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UNIVERSIDAD NACIONAL DE CÓRDOBA FACULTAD DE CIENCIAS MÉDICAS ESCUELA DE KINESIOLOGÍA Y FISIOTERAPIA INTRODUCCIÓN AL ESTUDIO DE LA QUÍMICA RESPUESTAS DE ACTIVIDADES PRÁCTICAS CICLO DE NIVELACIÓN AÑO 2018 Este material ha sido elaborado por: Bioq. Sbolci, Claudia Revisado y actualizado por: Biol. Andrada Georgina Biol. Mariana Strauss Lic. en Quim. Far. Yanet Rodriguez 1 PREGUNTAS y RESPUESTAS ACTIVIDADES PRÁCTICAS UNIDAD I PARTE A: 1. Clasifiquen las siguientes propiedades en intensivas y extensivas: Peso PE Color PI Volumen PE Densidad PI Brillo PI conductividad eléctrica PI Dureza PI Punto de Ebullición PI 2. Identifique cambios físicos y químicos: a. la conversión de hielo en gas. CF b. la combustión de gas natural. CQ c. la evaporación del etanol. CF d. la pérdida de gas de la cerveza. CF e. cortar un trozo de carne. CF f. azúcar que se carameliza. CQ g. disolución de sal en agua CF h. manteca expuesta al sol 2 hs CF i. manteca expuesta al sol dos días. CQ 3-Incorporando la energía como una variable de cambio de estado analice las siguientes afirmaciones (Vo F): a. La energía de movimiento de las moléculas es menor en estado líquido que en estado sólido.F b. La energía cedida por la masa de agua en el estado líquido favorece el ordenamiento interno de a escala molecular del sistema.V c. La disminución de temperatura del líquido es una manifestación de la perdida de energía.V d. Siempre que se gana energía se eleva la temperatura. F (en los cambios de estado aunque se intercambia energía con el medio, la temperatura permanece constante 4. Retome el concepto de densidad y luego responda: a. Si dos cuerpos tienen el mismo volumen, por ejemplo dos cubos de 1 dm3. ¿cómo podría determinar cuál es el más denso? b. Si dos cuerpos tienen la misma masa. ¿cómo podría determinar cuál es el más denso? c. Si el cuerpo A es más denso que el cuerpo B. ¿Cuál de los dos posee más moléculas por unidad de volumen? d. Si caliento aire las moléculas que lo componen se expanden. ¿Qué le sucede a la densidad? e. Pasa lo mismo que en el ejercicio d cuando derrito un hielo? RTA: - a. El más denso es el que tiene mayor masa, es decir el cubo más pesado. - b. A igualdad de masa el que ocupe menos lugar (volumen) es el más denso. -c. El más denso posee más moléculas por unidad de volumen. - d. Cuando las moléculas que componen al aire se expanden la misma masa ahora ocupa un mayor volumen, por lo que la densidad disminuye. - e. El agua a la inversa del resto de las sustancias cuando se congela expande sus moléculas y cuando se derrite se acercan, ocupando menos lugar, aumentando su densidad. 2 5. Respondan y justifiquen: a. Estado en que se encuentran todas las sustancias a 20 ºC. b. Estado en que se encuentra el benceno en Groenlandia (-10 ºC). c. Si se vierte un barril de benceno en la corriente de un río, ¿Se formarán dos capas insolubles en ella? d. El gas metano (llamado grisú) es el responsable de las explosiones en algunas minas. ¿Dónde se acumula: ¿ en el fondo del túnel o en la parte superior del mismo ? RTA: a) ácido acético – líquido benceno- líquido bromo– líquido hierro –sólido metano-gaseoso oxígeno- gaseoso cloruro de sodio- sólido agua– líquido b) sólido c) sí, porque su solubilidad en agua es muy baja (0,07) , no se mezcla y forma dos fases: al ser menos denso que el agua, flotará sobre ella. arriba por ser menos denso que el oxígeno: 6,7 x 10 -4 < 1,3 x 10 -3 6. Dado los siguientes sistemas materiales, clasifique, indique número de fases y número de componentes a. Agua, hielo, arena HETEROGENEO-3 FASES.2COMPONENTES b. Arena, azufre en barra, azufre en polvo HETEROG-3 FASES- 2COMP c. Sal disuelta en agua HOMOGENEO – 2 COMP d. Agua, aceite HETER-2FASES-2COMP e. Agua, colorante, azúcar disuelta.HOMOGENEO-3COMP 7. Indicar que métodos de separación o de fraccionamiento utilizaría para separar los componentes de los sistemas del punto 6 a. Método de separación de fases: filtración (con diferentes filtros con diferentes tamaños de poro) b. Método de separación de fases: tamización c. Método de fraccionamiento: cristalización d. Método de separación de fases: decantación e. Método de fraccionamiento: destilación y cristalización 8. Clasifiquen las distintas sustancias en simples, compuestas, soluciones o mezclas heterogéneas. a. Soda (agua con dióxido de carbono) b. Gaseosa SIST HETEROGENEO c. Tinta SIST HOMOGENEO O SOLUCION d. Helio SIST HOMOGENEO_SUST. PURA SIMPLE e. Aluminio SIST HOMOGENEO_ SUST PURA SIMPLE f. Agua de río SIST HETEROGENEO g. Agua con hielo SIST HETEROGENEO h. Cloruro de sodio (sal de mesa Na Cl) SIST HOM SUST PURA COMP 9. Ubique las moléculas del siguiente listado como sustancia simple (monoatómica, biatómica, poliatómica) y sustancia compuesta (biatómica, poliatómica ). Cl2, Na, N2 , NH3 , O2 , NaCl , O3 , Ne , HCl , H2O 3 RTA: SUSTANCIA SIMPLE: MONOATOMICA: Na ,He SUSTANCIA SIMPLE BIATOMICA: Cl2, N2 , O2 SUSTANCA SIMPLE POLIATOMICA: O3 SUSTANCIA COMPUESTA BIATOMICA: NaCl , HCl SUSTANCIA COMPUESTA POLIATOMICA: H2O , NH3 10. Indique si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: I) Una sustancia pura : a. es un sistema homogéneo V b. tiene todas sus moléculas iguales V c. siempre está formada por un solo tipo de elemento F II) Las soluciones: a. tienen las mismas propiedades intensivas en todos sus puntos V b. se preparan manteniendo una proporción fija F c. se pueden separar por métodos de separación de fases F( M. de Fraccionamiento) III) Los métodos de separación de fases se emplean para separar: a. sistemas homogéneos F b. sistemas heterogéneos V c. sustancias puras IV) En las reacciones químicas ordinarias: a. se conserva la masa V b. no se altera la composición de las sustancias que intervienen F( Cambian las sustancias) c. ocurren cambios en los núcleos atómicos F( solo intervienen electrones) 11. Responda V o F justificando: a. Es imposible formar un sistema heterogéneo con una única sustancia. F b. Se puede obtener un sistema homogéneo usando cuatro componentes V c. Las soluciones no tienen las mismas propiedades intensivas en todas sus partes. F d. Las filtración se puede utilizar para separar las sustancias de una solución. F e. Una solución compuesta por varias sustancias, es una sustancia pura compuesta.F f. Para obtener una sustancia pura simple de una compuesta necesito aplicar un método químico.V PARTE B 1. En las siguientes afirmaciones están señaladas las características de los modelos atómicos de Thompson, Rutherford y Bohr (o de más de uno de ellos). Clasifíquenlas según corresponda: a-La carga positiva y la masa del átomo están concentradas en una zona del átomo muy pequeña, llamada núcleo. b-El átomo es una esfera sólida de materia cargada positivamente y en la que se insertan los electrones, de manera que la carga total es nula. c-Los electrones se mueven alrededor del núcleo, tal como los planetas lo hacen alrededor del sol. d-Los electrones no pueden girar en cualquier órbita, sino en ciertos estados energéticos estables. e-El número de cargas positivas en el núcleo debe ser igual al número de electrones para que el átomo sea eléctricamente neutro. f-En cada órbita el electrón tiene una energía constante, cumpliéndose aquello de que mientras el electrón se halla en una órbita no emite energía. g-La emisión de energía ocurre cuando el electrón salta de una órbita de mayor nivel energético a otra de menor nivel. RTA: a- RUTHERFORD-BOHR b- THOMPSON c- BOHR d- BOHR e- RUTHERFORD-BOHR 4 f- BOHRg- BOHR 2. Establezca las relaciones entre los hechos o principios que se enuncian del lado derecho y los nombres que aparecen del lado izquierdo: Nombre del científico Hechos principales a- Dalton - Átomos como sistema planetario b- Rutherford - Átomo como esfera cargada positivamente c- Heisenberg - Realizó trabajos con la radiactividad d- Pierre Curie -Átomo como esfera indivisible e- Thomson - El electrón gira alrededor del núcleo Siguiendo órbitas de radio definido f- Bohr - Principio de incertidumbre PARTE C 1. Complete el siguiente cuadro ( sin usar la tabla periódica) Elemento Número atómico Número másico Numero de electrones Número de protones Número de neutrones Carbono 6 12 6 6 6 Cloro 17 35 17 17 18 47 108 47 47 61 26 56 26 26 30 Catión SodioNa+ 1 11 23 10 11 12 Anión fluoruro F -1 9 19 10 9 10 2-El siguiente elemento X con Z=16 y A=33, se transforma en un ión bivalente negativo (carga: -2). ¿Cuál es el número de protones, neutrones y electrones que posee antes y después de esa transformación? Antes Después a. p=16, n=16, e=16 b. p=16, n=16, e=17 c. p=16, n=16, e=18 d. p=16, n=17, e=16 e. p=17, n=16, e=17 p=18, n=16, e=16 p=16, n=18, e=17 p=16, n=18, e=16 p=16, n=17, e=18 p=18, n=16, e=16 RTA: d 5 3. Encuentre entre las siguientes especies cuales son isótopos y cuales son especies isoelectrónicas: X : numero atómico 7, Número másico 13, carga -2 Y: número atómico 9, Número másico 13, carga 0 W: número atómico 7, Número másico 15, carga +2 Z: número atómico 9, Número másico 15, carga +2 RTA: ISOTOPOS: ISOELECTRONICOS X -Y 4. Un elemento presenta la siguiente configuración electrónica: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 Indique: a. Grupo,periodo y familia a la que pertenece Grupo8Aperiodo 5 –Gas Noble b. Bloque y cantidad de electrones de valencia p 54electrones c. Niveles completos e incompletos 4 d. Orbitales completos e incompletos e. Configuración electrónica del ión más probable al ganar o perder electrones. 5. De acuerdo con las siguientes configuraciones electrónicas, indiquen su número atómico, el grupo y el período al que pertenece: a. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 Z15- periodo 3 grupo 5 b. …..4s2 3d10 4p1 Z 31 P 4 G 3 c. …..5s1 Z 37 P5 G1 d. ….. 4f14 5d10 6p6 Z 86 P 6 G 8 6. Ordene los siguientes elementos K, Li, Na, Ca, Cl, C, O, N, S, Br, F de menor a mayor radio atómico y de menor a mayor electronegatividad. RTA: R, Radio de menor a mayor: F, O, N, C, Cl, Br, Li, Na, Ca, K Electronegatividad de menor a mayor: K, Ca, Na, Li, Br, C, N, Cl, O, F 7. Dadas las siguientes configuraciones electrónicas: I) 1s 2 2s 2 2p 5 II) 1s 2 III) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 Indique: a) El que tiene mayor electronegatividad I b) El que tiene mayor radio atómico III c) El gas noble II ACTIVIDADES PRÁCTICAS UNIDAD II PARTE A y B ENLACES QUÍMICOS 1. Realice un cuadro comparativo sobre los distintos tipos de enlaces y dé ejemplos. (Tenga en cuenta las propiedades periódicas vistas, como: potencial de ionización, afinidad electrónica, valencias y electronegatividad, si se comparten, se ceden, se reciben e - y propiedades físicas) 2. Contesten las siguientes preguntas: a) ¿Cuáles son las unidades estructurales de los compuestos iónicos y cuáles las de las sustancias covalentes? 6 b) ¿Qué es la electronegatividad de un elemento? c) ¿A qué se denomina enlace polar y que son las moléculas polares? Es lo mismo? Ejemplifiquen. d) ¿Qué tipos de redes forman los metales? e) ¿Qué fuerzas hay que vencer para evaporar una masa de agua en estado líquido?, ¿y la misma masa cuando es de hielo? 3) Tabla de electronegatividades de Pauling. 3. Recurran a la tabla de electronegatividad de Pauling del capítulo anterior y completen el siguiente cuadro. Dif de electroneg y tipo de enlace Electronegatividad Na F H Estructura de Lewis Na * H * H 2,2 NaH (1,2) Covalente polar * HF (1,8) Covalente polar* H2 Covalente apolar F 4,0 NaF (3,07) Iónico F2 (0) Covalente apolar HF (1,8) Covalente polar* Na 0,93 Na2 (0) Metálico NaF (3,07) Iónico NaH (1,2) Covalente polar * Según la teoría debería ser enlace iónico, pero se presenta una excepción a la regla. 7 RTA: a) Compuestos iónicos: Como no forman moléculas, la unidad estructural la conforman los aniones y cationes cuya disposición en el espacio se repite dentro de la red iónica. A esta unidad estructural se la denomina celda iónica. Sustancias covalentes: Las moléculas son en estos compuestos la unidad estructural. b) Es la capacidad de atraer o recibir electrones. c) Los enlaces polares son aquellos en los que un átomo atrae más que el otro los electrones compartidos en el enlace. Mientras que las moléculas polares son aquellas en la que la distribución de sus átomos en el espacio (geometría) genera la aparición de dipolos Ejemplo: el tetracloruro de carbono tiene cuatro enlaces polares en los que el cloro atrae a los electrones del enlace compartido con el carbono, sin embargo por su simétrica disposición en el espacio es una molécula apolar. d) Redes cristalinas con nudos constituidos de núcleos positivos y un “mar” de electrones deslocalizados. e) Uniones intermoleculares del tipo puente hidrógeno (dipolo-dipolo). 4. De las siguientes especies químicas: CCl4 , N2 , HCl , NaCl , H2O , HF , NH3 , K2S Comp Enlace intramolecular Unión intermolecular Ptos de f Solubilidad C Cl4 Covalente polar Fuerzas de london bajos insoluble N2 Covalente apolar F London bajos insoluble HCl Covalente polar Dip-dip (pte.hidrógeno) medianos soluble NaCl Iónico F. electricas altos soluble H2O Covalente polar Dip-dip (pte.hidrógeno) medianos soluble HF Covalente polar Dip-dip (pte.hidrógeno) medianos soluble NH3 Covalente polar Dip-dip (pte.hidrógeno) medianos soluble K2S Iónico F. electricas altos soluble Nota: El CCl4 Es una MOLECULA APOLAR con ENLACES COVALENTES POLARES cuyos momentos dielectricos se anulan. El HF (ácido fluorhidrico en estado acuoso o fluoruro de hidrogeno en est sólido) ES UN COMPUESTO IÓNICO USANDO EL CRITERIO DE DIFERENCIA DE ELECTRONEGATIVIDADES, PERO COVALENTE usando el criterio de la FAMILIA a la que pertenecen los elementos que forman el enlace. 5. Dados los siguientes elementos: A (Z = 8) y B (Z = 12) que forman un compuesto: a) Z = 8 1s2; 2s2; 2p4 6 electrones de valencia b) Z = 12 1s2; 2s2; 2p6; 3s2 2 electrones de valencia c) Enlace Iónico (metal + no metal = M+2 nM -2) 6. Dadas las siguientes especies químicas: CO2, F2Ca, Cl2, NH3 8 b- Cl2; CO2; NH3; F2Ca c- Cl2 molecula apolar; CO2 molécula apolar; NH3 molécula polar; F2Ca cristal iónico d- Cl2 London; CO2 London; NH3 puente hidrógeno; F2Ca fuerzas electrostáticas. 7. Represente mediante estructura de Lewis: b) enlace covalente polar en el Si F4 y enlace iónico en el KCl. c) El ClK es un compuesto iónico, los cristales iónicos son polares porque poseen iones con carga. La molécula de Si F4 es un compuesto covalente cuya molécula es apolar debido a su estructura simétrica.8. Señale entre las opciones citadas a continuación, el grupo de compuestos presente al mismo tiempo moléculas con enlaces polares y moléculas polares. a- H2O – CO2 – CCl4 b- H2O – HBr – NH3 c- Cl2 – NH3 – CO2 d- Cl2 – CO2 – CCl4 e- CCl4 – NH3 – KBr a y c no porque CO2 y el C Cl4 poseen uniones intermoleculares del tipo dipolo inducido c y d tampoco porque Cl2 posee un enlace apolar. 9. Respondan verdadero o falso. Justifiquen sus respuestas: a. V, b. F, c. V, d. F, e. F, f. V, g. F, h. V 10. Expliquen qué tipos de atracción interatómica o intermolecular se debe romper para: Fundir hielo= ruptura de uniones intermoleculares de tipo Puente hidrógeno Hervir Br2 = evaporación, fenómeno físico no rompe enlace interiores sino que afecta las uniones intermoleculares, que en este caso son del tipo dipolo inducido o fuerzas de London. Disociar F2 = fenómeno químico que tiene como objetivo romper los enlaces interiores a una molécula y separarla en los iones o elementos que la componen. Aquí el enlace que se rompe es covalente apolar. 11. Observen las configuraciones electrónicas de los átomos de los elementos A, B, C y D y fundamenten la validez de las siguientes afirmaciones. A: 1s 2 2s 2 2p 6 B: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 C: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 D: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 a) Los átomos de los elementos A y B difícilmente puedan formar el compuesto AB. b) Los elementos C y D son metales representativos. c) El elemento A es un gas noble y difícilmente se combina con los demás. d) El elemento B se presenta en la naturaleza formando una molécula diatómica. e) Entre C y D puede darse un enlace iónico: el átomo C cede un electrón, y el D lo acepta. RTA: A= Ne B= Cl C=Na D= Mg a. V porque A es un gas noble no tiende a unirse con B b. V porque terminan en s c. V porque termina en p 6 9 d. V al ser un halógeno pues termina en p 5 tiene 7 electrones alrededor es decir formará compuestos del tipo X2 e. F. entre dos metales representativos no se puede armar un enlace iónico. ESTADOS DE OXIDACIÓN 1. Determine el número de oxidación para cada elemento en los siguientes compuestos: (Suponga el estado de oxidación del oxígeno = -2, y el del hidrógeno = +1) a. H2TeO4 b. H2SO4 c. CrO3 d. I2 e. B2O3 f. HVO3 g. Na IO3 h. Ca CO3. a. Te = +6 b. S = +6 c. Cr = +6 d. I = 0 e. B = +3 f. V = +5 g. I = +5 h. C = +4 Formular y nombrar compuestos inorgánicos: 1, 2 Y 3) Al2O3 óxido de aluminio/ trióxido de dialuminio/ óxido de aluminio (III) (óxido básico) PbO óxido plumboso/ monóxido de plomo / óxido de plomo (II) (óxidos básicos) PbO2 óxido plúmbico/ dióxido de plomo / óxido de plomo (IV) SO2 óxido u anhídrido sulfuroso / dióxido de azufre / óxido de azufre (IV) (óxidos acidos) SO3 óxido u anhídrido sulfúrico / trióxido de azufre / óxido de azufre (VI) Br2O óxido u anhídrido hipobromoso / monóxido de di bromo/ óxido de bromo (I) Br2O3 óxido u anhídrido bromoso / trióxido de di bromo/ óxido de bromo (III) Br2O5 óxido u anhídrido brómico / pentóxido de di bromo/ óxido de bromo (V) Br2O7 óxido u anhídrido perbrómico / heptóxido de di bromo/ óxido de bromo (VII) (óxidos ácidos) AlH3 hidruro de aluminio/ trihidruro de aluminio/ hidruro de aluminio (III) (hidruro metalico) 10 PbH2 Hidruro plumboso / dihidruro de plomo/ hidruro de plomo (II) (hidruros metálicos) PbH4 Hidruro plúmbico / tetrahidruro de plomo/ hidruro de plomo (IV) H2S sulfuro de hidrógeno / ácido sulfhídrico (hidruro no metálico o hidrácido) HBr bromuro de hidrógeno / ácido bromhídrico (hidruro no metálico o hidrácido) 4) y 5) Al2O3 + H2O Al (OH)3 hidróxido de aluminio/ trihidróxido de aluminio/ hidróxido de aluminio (III) PbO + H2O Pb (OH)2 hidróxido plumboso/ dihidróxido de plomo/ hidróxido de plomo (II) PbO2 + H2O Pb (OH)4 hidróxido plúmbico/ tetrahidróxido de plomo/ hidróxido de plomo (IV) SO2 + H2O H2SO3 ácido sulfuroso// trioxosulfato (IV) de di hidrógeno SO3 + H2O H2SO4 ácido sulfurico// tetraoxosulfato (VII) de di hidrógeno Br2O + H2O HBrO ácido hipobromoso// monooxobromato (I) de hidrógeno Br2O3 + H2O HBrO2 ácido bromoso// dioxobromato (III) de hidrógeno Br2O5 + H2O HBrO3 ácido bromico// trioxobromato (V) de hidrógeno Br2O7 + H2O HBrO4 ácido perbromico// tetraoxobromato (VII) de hidrógeno 6) a) CuO b) Ag2O c) SnH2 d) HCl e) Ni (OH)3 f) Ca (OH)2 g) Al (OH)3 11 h) HIO i) HBrO4 j) H2 CO3 k) H2S 7 y 8) Ni (OH)3 + HBrO4 Ni (BrO4)3 + H2O perbromato niquélico//tris[tetraoxobromato (VII)] de niquel (III) Ca (OH)2 + H2 CO3 Ca (CO3) + H2O Carbonato de calcio // trioxocarbonato (IV) de calcio (II) Al (OH)3 + H2S Al 2 S3 + H2O Sulfuro de aluminio/ trisulfuro de dialuminio / sulfuro (II) de aluminio (III) 12 PARTE C 1) Encuentra la cadena principal enumera y nombra los siguientes compuestos: Rtas: A) 3-metil hexano B) 3-etil 5-propil nonano C) 5-metil 3 propil 1, 4, 6 octatrieno D) 3-metil 3,4 heptadieno E) 3 etil, 4 metil ciclobutino F) 1 metil, 1 propil ciclohexano 13 2) En los siguientes compuestos identifique los grupos funcionales presentes: RTA: alcohol éter ácido ácido éster alcohol alcohol aromático éter ácido aromático cetona aromática aldehido aromático cetona ácido doble 3) Verifique la fórmula estructural de los siguientes compuestos. Encuentre isómeros y clasifíquelos: A y B isómeros de posición C y D isómeros de función E, F y G isómeros de cadena H e I isómeros de función L y Ñ isómeros de posición M y O isómeros de posición L y M isómeros de cadena Ñ y O isómeros de cadena N y P isómeros de posición Q y R isómeros cis y trans 14 J y K son las fórmulas moleculares de los compuestos de arriba ACTIVIDADES PRÁCTICAS UNIDAD III PARTE B 1) Responda V o F justificando: a-V b-F c-V d-F e-F f-F g-V 15 2) Calcule el peso molecular relativo, el peso molar y el peso molecular absoluto del: H2 SO4 98 uma – 98 g-1,63 10 -24 3) Cuantos átomos de H, S y O hay en: a - 2 átomos H 1 átomo S 4 átomo de O b- En un mol: 2 . 6,02 10 23 H 6,02 10 23 S 4 6,02 10 23 O c En tres moles: 6-. 6,02 10 23 H 3 . 6,02 10 23 S 12 . 6,02 10 23 O 4. Calcule la masa en gramos contenida en: a. Una molécula de agua. 2,99 10 -23 g b. Un mol de átomos de hidrógeno 1g c. Un mol de átomos de oxígeno 16 g d. Un mol de moléculas de oxígeno gaseoso (O2) 32g e. Un mol de moléculas de ozono (O3) 48g f. Un mol de moléculas de agua 18g 5) El acetato de octilo es uno de los responsables del aroma a naranjas. Si contiene 69,77 % de C, 11,63% de H y 18, 60 % de O, y su masa molar es de 172 g. Calcule la fórmula empírica y su fórmula molecular. C5 H10 O C10 H20 O2 6) Establezca la fórmula empírica y la composición centesimal para cada caso. Empírica C H 3 80% C 20% H HO 5,88% H 94,12% O 7) Balancee las siguientes ecuaciones: a. 2 KNO3 + S SO2 + K2 O + N2O3 b. 2 P4O6 + 4 I2 2 P 2I4 + P4O10 + O2 8) El amoníaco (NH3) es una materia prima muy usada a nivel industrial. Su síntesis se lleva a cabosegún el proceso propuesto por el químico Fritz Haber (1868-1934) en 1905, representado por la siguiente ecuación : b- 15 moles de H2 c-0,6 moles de NH3 d-65,6 g de NH3 e- 1,81 10 25 moléculas de H2 f-15000 L de hidrogeno gaseoso 9) Partiendo de la siguiente reacción: 3Mg (s) + 2 H3PO4 (ac) Mg3 (PO4 ) 2 (ac) +3 H2 (g) b- 1080 g de Mg 30 moles de ácido c- 140 L
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