Examen de practica -QUÍMICA

Examen de practica -QUÍMICA

Si se están preparando para presentar el examen de CIENCIAS del GED, HiSET o TASC, tengan presente que este incluye temas de QUÍMICA, FÍSICA, BIOLOGÍA Y CIENCIAS DE LA TIERRA.  En está pagina vas a encontrar recursos para estudiar un poco de todas esas materias.

Este examen de practica solo incluye temas de QUÍMICA, antes de contestar las preguntas te recomiendo que estudies los siguientes temas:

CLASES

Al final del examen de practica voy a incluir videos con la explicación de cada pregunta. (Pronto los publico)

Reactivos limitantes y en exceso

Reactivos limitantes y en exceso

La estequiometría es la parte de la química que nos permite determinar la masa de combinación de las sustancias en una reacción química. En una reacción química la máxima cantidad de producto que se puede formar depende de los reactivos. Estos son las sustancias o moléculas que forman un producto. Dentro de una reacción química se pueden presentar los “reactivos limitantes” que son aquellos que se consumen primero y limitan la cantidad de producto que se puede formar.

También podemos tener los reactivos en exceso que son los que se encuentran presentes en mayor cantidad

 

 

 

 

 

 

En este modelo tenemos que el 4A es el reactivo limitante que ya al ser 4 solo se pueden formar ese número con AB. Por el contrario, el reactivo en exceso esta representa por 2B.

Lo mismo pasa si lo representamos en una ecuación química. Por ejemplo, si tenemos 5 moles de Sodio peros solo un mol de cloro diatónico. Se pueden formar solo dos moles de cloruro de sodio y sobrarían 7 moles de sodio.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Ahora veamos otros ejemplos:

Para una reacción, 124g de aluminio (Al) reaccionan con 601 g de óxido férrico (Fe2O3). La ecuación que representa dicha reacción química es la siguiente:

Si queremos identificar el reactivo limitante, hay que seguir los siguientes pasos.

PASO I

Obtener y acomoda los valores de la masa en gramos (m), el peso molecular (M) y los MOLES (n) de los reactivos.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

  • m (masa en gramos)
  • M (peso molecular)
  • n (MOLES)

PASO II

Para identificar el reactivo limitante hay que dividir los coeficientes de cada sustancia presente en los reactivos de la ecuación. Después divide el valor de “n” MOLES del Al entre los de Fe2O3

 

 

El reactivo limitante es el aluminio y el reactivo en exceso es el óxido férrico (Fe2O3).

Una vez que tenemos esos valores podemos también calcular la masa en gramos de los productos  Al20 y 2Fe

 

 

 

 

Como desconocemos el valor de “n” hay que aplicar la regla de tres para obtenerlo.

 

 

Aplicando la regla de tres hacemos la siguiente operación: 4.592 x 1 ÷ 2 = 2.296

El valor de n= es 2.296, con este valor podemos obtener la masa en gramos multiplicando 2.296 x 102 y nos da 234.192 g. Quiere decir que la masa de Al2O3 es igual a 234.192g. Puedes seguir los mismos pasos para calcular la masa en gramos de 2Fe.

Ejemplo II

Determina los reactivos limitantes y en exceso si hay 75 gramos de sodio y 115 gramos de oxígeno.

  • m (masa en gramos)
  • M (peso molecular)
  • n (MOLES)

PASO I

Acomoda los valores de la masa en gramos (m), el peso molecular (M) y los MOLES (n) de los reactivos.

 

 

 

 

 

 

 

 

PASO II

Dividir el número mas grande entre el mas chico basado en los coeficientes presentes en la formula química (4 ÷ 1 = 4)

Divide el valor de “n” MOLES del Na entre los de O

 

 

Si el valor disminuye, el reactivo limitante es el Na, porque fue el número que dividimos.

Si el valor de los MOLES fuera mayor, el Na sería un reactivo en exceso.

PASOS PARA CALCULAR LA MASA DEL PRODUCTO

PASO I

Acomodamos los valores que tenemos del Oxido de Sodio

 

 

 

 

 

 

Como desconocemos el valor de “n” hay que aplicar la regla de tres para obtenerlo.

 

 

Aplicando la regla de tres hacemos la siguiente operación:   3.260 x 2 ÷  4 = 1.63   

El valor de n= es 1.63, con este valor podemos obtener la masa en gramos multiplicando 1.63 x 62 y nos da 101.06 g

Unidades de masa atómica- UMA-MOL

Unidades de masa atómica- UMA-MOL

Para este tema, revisa el contenido teórico, el video y al final hay unas preguntas de practica. Entre los contenidos de matemáticas que se pueden incluir en el examen de CIENCIAS esta la notación cientifica, regla de tres (proporciones) y pueden también preguntarte temas relacionados con la media (promedio), mediana, moda y rango. Las imagenes y parte del contenido teórico son parte de los recursos didácticos que ofrece la UNAM, aquí puedes ver parte de los contenidos. En este otro enlace puedes encontrar otros recursos didácticos que ofrece la UNAM para estudiar temas de química de manera gratuita.

Los electrones son 1836 veces más pequeños que las otras partículas que los protones y neutrones. La masa total del átomo de cada elemento es la suma de protones y neutrones. Esa información se indica en la tabla periódica y se conoce como “medida en UMA”, Unidades de Masa Atómica.

Una UMA equivale a la masa de un protón o un neutrón y es tan pequeña que expresada en kilogramos sería del orden de1.7×10-27kg

Cuando varios elementos se combinan para formar una molécula, la masa de la nueva molécula será la suma de la masa de cada elemento presente en ella. Por ejemplo, la masa molecular de una molécula de agua es de 18 UMA, ya que cada hidrógeno contiene una UMA y el oxígeno 16 UMA. Esto equivale a3.6 x10-26kg.

 

 

 

 

 

 

 

Como puedes ver, estas son cantidades muy pequeñas y no existe una balanza que pueda medir dichas cantidades de materia, pero si es posible medir 18 gramos de agua por lo que los químicos utilizan el concepto de MOL “número de moléculas de agua” cuya masa es de 18 gramos.

Los átomos son infinitamente pequeños y la unidad utilizada para contarlos es muy grande y equivale a MOL = 6.2×1023 partículas.

Esta cantidad es conocida como  número de avrogrado, un MOL de cualquier sustancia tiene ese número de partículas. Por ejemplo,

En 18 gramos de agua existen  6.2×1023 moléculas de agua.

 

Ahora, hay que tener presente que los átomos de diferente sustancia tienen diferente masa porque la cantidad de protones y neutrones es diferente.  Por lo tanto, un MOL de diferente sustancia tendrá diferentes masas.

Veamos un ejemplo: Para el MOL de carbono con6.2×1023 tiene una masa de 12 gramos porque la masa atómica del carbono es 12 UMA. El MOL es una unidad de cantidad fija de partículas 6.2×1023 pero de masa variable.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Otro ejemplo aplicado a sustancias:

Un MOL de cloruro de sodio con 6.2×1023 tiene una masa de 58.4 g/mol porque la masa atómica del Sodio es de 22.9 UMA y la del cloro es de 35.5 UMA.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Un MOL de “dióxido de carbono” con  6.2×1023  tiene una masa de 44 g/mol porque el oxígeno tiene una nada de 16 UMA y el carbono 12 UMA.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Podemos concluir que un mol de cualquier elemento o sustancia tiene masa igual a su masa molecular expresada en gramos, a esta cantidad se le llama MASA MOLAR.

PREGUNTAS DE PRACTICA

  1. Los electrones son 1836 veces mas pequeños que las partículas. Una UMA (unidades de masa atómica) equivale a la masa de un protón y un neutrón y es tan pequeña que expresada en kilogramos sería del orden de 1.7×10-27  kg.La masa molecular del agua es de 18 UMA ya que el  oxígeno tiene 16 UMA y el hidrógeno 2 cada uno. Estas son cantidades muy pequeñas y no existe una balanza que pueda medir dichas cantidades de materia, pero si es posible medir 18 gramos de agua por lo que los químicos utilizan el concepto de MOL “número de moléculas de agua” cuya masa es de 18 gramos.  Sabiendo esa información  ¿A cuánto equivaldría la masa molecular del agua expresada en kilogramos?
  2. De la siguiente lista de elementos que forman parte de los alcalinos y alcalinotérreos en la tabla periódica, ¿A cuánto equivale la UMA del Calcio?

Para las preguntas 3 y 4 usa la siguiente imagen.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

3. ¿Cuál es el rango de UMA en la lista de elemento?

4. Obtén la media (promedio) y mediana usando el valor de UMA de cada elemento.

5. Los átomos son infinitamente pequeños y la unidad utilizada para contarlos es muy grande y equivale a MOL= 6.2×1023 partículas. Esta cantidad es conocida como  número de avogadro, un MOL de cualquier sustancia tiene ese número de partículas. Por ejemplo, En 18 gramos de agua existen 6.02×1023 moléculas de agua. Ahora, hay que tener presente que los átomos de diferente sustancia tienen diferente masa porque la cantidad de protones y neutrones es diferente.  Por lo tanto, un MOL de diferente sustancia tendrá diferentes masas. Veamos un ejemplo: Para el MOL de carbono con 6.2×1023 tiene una masa de 12 gramos porque la masa atómica del carbono es 12 UMA. El MOL es una unidad de cantidad fija de partículas 6.2×1023 pero de masa variable. Otro ejemplo aplicado a sustancias:

Un MOL de cloruro de sodio (NaCl) con 6.2×1023 tiene una masa de 58.4 g/mol porque la masa atómica del Sodio es de 22.9 UMA y la del cloro es de 35.5 UMA. ¿A cuánto equivale un MOL de Oxido de Litio cuya formula molecular es Li2O?  Usa la tabla periodica como referencia para obtener tu respuesta. 

 

6. Ahora que ya sabes identificar la UMA y obtener el peso molecular de cada sustancias, practica con las siguientes sustancias.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

RESPUESTAS

  1. 06X10-26 kg
  2. 40 UMA
  3. 80.68
  4. media (promedio) = 39.4389, mediana = 31.7015, no hay moda
  5. Redondeada la respuesta a la unidad, nos da:
  • Óxido de Litio 30
  • Óxido de Sodio 62
  • Óxido de Potasio 94
  • Óxido de Magnesio 40
  • Óxido de Calcio 56
  • Hidróxido de  Litio  24
  • Hidróxido de Sodio 40
  • Hidróxido de Calcio 74
  • Ácido Sulfúrico (H2CO3)  110
  • Ácido Cloroso 68
  • Cloruro de Sodio 58
TIPOS DE ENLACES QUÍMICOS

TIPOS DE ENLACES QUÍMICOS

Los enlaces químicos son uniones que se dan entre átomos y moléculas al que ceden, toman o compartir electrones. Al darse este proceso, se alterar las propiedades físicas y químicas de los átomos.

Los enlaces formar compuestos químicos mas grandes y complejos que también pueden romperse bajo ciertas y determinadas condiciones como el cambio de temperatura o acciones de la electricidad.

Hay tres tipos de enlaces, los IÓNICOS, COVALENTES y METALICOS.  Átomo de oxígeno     Ión de oxígeno

ENLACE IÓNICO

Los enlaces iónicos se dan cuando un átomo metálico pierde y un átomo no metálico gana electrones.

Se llama IÓN al átomo que al perder o ganar un electrón de su numero acostumbrado, queda cargado eléctricamente.

Se llama CATIÓN al átomo que pierde un electrón y se carga positivamente.

Se llama ANIÓN al átomo que gana un electrón y se carga negativamente.

Este tipo de enlace se combina entre átomos que tiene (1,2 o 3 electrones) en su último nivel de energía con átomos de 5, 6 y 6 electrones.

Ejemplo: Cloruro de sodio

 

 

 

 

 

 

 

En el Cloruro de Sodio, el Sodio pierde un electrón y queda cargado positivamente; el Cloro gana un electrón y queda cargado negativamente.

Otros ejemplos de compuestos con enlaces IÓNICOS

  • Óxido de magnesio (MgO)
  • Sulfato de cobre (CuSO4)
  • Ioduro de potasio (KI)
  • Cloruro de manganeso (MnCl2)
  • Carbonato de calcio (CaCO3)
  • Sulfato de Hierro (Fe2S3)

ENLACES COVALENTES

Estos se dan cuando dos o mas átomos comparten electrones hasta completar su capa externa.

Hay tres tipos de enlaces covalentes

1. ENLACE COVALENTE PURO

Un ejemplo lo tenemos con el puente de Hidrógeno, el cual tiene solo un electrón y necesita de otro electrón para completar el par en el primer nivel de energía.

 

 

 

 

 

2. ENLACE COVALENTE POLAR

Se forma al compartir electrones de cada uno de los átomos.

Monóxido de azufre: ambos tienen 6 electrones en su último nivel de energía y comparten dos cada uno para completar ocho electrones en su último nivel de energía.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

3. ENLACE COVALENTE COORDINADO O TRIPLE

Se forma al compartir tres pares de electrones. En el caso del amoníaco, el Nitrógeno tiene cinco electrones en su último nivel de energía y tres Hidrógenos se unen para completar los ocho electrones.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Ejemplos de enlaces covalentes:

  • Benceno (C6H6)
  • Metano (CH4)
  • Glucosa (C6H12O6)
  • Amoníaco (NH3)
  • Freón (CFC)
  • Todas las formas del carbono (C)

 

ENLACE METALICO

Se da cuando se unen dos o mas metales. Un ejemplo lo tenemos en el bronce que se forma con a aleación de cobre, estaño y zinc.

Ejemplos de elementos con enlaces metálicos:

  • Barras de hierro (Fe)
  • Yacimientos de cobre (CU)
  • Barras de oro puto (Au)
  • Barras de plata pura (Ag)
Elementos químicos – ejercicios de practica

Elementos químicos – ejercicios de practica

Una parte importante del examen de ciencias incluye el estudio de los elementos químicos y en esta ocasión vamos a hacer unos ejercicios que nos van a ayudar a familiarizarnos mas con este tema.

Hay que tener presente que no hay que memorizar todos los contenidos, nombres de elementos, propiedades químicas o contenidos teóricos.

Lo primero que necesitamos para estos ejercicios es la tabla periódica, si la imagen está muy pequeña, puedes ingresar a este enlace.

 

EJERCICIO I

  1. Busca en la tabla periódica cada elemento que están presentes en el cuerpo humano.
  2. Identifica el número atómico de cada elemento y represéntalo aplicando la ley del octeto.

Ejemplo: El número atómico del oxígeno es ocho para acomodar los niveles de energía en la primera capa siempre van dos, en los siguientes niveles de enrgía van ocho pero para el oxígeno solo sobran seis en su última capa.

 

 

 

 

 

 

 

EJERCICIO II

  1. Usando la tabla anterior, practica un poco los porcentajes. Pensemos que hipotéticamente una persona pesa 130 kilogramos. Obtén la equivalencia en kilogramos que representa cada elemento químico en una persona que pesa 130 kg.

Puedes aplicar la regla de tres o simplemente convertir el porcentaje a decimal y multiplicar.

 

 

 

 

 

 

EJERCICIO III

Identifica los elementos que están presentes en las siguientes sustancias químicas y escribe la fómula desarrollada.

 

 

 

 

 

 

RESPUESTAS

Ejercicios I