Reacci%C3%B3n_qu%C3%ADmica

ACTIVIDAD:

Responde en tu cuaderno las siguientes preguntas:

1. Clasificar y equilibrar las siguientes ecuaciones químicas por el método de tanteo (ensayo y error)

                  calor

A. CaCO₃          CO₂ + CaO  

 B. ZnCO₃ + H₃PO₄         Zn₃(PO₄)₂ + H₂CO₃     

C. Al + HCl         H₂ + AlCl₃

D. C₃H₈ + O₂        CO₂ + H₂O    

E. PCl₃ + H₂O          H₃PO₃ + HCl             

 F. Al + O₂            Al₂O₃                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                        

G. H₂S + O₂           H₂O + SO₂      

  H. C₈H₈  +  O₂                  CO₂  +  H₂O     

I. C₁₂H₂₂O₁₁  +   ∆           C  +  H₂O

2. Escribir las ecuaciones de las siguientes reacciones y equilibrarlas por tanteo

A. Agua + trióxido de azufreà ácido sulfúrico 

B. Metano (CH₄) + oxígeno à dióxido de carbono + agua

C. Ácido carbónico + hidróxido de aluminio à carbonato de aluminio + agua

D. Nitrato de plomo (II) + cromato de sodio à cromato de plomo (II) + nitrato de sodio

E. Disulfuro ferroso + oxígeno à óxido férrico + dióxido de azufre

3. Prediga si las siguientes reacciones de desplazamiento pueden tener lugar o no. Explique por qué:

A.  Ag + HCl             ?                B. Mg + H₂SO₄             ?                       C. Zn + CuNO₃             ?

D.  Zn + CuCO₄             ?           E. Al + KCl               ?                            F. NaI + Br₂               ?

ESTRUCTURA DE LA MATERIA

INSTITUCIÓN EDUCATIVA "FRANCISCO ANTONIO DE ULLOA"
GRADO: DÉCIMO
Lee con atención el siguiente artículo que aparece en el siguiente link.

ESTRUCTURA DE LA MATERIA

https://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81tomo#Estructura_at.C3.B3mica

Actividad:
De acuerdo con los videos y la lectura responde las siguientes preguntas 

¿Cómo es la microestructura de la materia?

El átomo es una entidad compleja capaz de emitir partículas ligeras y pequeñas que forman parte del mismo. Los antiguos explicaron todos los fenómenos mediante la presencia y acción recíproca de cuatro elementos que, según ellos, eran el sentido de todo cuanto existe: el aire,  la tierra, el agua y el fuego. Leucipo y Demócrito (460 a. C - 370 a. C.) decían: " No existen más que corpúsculos y espacios. A cada momento los planetas chocan y mueren, y surgen del caos mundos nuevos por agregación selectiva de corpúsculos de magnitud y forma semejantes". Sin embargo, y aunque estaban muy cerca de la verdad, no contaban con los medios para probarla.

La preocupación del hombre por explicar la estructura de la materia se remonta a la cultura griega. Desde entonces, los hombres de ciencia han explicado dicha estructura mediante diferentes modelos.

Estos modelos se han venido modificando en la medida en que nuevos hechos experimentales han entrado en conflicto con los modelos anteriores.

Es así como, en la actualidad, la ciencia cuenta con un modelo del átomo más acorde con la naturaleza de la materia, pero aún susceptible de mejorar: El modelo mecánico-ondulatorio.

Preguntas de Interpretación

1. ¿Cuáles eran las ideas atomísticas de los antiguos griegos?

2. Resuma la teoría atómica de Dalton.

3. ¿cuáles de los postulados de Dalton no se aceptan hoy día? ¿Por qué?

4. Haga un ensayo sobre los experimentos que se realizaron antes de la teoría atómica moderna, con énfasis en sus aportes.

5. Explique cómo se descubrieron las partículas subatómicas  (Utilice ilustraciones de los experimentos).

    En un cuadro sinóptico resuma las principales características de las mismas.

6. ¿Qué importancia tuvo el experimento de Robert Millikan y qué aportó a la teoría atómica?

7. ¿En que consiste el fenómeno de la radiactividad? Describa brevemente las características de las partículas y rayos emitidos por los elementos radiactivos. Ilustre con un dibujo el fenómeno.

8. ¿En qué consiste el fenómeno fotoeléctrico?

9. ¿Qué es un espectro de emisión? ¿En que consiste la espectroscopia? ¿Cuál fue la explicación que dio Bohr a los espectros discontinuos de gases incandescentes?

10. Enumere y describa los principales rasgos y enunciados de los modelos atómicos propuestos desde Thomson hasta Niels Bohr. Utilice dibujos comparativos de estos modelos atómicos (Thomson, Rutherford, Bohr).

11. Describa las correcciones y modificaciones que se le han realizado al modelo de Bohr (Sommerfeld, Werner Heisemberg, Erwin Schrôdinger ...).

12. El modelo mecánico - ondulatorio establece cuatro números cuánticos para describir los orbitales atómicos, los cuales son necesarios para definir el estado de cualquier electrón en un átomo. Defínalos y explique los valores que pueden tomar (utilice cuadros sinópticos).