F y Q 3 ESO (1) Actividades del Curso Normal

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I.E.S. “RIBERA DEL TAJO” DEPARTAMENTO DE FÍSICA Y QUÍMICA 
 
 
 FFÍÍSSIICCAA YY QQUUÍÍMMIICCAA 33ºº EESSOO MMAARRIIAANNOO BBEENNIITTOO PPÉÉRREEZZ 
 
 
 
ACTIVIDADES DEL CURSO 
 
 
 
Se presentan en este documento las actividades a realizar durante el curso. Pueden realizarse 
de manera simultánea con otras que dicte el profesor en clase. Incluso algunas que se indiquen 
pueden servir de recuperación. Cabe la posibilidad de que este documento se proponga también 
como actividades para los alumnos pendientes o como cuadernillo de repaso en verano. 
 
 
 
 
 
Tema 1. Introducción al Método Científico. 
 
 
 
1 ¿Qué diferencia a la Ciencia de la Mitología? 
 
2 ¿Qué es el Método Científico? ¿Cuáles son sus etapas? 
 
3 ¿En qué etapa del trabajo científico tiene mayor importancia la observación? ¿Y la experimentación? 
 
4 ¿En qué se diferencian una hipótesis falsa de una hipótesis no válida? 
 
5 Una hipótesis posible que explique la caída de los cuerpos podría ser la siguiente: “Los cuerpos, en ausencia de 
rozamientos, caen tanto más rápido cuanto más masa poseen”. Describir una experiencia que permita 
comprobar la hipótesis anterior. 
 
6 Un péndulo está formado por un objeto suspendido de un hilo y que se mueve entre dos puntos equivalentes, 
siendo el período el tiempo que tarda el péndulo en llegar del primer punto al segundo y regresar al primero de 
nuevo (oscilación completa). Suponiendo que se quiere investigar los factores de que depende el período de 
oscilación del péndulo, se plantean las siguientes hipótesis: 
 a) El período depende de la masa del cuerpo que oscila. 
 b) El período depende de la longitud del hilo que sujeta al cuerpo. 
 c) El período depende de la temperatura del aire en el que oscila. 
 ¿Cómo se podría comprobar cada una de las hipótesis? 
 
7 ¿Cómo se define la Física? ¿Y la Química? Poner varios ejemplos de fenómenos físicos y fenómenos químicos. 
¿De qué tipo es la evaporación del agua? ¿Y la formación de nuestra imagen en un espejo? 
 
8 ¿Qué apartados debe incluir un informe científico? ¿Cuáles son las normas para representar gráficas? 
 
9 Representar en una gráfica Posición – Tiempo los datos de la Tabla de abajo. ¿Qué se obtiene? Buscar en un 
libro de Matemáticas el significado de “pendiente” y de “ordenada en el origen”. ¿Qué otro tipo de gráficas 
conoces? ¿Cuál es su ecuación característica? 
 
Tiempo / s 0 1 2 3 4 5 6 7 
Posición / m 1 6 11 16 21 26 31 36 
Física y Química 3º ESO 
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10 ¿Qué es una magnitud física? Poner varios ejemplos. 
 
11 ¿Qué es medir? ¿Por qué se deben utilizar unidades de medida? 
 
12 ¿Qué características debe tener una unidad de medida? 
 
13 Clasificar las magnitudes físicas. ¿Qué es un sistema de unidades? Citar algunos. 
 
14 Completar la Tabla siguiente: 
 
Magnitud Unidad Símbolo 
Velocidad 
 m/s2 
Volumen 
 K 
Potencia 
 m2 
 J 
 
15 Expresar en unidades del Sistema Internacional las siguientes medidas: 2.5 km, 100 mg, 6.0 horas, 25 cm, 
25000 ns, 4.5 años, 300 g, 13 mm, 3.0 MW, 4500 pm, 2.73 Mg, 0.358 GV, 40 s. 
 
16 Expresar las siguientes cantidades en el S.I., utilizando los factores de conversión adecuados: 
 a) 13.6 g/cm3. 
 b) 900 km/h. 
 c) 720 t/h. 
 
17 a) Expresar en escritura científica, redondeando a tres cifras significativas: i) 96485 C/mol; ii) 0.008314 kJ 
mol-1 K; 10967758 m-1; 299792458 m/s. 
 b) Efectuar las siguientes operaciones, expresando de forma correcta el resultado: i) 13.5104 – 2.23 + 5.671; 
ii) 6.201 x 3.2 / 2.11. 
 
18 Para medir el período de un péndulo, se utiliza un reloj que aprecia décimas de segundo. Se realizan diez 
medidas, obteniéndose los siguientes resultados: 1.7, 1.2, 1.3, 1.4, 1.7, 1.8, 1.7, 1.5, 1.7 y 1.2 Calcular: 
 a) El valor representativo o más probable para el período. 
 b) El error absoluto de la 6ª medida. 
 c) El error relativo en % de la 7ª medida. 
 d) La expresión correcta del resultado de la medida. 
 e) El error relativo global de todas las medidas. 
 
19 Al realizar la medida de una masa con tres balanzas que aprecian hasta cg, se obtienen los siguientes 
resultados: 12.52, 12.51, 12.51 Calcular: 
 a) El valor que se debe tomar como valor representativo o más probable para la masa. 
 b) El error absoluto de la 1ª medida. 
 c) El error relativo de la 2ª medida. 
 d) La expresión correcta del resultado de las medidas. 
 
20 ¿Qué medida es más precisa: El radio de una rueda de bicicleta de (102 1) cm, o la longitud de una pared de 
(3.45 0.05) m? 
 
21 Definir sensibilidad, incertidumbre y fidelidad de una medida o del aparato de medida. ¿Cuál es la diferencia 
entre precisión y exactitud? 
 
22 Escribir cinco normas de trabajo, de comportamiento o de seguridad en el Laboratorio. 
 
23 ¿Cuáles son los apartados que se deben incluir en un informe de trabajo o de prácticas de Laboratorio? 
Actividades del curso 
3 
24 Dibujar y definir los pictogramas de peligrosidad que pueden aparecer en las etiquetas de los productos 
químicos del Laboratorio. 
 
25 Dibujar el siguiente material de Laboratorio: Vaso de precipitados, matraz erlenmeyer, cápsula, bureta y 
pipeta. 
 
26 Nombrar los siguientes instrumentos de Laboratorio: 
 
 
 
 
 
 
La Materia 
Tema 2. Estados de Agregación. 
 
 
 
1 Definir materia y sustancia. ¿Qué clases de sustancia hay? 
 
2 ¿Qué significa “estado de agregación”? 
 
3 ¿Cuáles son los estados de agregación clásicos? Poner ejemplos. ¿Se conoce algún estado atípico? 
 
4 ¿Se puede diferenciar un tipo de sustancia de otro midiendo su masa? ¿Y conociendo su dureza y su brillo? 
Responder razonadamente. 
 
5 Poner tres ejemplos de sistemas materiales e identificar mediante algunas propiedades específicas las 
sustancias de que están hechos. 
 
6 Definir los conceptos de masa y volumen. Al triturar una piedra, ¿Cambia su masa? ¿Y su volumen? 
 
7 Indicar, si existen, sustancias comunes a algunos de los siguientes sistemas: Ventana de aluminio, botella de 
agua, lata de refresco, estanque de agua. 
 
8 Explicar la siguiente frase: “Para que una sustancia sea identificada como glicerina, es una condición necesaria, 
pero no suficiente, que funda a 17 ºC”. 
 
9 ¿Cómo se denominan las fuerzas que mantienen unidos los átomos o las moléculas? ¿Y las que tienden a 
separarlos? 
 
10 ¿En qué se basa la Teoría Cinético - Molecular para explicar el comportamiento de la materia y los estados de 
agregación? Indicar los tipos de movimiento de las partículas o grados de libertad según cada estado físico. 
 
11 ¿Cuáles de las siguientes afirmaciones son ciertas? Razonar las respuestas. 
 a) La materia en cualquier estado tiene masa. 
 b) La materia en cualquier estado tiene volumen fijo. 
 c) La materia en cualquier estado tiene forma propia. 
 d) La materia en cualquier estado ocupa un lugar en el espacio. 
 
12 Interpretar desde la Teoría Cinética el hecho de que los líquidos y los sólidos sean difícilmente compresibles. 
¿En este sentido, cómo se comportan los gases? ¿Qué quiere decir que los gases son sustancias muy 
expansibles? 
Física y Química 3º ESO 
4 
13 Explicar, a partir de la Teoría Cinética, por qué la evaporación de un líquido es mayor si está contendido en un 
plato que si está en un vaso. Diferenciar los dos tipos de vaporización: Evaporación y Ebullición. 
 
14 Un recipiente cúbico hueco tiene 0.8 cm de arista. ¿Cabe 1 mL de agua dentro de él? 
 
15 Rellenar la siguiente Tabla: 
 
PROPIEDADES SÓLIDOS LÍQUIDOS GASES 
Volumen 
Forma 
Disposición de Partículas 
 
16 ¿Cuántos tipos de sólidos se pueden encontrar en la Naturaleza? ¿Por qué se caracterizan? 
 
17 Definir los siguientes términos: Tensión Superficial, Viscosidad, Fluidez, Tenacidad, Maleabilidad, Ductilidad. 
 
18 ¿Cuáles son las variables que definen el estado de un gas? Definirlas.¿En qué unidades se miden? ¿Qué 
relaciones matemáticas hay entre esas variables? Explicar el significado físico de esas Leyes. 
 
19 ¿Qué es un cambio de estado? Hacer un esquema de los distintos cambios de estado y definirlos. Indicar 
cuáles son exotérmicos. ¿Qué es un cambio de fase? Poner ejemplos. 
 
20 Cuando un sistema material cambia de estado, ¿Se modifica su masa? ¿Y su volumen? 
 
21 Calentando en un tubo de ensayo cristales de yodo se observan en su boca unos vapores de color 
característico. Indicar qué ha sucedido. 
 
22 La temperatura de fusión del estaño es 231.9 ºC. ¿A qué temperatura se encuentra cuando apenas queda una 
porción de estaño sólido sobre el estaño fundido? 
 
23 ¿Cómo se puede saber cuando se está produciendo un cambio de estado? 
 
24 ¿Qué Leyes rigen los cambios de estado? Enunciarlas. 
 
25 Indicar las fórmulas matemáticas que permiten calcular la cantidad de calor intercambiado por una masa de 
sustancia dada cuando cambia de estado o cuando cambia de temperatura. Definir calor latente y calor 
específico. 
 
26 Dibuja la gráfica de calentamiento de un kilogramo de plomo que se encuentra inicialmente a 70 ºC y pasa a 
una temperatura final de 2000 ºC, sabiendo que su temperatura de fusión es de 327.4 ºC y la de ebullición es 
de 1725 ºC. 
 
27 Dibuja la gráfica de enfriamiento de 500 gramos de estaño que se encuentra inicialmente a 700 ºC y pasa a 
una temperatura final de 10 ºC, sabiendo que su temperatura de fusión es de 231.9 ºC y la de ebullición es de 
2270 ºC. 
 
28 ¿Cómo explica la Teoría Cinético – Molecular los cambios de estado? 
 
29 Sabiendo que el LF [ Agua ( s ) ] = 335 kJ/kg, y que Ce [ Agua ( l ) ] = 4184 J kg
-1 Grado-1, determinar el calor 
necesario para transformar 1.50 kg de hielo a 0 ºC en agua líquida a 60.0 ºC. 
 
30 ¿Qué es la densidad? ¿Es una magnitud característica constante de cada sustancia pura? Si se representa 
gráficamente la masa de una sustancia frente al volumen correspondiente se obtiene una recta. ¿Qué 
representa la inclinación de esa recta? 
 
31 Una esfera maciza de 3 cm de radio tiene una masa de 12.3 g. Calcular la densidad del material en el S.I. 
Actividades del curso 
5 
32 Considerar dos esferas macizas de igual masa, pero una de radio doble que la otra. Calcular la relación entre 
las densidades de ambas. 
 
33 ¿Qué volumen, medido en decímetros cúbicos, corresponde a 1 kg de oxígeno, 1 tonelada de platino, 1 saco 
de 50 kg de sal? Datos: Densidad del oxígeno = 0.0013 g/cm3; densidad del platino = 21.4 g/cm3; densidad de 
la sal: 2.16 g/cm3. 
 
34 La densidad del oro es de 19.3 g/cm
3
. ¿Qué masa tiene un lingote prismático de 20 cm x 15 cm x 10 cm? 
 
35 La densidad del aluminio es 2.7 g/cm3. ¿Qué masa tiene un cilindro de este material si sus dimensiones son: 
radio = 5.0 cm y altura = 10 cm? 
 
36 Una esfera de madera (densidad = 650 kg/m3) tiene una masa de 10.0 kg. ¿Cuál es su radio? 
 
37 En el fondo de un lago donde la temperatura del agua puede considerarse constante, se forma una burbuja 
de aire de 2.5 mL de volumen, siendo la presión en ese punto de 1.9 atm. Si la burbuja asciende hasta la 
superficie donde la presión es de 0.95 atm, ¿Cuál es su nuevo volumen? 
 
38 En el interior de un neumático de carreras de volumen constante, se encuentra aire a la presión de 2.5 atm y 
temperatura de 27 ºC. ¿Cuál será la presión en su interior si, a consecuencia de un frenazo brusco, la 
temperatura sube hasta 95 ºC? 
 
39 Sabiendo que la presión de una masa dada de un gas se mantiene constante, y que el volumen que ocupa es 
de 5.0 L, ¿Cuál será el nuevo volumen si la temperatura se triplica? 
 
40 Se dispone de 10 L de un gas a 900 mm de Hg y 27 ºC. ¿Qué volumen ocupará en C.N.? 
 
 
 
 
La Materia 
Tema 3. Disoluciones. 
 
 
 
1 Según la Física y la Química, ¿Qué se entiende por sistema material? 
 
2 ¿Cuál es la diferencia fundamental entre una sustancia pura y una mezcla? ¿Qué diferencias existen entre las 
mezclas homogéneas y las mezclas heterogéneas? Poner ejemplos. 
 
3 ¿Cuándo se puede decir que una sustancia pura es un compuesto químico? ¿Cuál es la diferencia fundamental 
entre un compuesto químico y un elemento químico? 
 
4 ¿Son los elementos químicos las sustancias más simples que se pueden encontrar en la Naturaleza? 
 
5 ¿A qué tipo de mezclas se aplican métodos físicos para separar sus componentes? 
 
6 ¿Cuántos tipos diferentes de partículas (átomos) se pueden distinguir en un elemento químico? ¿Qué se 
entiende por átomo? 
 
7 ¿Cuál es el ente característico de un compuesto químico? ¿Y el de un elemento químico? ¿Hay excepciones en 
estos últimos? 
 
8 ¿De qué consta una molécula? Definir molécula. ¿Qué tipo de métodos deben utilizarse para romper una 
molécula en sus partículas constituyentes? ¿Qué se utiliza para representar la molécula de un compuesto? 
Física y Química 3º ESO 
6 
9 Poner ejemplos de mezclas y de sustancias puras: 
 
Mezcla Heterogénea Mezcla Homogénea Compuesto Químico Elemento Químico 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
10 Clasificar las sustancias siguientes en mezclas heterogéneas, mezclas homogéneas, compuestos químicos o 
elementos químicos: Agua del grifo, agua destilada, agua del mar, agua de charca, diamante, natillas, arcilla, 
aire, dióxido de carbono, espuma de afeitar, bronce, carbón, mercurio, latón, sacarina, gasolina, leche, 
aluminio, amoniaco, detergente en polvo para lavadoras, vino, gaseosa, sodio, carbonato de calcio. 
 
11 Idear un proceso experimental para separar los componentes de la siguiente mezcla: Limaduras de hierro, 
serrín, sal de cocina, arena, corcho. 
 
12 Explicar las siguientes técnicas experimentales de separación de mezclas: Destilación, decantación, 
cromatografía, extracción, cristalización y filtración. Indicar a qué tipo de mezclas se aplican y dibujar el 
dispositivo experimental. 
 
13 ¿Qué procedimiento sería el más adecuado para separar el azúcar de una mezcla de agua y azúcar? 
 
14 ¿Qué técnica de separación se podría utilizar para obtener agua pura a partir del agua de mar? 
 
15 ¿Cuál es la función del refrigerante en la destilación? ¿Por qué se pone porcelana porosa en el matraz de 
destilación? 
 
16 Indicar cómo se separarían los componentes de una mezcla formada por: sal (sólido soluble en agua e 
insoluble en etanol), yodo (soluble en etanol y, además, sublima), hierro (propiedades magnéticas) y arena. 
 
17 Indicar el procedimiento para separar los componentes de una mezcla formada por: aceite, agua y sal de 
cocina. 
 
18 Definir disolución. 
 
19 ¿A qué componente de una disolución se llama disolvente? ¿Puede haber dos disolventes? ¿Al agua cómo se 
le considera, soluto o disolvente? 
 
20 ¿A qué componente de una disolución se llama soluto? ¿Puede haber dos solutos en una disolución? 
 
21 ¿Cuáles de las siguientes afirmaciones son ciertas? Razonar las respuestas. 
 
 a) Las disoluciones se clasifican en diluidas, concentradas y saturadas. 
 b) Las disoluciones diluidas contienen mayor cantidad de soluto que las concentradas. 
 c) Las disoluciones diluidas contienen una cantidad muy pequeña de soluto. 
 d) Las disoluciones saturadas no pueden contener más cantidad de soluto. 
 e) Las disoluciones sobresaturadas se obtienen en caliente y son estables. 
 
22 ¿Cuáles son las diferencias entre las disoluciones verdaderas, las dispersiones y los coloides? Poner ejemplos 
de unas y otras. 
Actividades del curso 
7 
23 Rellenar la siguiente Tabla: 
 
DISOLVENTE SOLUTO EJEMPLO 
GAS 
GAS 
 
 
 
 
LÍQUIDO 
 
 
 
 
SÓLIDO 
 
24 ¿Cuáles son las disoluciones más frecuentes en la Naturaleza? ¿Por qué? 
 
25 ¿Qué debe ocurrir para que un sólido se disuelva en un líquido? ¿Cómo varía la solubilidad en este caso? 
 
26 ¿Qué significa que dos líquidos son miscibles? ¿Si son inmiscibles, podrían utilizarse para separar algún 
soluto? Buscarinformación sobre esto. 
 
27 ¿Por qué es importante que haya disoluciones de un gas en un líquido? ¿Cómo varía la solubilidad de un gas 
en un líquido al aumentar la temperatura? Poner un ejemplo. 
 
28 ¿Qué es la solubilidad? ¿Qué relación existe entre solubilidad y disolución saturada? 
 
29 ¿Qué influencia tiene la temperatura en la solubilidad? ¿Sucede lo mismo en todos los casos? 
 
30 Interpreta la siguiente curva de solubilidad de una sal sólida en agua: 
 
10; 20
20; 80
30; 180
40; 320
50; 500
60; 720
70; 980
80; 1280
0
200
400
600
800
1000
1200
1400
0 10 20 30 40 50 60 70 80 90
Temperatura (ºC)
S
o
lu
b
il
id
a
d
 (
g
/l
)
 
 
31 En un experimento se midió la solubilidad del nitrato de potasio en función de la temperatura y se obtuvieron 
los datos mostrados en la Tabla siguiente: 
 
T (ºC) 0 10 20 30 40 50 
S (g soluto/100 g agua) 12.2 17.9 27.8 40.1 59.3 80.2 
 
 a) Representar la curva de solubilidad del nitrato de potasio. 
 b) Determinar la solubilidad del nitrato de potasio a 25 ºC. 
 c) Se pretende preparar una disolución a 20 ºC disolviendo 60 g de nitrato de potasio en 250 mL de agua, 
¿Será posible? 
 
32 ¿Qué mide la concentración de una disolución? 
 
33 ¿En qué dos tipos de escalas se expresa la concentración de una disolución? Indicar las unidades de ambas. 
Física y Química 3º ESO 
8 
34 ¿Qué es el porcentaje en masa? ¿Cómo se calcula? ¿Qué significa una concentración del 12 % en masa de 
soluto? 
 
35 ¿Qué es el porcentaje en volumen? ¿Cómo se calcula? ¿Cuándo suele utilizarse? Explicar la etiqueta de una 
botella de vino en la que puede leerse: 13 % en volumen. 
 
36 ¿Qué se quiere expresar cuando la concentración de una disolución es de 150 g/L? ¿Cómo se calcula? 
 
37 ¿Qué es la molaridad? ¿Cómo se calcula? Explicar todos los términos que aparecen en la fórmula. 
 -------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------- 
38 Definir los siguientes conceptos: unidad de masa atómica (u), masa atómica relativa, masa molecular relativa, 
mol, Número de Avogadro, masa molar, volumen molar, equivalente – gramo, composición centesimal, 
fórmula empírica y fórmula molecular. 
 
39 ¿En qué consiste la Hipótesis de Avogadro o Ley de Avogadro? 
 
40 Buscar en el Sistema Periódico las masas atómicas de los siguientes elementos: N, H, K, Mn, O, S, Cr, C, Ca. 
Calcular la masa molecular de: Amoniaco (NH3), Ácido Sulfúrico (H2SO4), Permanganato de Potasio (KMnO4), 
Dicromato de Potasio (K2Cr2O7). ¿Cuál es la masa molar de: Agua (H2O), Hidróxido de Calcio (Ca(OH)2), 
Glucosa (C6H12O6)? 
 
41 ¿Cuántos moles de moléculas hay en 100 g de cloro? ¿Y cuántos moles de átomos de sodio hay en 100 g de 
sodio? Calcular, además, el número de moléculas de cloro y el número de átomos de sodio que existen en 
esas cantidades. 
 
42 Calcular la composición centesimal de las siguientes sustancias: Ácido Nítrico (HNO3), Sacarosa (C12H22O11). 
 
43 ¿Cuál de los siguientes minerales es más rico en hierro: Magnetita (Fe3O4) e Hematites (Fe2O3)? 
 
44 Se dispone de 27 mL de agua (densidad = 1.0 g/mL). Hallar: a) El número de moles y el número de moléculas 
de agua disponibles; b) El número de átomos de hidrógeno existentes; c) El número de moléculas de oxígeno 
que se podrían extraer; d) La masa de hidrógeno presente; e) La masa de una molécula de agua en gramos. 
 
45 Calcular las fórmulas empírica y molecular de un óxido de fósforo que contiene un 43.66 % de fósforo, 
sabiendo que su masa molar es 284 g/mol. 
 
46 La composición centesimal de un hidrocarburo utilizado como disolvente es: 92.31 % de carbono y un 7.69 % 
de hidrógeno. La masa de una de sus moléculas es 1.30 x 10
-22
 g. Determinar sus fórmulas empírica y 
molecular. 
 
47 Calcular el volumen ocupado en C.N. de presión y temperatura por 6.40 g de dióxido de azufre gaseoso. ¿Cuál 
será el volumen si las condiciones son 740 mm de Hg y 27.0 ºC? 
 
48 Explicar cada uno de los términos que aparecen en la ecuación de estado de los gases ideales (P · V = n · R · T). 
Escribir algunas variantes de esta ecuación. 
 
49 Calcular la densidad del dióxido de carbono a 17.0 ºC y 1.25 atm. ¿Cuál es su valor en C.N.? 
 -------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------- 
50 ¿Qué cantidad de carbonato sódico (Na2CO3) contiene una disolución acuosa de 500 cm
3 de volumen, si su 
concentración es 1.00 M? ¿Qué volumen de esa disolución contiene 10.0 g de soluto? 
 
51 ¿Cuántos gramos de una disolución de cloruro sódico (NaCl) al 10.0 % en masa son necesarios para obtener 
10.0 g de NaCl puro? 
 
52 Se prepara una disolución añadiendo 5.00 g de NaCl a 20.0 g de agua. Una vez disuelta, el volumen de la 
disolución es igual a 21.7 mL. Calcular la concentración de la disolución en % en masa, g/L y molaridad. 
Actividades del curso 
9 
53 Hallar la masa de sulfato férrico (Fe2(SO4)3) que habrá que disolver en agua para obtener 100 mL de 
disolución 1.50 M. 
 
54 Calcular el % en volumen y la molaridad de una disolución preparada a partir de 5.00 mL de alcohol etílico 
(C2H5OH) y 800 g de agua suponiendo que las densidades son: alcohol 925 g/L y agua 1000 g/L. 
 
55 Calcular el % en masa y la molaridad de una disolución de 10.0 g de cloruro sódico en 800 g de agua. Suponer 
que el sólido añadido no ocupa volumen. 
 
56 La concentración de una disolución de un soluto líquido de densidad 0.80 g/mL y masa molar de 50 g/mol es 
2.0 M. Calcular el % en masa y el % en volumen, sabiendo que la densidad de la disolución se considera igual 
a la del agua (1.0 g/mL). 
 
57 La “couldina”, que es un medicamento para combatir los estados gripales, tiene una concentración de ácido 
acetilsalicílico del 32.0 % en masa. ¿Qué cantidad de ácido hay en un sobre de 450 g? 
 
58 El nitrógeno en el aire está en una concentración del 80.0 % en volumen. ¿Qué cantidad de nitrógeno hay en 
un aula cuyo volumen de aire es de 120 m3? 
 
59 En 0.50 kg de caldo se añaden 2.0 g de sal. ¿Cuál es la concentración en % en masa? Si se quiere el caldo 
menos salado, ¿Qué habrá que hacer: diluir o concentrar la disolución? 
 
60 Sabiendo que la densidad del agua con sal es de 1.3 kg/L, expresar en % en masa la concentración de una 
disolución de sal en agua de 10 g/L. 
 
61 El vinagre es una disolución diluida de ácido acético en agua. Calcular qué cantidad de ácido acético hay en 
500 g de un vinagre con una concentración del 4.50 % en masa. 
 
62 Aparte de la molaridad, existen otras unidades de la escala química para expresar la concentración de una 
disolución. Explicar dos de ellas. 
 
 
 
 
Tema 4. Estructura Atómica. 
 
 
 
1 ¿En que se diferenciaba la teoría de la materia de Leucipo – Aristóteles de la de Demócrito? 
 
2 ¿Quiénes eran los alquimistas? ¿En qué época trabajaron? ¿Qué buscaban? 
 
3 ¿Quién escribió el primer libro sobre Química? 
 
4 ¿Qué tipo de sustancias estudió Robert Boyle? 
 
5 ¿Qué científico, primero en aplicar el Método Científico, puede considerarse como el padre de la Química? 
 
6 ¿Cuáles eran los componentes básicos de la materia según Dalton? Enuncia los postulados de su teoría. 
 
7 ¿Qué científico pensó que la materia debía contener partículas con propiedades eléctricas? 
 
8 ¿Qué investigadores descubrieron los electrones y los protones? 
 
9 ¿Quién descubrió los neutrones? ¿Por qué su descubrimiento tardó varios años en producirse? 
Física y Química 3º ESO 
10 
10 ¿Cuáles son los Modelos Atómicos estudiados durante el curso? Citarlos por orden cronológico. 
 
11 Dibujar el átomo de Thomson. Poner ejemplos de la vida corriente que describan al átomo de Thomson. 
 
12 ¿Qué descubrimiento hace que la esfera propuesta por Thomson no sea válida? 
 
13 ¿Cuál fue la experiencia que llevó a Rutherford a enunciar un nuevo modeloatómico? 
 
14 ¿Qué les ocurría a las partículas α que lanzaba contra las láminas de oro? ¿Qué observó raro en el 
experimento? 
 
15 ¿A qué conclusiones llegó Rutherford? Hacer un esquema del átomo según este científico. Poner ejemplos 
que permitan entender este átomo. 
 
16 Definir elemento químico y átomo. 
 
17 ¿Qué partícula atómica no puede variar en un átomo de un elemento concreto? 
 
18 ¿Cuántas veces es mayor la masa del protón que la del electrón? Hacer una Tabla donde figuren las tres 
partículas subatómicas fundamentales, indicando su masa y carga relativas, así como su símbolo. ¿Cómo es la 
masa del neutrón respecto de la del protón? 
 
19 Indica la diferencia entre número másico y número atómico. ¿Cuál es la diferencia entre masa atómica y 
número másico? 
 
20 Si un átomo neutro tiene 14 protones y 14 neutrones: ¿Cuántos electrones tendrá? ¿Cuál será su número 
atómico? ¿Y su número másico? 
 
21 Dibujar un átomo tal que Z = 11 y A = 21, utilizando el Modelo Atómico de Rutherford. 
 
22 ¿Puede tener un átomo menos neutrones que protones? Buscar un ejemplo en la Tabla Periódica de los 
elementos químicos. 
 
23 Determinar el número de protones, electrones y neutrones de los siguientes átomos: Cloro – 35, Cinc – 64 y 
Plata – 107. Buscar el número atómico en la Tabla Periódica de los elementos químicos. 
 
24 Indicar el número de partículas subatómicas de los siguientes átomos: P
31
15 , Mg
24
12 , Ba
130
56 . 
 
25 Un átomo neutro con 10 protones pierde 2 electrones: ¿En qué se transforma? ¿Sigue siendo el mismo 
elemento químico? ¿Mantiene el mismo número atómico? ¿Mantiene igual número másico? 
 
26 Un átomo neutro con 16 protones gana 2 electrones: ¿En qué se transforma? ¿Sigue siendo el mismo 
elemento químico? ¿Mantiene el mismo valor para sus números atómico y másico? 
 
27 Indicar el número de protones, neutrones y electrones de los siguientes átomos: 
-314
7N , 
327
13 Al , 
264
29 Cu , 
1197
79 Au . 
 
28 Sabiendo que un átomo neutro contiene 36 protones y 47 neutrones, indicar sus números másico y atómico, 
así como los electrones que presenta. Representarlo según el convenio internacional. 
 
29 El átomo de azufre más abundante en la Naturaleza tiene 16 protones y su número másico es 32. Calcular 
cuántos neutrones y electrones contiene. 
 
30 ¿Qué es un isótopo? ¿Y un isóbaro? ¿Y un isótono? Poner ejemplos de isótopos y de isóbaros. 
Actividades del curso 
11 
31 Indicar el número de protones, neutrones y electrones en los isótopos del: a) uranio (Z = 92; A = 238, 235 y 
234); b) carbono (Z = 6; A = 12, 13 y 14); c) hidrógeno (Z = 1; A = 1, 2 y 3). 
 
32 ¿Cómo son entre sí las siguientes especies: a) K4019 y Ar
40
18
; b) Ag10747 y Ag
109
47
? 
 
33 ¿Por qué las masas atómicas de los elementos son decimales si contienen un número entero de partículas? 
 
34 Explicar el significado de la especie química: .22
18
8O 
 
35 El cloro tiene dos isótopos, el Cl3517 y el Cl
37
17 , que se presentan en la naturaleza con una abundancia del 75.5 
% y del 24.5 %, respectivamente. Calcular la masa atómica relativa del cloro y compararla con la de la Tabla 
Periódica. 
 
36 Averiguar la masa atómica media del litio sabiendo que, en estado natural, este elemento se presenta en un 
7.42 % del isótopo de masa atómica relativa 6 y en un 92.58 % del isótopo de masa atómica relativa 7. 
 
37 El magnesio natural presenta tres isótopos: el 1º de masa atómica relativa 24 y abundancia 78.70 %, el 2º de 
masa atómica relativa 25 y abundancia 10.13 % y el 3º de masa atómica relativa 26 y abundancia 11.17 %. 
Hallar la masa atómica relativa media del magnesio y compararla con la de la Tabla Periódica. 
 
38 ¿Qué permite calcular el Modelo Atómico de Bohr – Sommerfeld? ¿En qué se basa? 
 
39 ¿Qué es un orbital? ¿Es lo mismo órbita que orbital? ¿Qué tipo de orbitales existen? ¿Cuántos existen de cada 
tipo? ¿Cuántos electrones caben en ellos como máximo? ¿Cómo se simboliza esto? 
 
40 Escribe la configuración electrónica de las especies dadas a continuación, siguiendo el Diagrama de Möeller: 
11Na
+; 17Cl
-; 56Ba; 30Zn. 
 
41 ¿Qué se entiende por electrones de valencia? ¿Y por electrón diferenciador? 
 
42 ¿Qué significa estado fundamental de un átomo? ¿Y estados excitados? ¿Cómo se consiguen? 
 
 
 
 
Tema 5. Las Sustancias Químicas. 
 
 
 
 
1 ¿Cuál era el criterio de orden en las antiguas clasificaciones de los elementos químicos? 
 
2 ¿Cuál es el actual? ¿A quién se debe? Resumir algunas de las clasificaciones anteriores a la actual. 
 
3 ¿Dónde se sitúan los elementos químicos metálicos en la Tabla Periódica? ¿Qué propiedades físicas tienen? 
 
4 ¿Dónde se sitúan los elementos químicos no metálicos en la Tabla Periódica? ¿Qué propiedades físicas tienen? 
 
5 Citar algunos elementos semimetálicos característicos. 
 
6 ¿Qué elementos químicos son gaseosos? ¿Cuáles son líquidos? 
 
7 ¿Qué elementos químicos son naturales? Investigar cuál es el último elemento químico artificial descubierto y 
confirmado experimentalmente. ¿Cuál es el último que tiene nombre oficial? ¿Cuál es éste? 
Física y Química 3º ESO 
12 
8 Dibujar un Sistema Periódico e indicar las principales zonas de éste, es decir, las zonas características de cada 
tipo de electrón diferenciador. ¿Cuál es la configuración electrónica característica de cada una de estas zonas? 
 
9 Definir “grupo” de la Tabla Periódica. ¿Cuántos hay? ¿Qué dos grandes tipos hay? ¿Cómo se nombran? 
 
10Utilizar la Tabla Periódica de abajo e indicar qué grupos corresponden a los elementos de transición, así como a 
los elementos alcalinos, alcalinotérreos, térreos, carbonoideos, nitrogenoideos, anfígenos, halógenos y gases 
nobles. 
 
 
 
11 Indicar algunas propiedades de los elementos alcalinos. Idem de los elementos halógenos. 
 
12 ¿Qué diferencias existen entre los elementos alcalinos y alcalinotérreos? 
 
13 ¿A qué grupos según la nomenclatura de números romanos y letras pertenecen los elementos de transición? 
 
14 ¿Cuántos tipos de elementos de transición hay? ¿Dónde se sitúan los actínidos? 
 
15 Indicar dos elementos térreos o boroideos. ¿Qué elementos rodean al fósforo? 
 
16 ¿Qué tipo de moléculas forman los elementos halógenos? ¿Y los gases nobles? 
 
17 ¿Por qué se llaman así los gases nobles? ¿Cuál es la característica general de su configuración electrónica? 
 
18 ¿Cómo se formulan los metales, monoatómicos o poliatómicos? 
 
19 Buscar cinco elementos que en su estado natural sean sólidos. 
 
20 Buscar cinco elementos metálicos y cinco no metálicos. 
 
21 El hidrógeno, ¿Es un metal o un no metal? Justificar la respuesta. 
 
22 Buscar dos elementos que formen iones divalentes y otros dos que formen iones trivalentes. 
 
23 ¿Cómo se denomina a las filas del Sistema Periódico? ¿Cuántos hay? ¿Qué significado tienen? 
 
24 ¿Cuál es la capacidad de cada periodo? ¿Cómo se clasifican según ésta? 
 
25 ¿Cuándo es más metálico un elemento químico? ¿Y cuándo es más electronegativo? ¿Cómo varía el radio 
atómico? ¿Quién tiene mayor radio iónico, el Fe2+ o el Fe3+? 
 
26 Escribe el nombre y el símbolo de 10 elementos del período 4. 
 
27 Escribe el nombre y el símbolo de los elementos del grupo 15. 
 
28 Escribir los símbolos de los elementos químicos de los grupos 5, 7, 11 y 18. 
Actividades del curso 
13 
29 Escribir los símbolos de estos elementos: Potasio, calcio, magnesio, aluminio, hierro, carbono, flúor, helio, 
argón, cloro, cromo, manganeso, bario, boro, nitrógeno, hidrógeno, rubidio, cobre, oro, plata, cobalto, litio y 
cinc. Situarlos en la Tabla Periódica siguiente: 
 
 
30 Escribir el nombre de los elementos químicos siguientes: Li, Na, Ca, Mn, Fe, Ag, Cd, Ti, Tl, Sb, S, Se, Br, Kr, Xe, 
W, Ta, Cs, Ba, Al, Pd, Sn, Pt, Cd, Co, Ru, N, O, Zn, Cr, Hf, Po y Cl. 
 
31 ¿Por qué se unen los átomos para formar compuestos químicos? ¿Cuál es su referencia? 
 
32 Definirenlace químico. ¿Qué almacena un enlace? ¿Qué explica una buena teoría del enlace? 
 
33 Describir brevemente cada uno de los tipos de enlace estudiados durante el curso: En qué consiste, tipos de 
átomos que los originan, etc. 
 
34 ¿Qué diferencia existe entre un cristal metálico y uno iónico? Explica el Modelo de Drude y Lorentz sobre el 
enlace metálico. 
 
35 Escribir la Estructura de Lewis de seis moléculas formadas por enlaces covalentes entre sus átomos. 
 
36 Definir: Red cristalina, celdilla unidad, índice de coordinación, enlace covalente coordinado o dativo. 
 
37 Justificar el enlace entre los átomos de F (Z = 9) y K (Z = 19), y entre Ca (Z = 20) y Cl (Z = 17). 
 
38 Enumerar las propiedades de los compuestos iónicos. 
 
39 Comparar las propiedades de los compuestos covalentes moleculares y de los compuestos covalentes 
reticulares o atómicos. 
 
40 ¿Por qué el cloruro de sodio se disuelve en agua y no en benceno, y el naftaleno se disuelve en benceno pero 
no en agua? 
 
41 Definir: Sustancia simple, óxido, hidruro, sal binaria, hidróxido, ácido oxoácido, ión, sal ternaria y sal ácida. 
Buscar cinco ejemplos de cada uno. 
 
42 Formular las siguientes sustancias: 
 
1. Óxido de Bario 
2. Óxido de Sodio 
3. Anhídrido Sulfuroso 
4. Óxido de Plata 
5. Óxido de Aluminio 
6. Óxido de Níquel (III) 
7. Óxido de Cloro (VII) 
8. Óxido Nitroso 
9. Anhídrido Nitroso 
10. Hidruro de Litio 
11. Cloruro de Cobalto (III) 
Física y Química 3º ESO 
14 
12. Hidruro de Plata 
13. Ácido Bromhídrico 
14. Ácido Sulfhídrico 
15. Amoniaco 
16. Ácido Clorhídrico 
17. Peróxido de Bario 
18. Hidruro de Calcio 
19. Peróxido de Sodio 
20. Óxido de Estroncio 
21. Cloruro de Hidrógeno 
22. Cloruro de Sodio 
23. Fluoruro de Calcio 
24. Yoduro de Plomo (II) 
25. Bromuro Potásico 
26. Arsenamina (Arsina) 
27. Sulfuro de Bario 
28. Tricloruro de Arsénico 
29. Peróxido de Litio 
30. Sulfuro de Hierro (II) 
31. Ácido Nítrico 
32. Ácido Carbónico 
33. Ácido Perclórico 
34. Ácido Fosfórico 
35. Ácido Metafosfórico 
36. Sulfuro de Hidrógeno 
37. Ácido Sulfúrico 
38. Ácido Hipoyodoso 
39. Hidruro de Magnesio 
40. Ácido Silícico 
41. Hidróxido de Calcio 
42. Hidróxido de Hierro (III) 
43. Ácido Nitroso 
44. Hidróxido de Aluminio 
45. Bromuro de Cobalto (II) 
46. Hidróxido de Potasio 
47. Sulfato de Calcio 
48. Cloruro de Cobalto (III) 
49. Nitrito de Litio 
50. Sulfito Sódico 
51. Cloruro Potásico 
52. Sulfuro de Cinc 
53. Hipoyodito Potásico 
54. Fosfato Cálcico 
55. Hidrógenocarbonato Potásico 
56. Hidrógenosulfato de Litio 
57. Peróxido de Plata 
58. Hidrógenoarseniato de Potasio 
 
43 Nombrar las siguientes sustancias: 
 
 1. RaO 
2. Rb2O 
3. TeO3 
4. CaO2 
5. Hg2O 
6. NiO 
7. Cl2O7 
8. P2O5 
9. LiH 
10. CaO 
11. AgH 
12. HBr 
13. H2S 
14. NH3 
15. HCl 
16. BaO 
17. CaH2 
18. Na2O2 
Actividades del curso 
15 
19. PH3 
20. Cs2O 
21. SnI4 
22. KBr 
23. AsH3 
24. BaSe 
25. AlCl3 
26. Al2S3 
27. Li2O 
28. FeS 
29. HNO3 
30. H2CO3 
31. HClO4 
32. H3PO4 
33. H4P2O5 
34. HIO 
35. HS
- 
36. MgH2 
37. H2SiO3 
38. Ca(OH)2 
39. Fe(OH)3 
40. HNO2 
41. Al(OH)3 
42. KOH 
43. CaSO4 
44. Al2(SiO3)3 
45. ScCl3 
46. LiNO2 
47. Na2CO3.10H2O 
48. Ca3(PO4)2 
49. KHCO3 
50. ZnCl2 
51. Na3PO3 
52. HgO 
53. NH4OH 
54. CH4 
55. KIO 
56. SF6 
57. Pb
2+
 
58. C10 
 
 
 
 
Tema 6. Reacciones Químicas. 
 
 
 
 
1 ¿Qué son las transformaciones químicas, reacciones químicas o fenómenos químicos? ¿Y las transformaciones 
físicas o fenómenos físicos? Poner ejemplos de unos y de otros. 
 
2 ¿Cuáles son las Leyes que rigen las reacciones químicas? Enunciar la Ley de Lavoisier (Ley de Conservación de la 
Masa), la Ley de Proust (Ley de las Proporciones Definidas) y la Ley de Gay – Lussac (Ley de los volúmenes de 
combinación). 
 
3 ¿Qué les ocurre a los enlaces químicos cuando se produce una reacción química? ¿Qué se intercambia, además 
de materia, en una reacción química? 
 
4 Definir: reacción química, ecuación química, reactivo, producto, reactivo limitante. 
 
5 ¿Qué es una reacción química exotérmica? ¿Y una endotérmica? ¿Qué significa que una reacción química es 
espontánea? ¿Tiene esto que ver con la velocidad de la reacción? 
Física y Química 3º ESO 
16 
6 ¿Cómo se representan las reacciones químicas? ¿Aparte de reactivos y productos, qué otros símbolos pueden 
aparecer? 
 
7 ¿Qué es un reactivo impuro? ¿Qué es el rendimiento de una reacción? 
 
8 Define de dos formas distintas el Principio de Conservación de la Masa en las reacciones químicas. ¿Cuál es la 
consecuencia práctica de este Principio? 
 
9 ¿Qué son los coeficientes estequiométricos? ¿Qué significado tienen? 
 
10 ¿En qué consiste ajustar una reacción química? 
 
11 Ajusta las siguientes reacciones químicas: 
 
 HCl + KOH → KCl + H2O 
 S + O2 → SO3 
 SO2 + O2 → SO3 
 CuCO3 → CuO + CO2 
 Fe2O3 → Fe + O2 
 Na + H2O → NaOH + H2 
 C4H10 + O2 → CO2 + H2O 
 Mg + HCl → MgCl2 + H2 
 CaCO3 + HCl → CaCl2 + CO2 + H2O 
 KI + Pb(NO3)2 → PbI2 + KNO3 
 
12 Ajusta las siguientes reacciones químicas: 
 
 Al + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2 
 C2H5OH + O2 → CO2 + H2O 
 C4H8 + O2 → CO2 + H2O 
 H2 + Cl2 → HCl 
 NH3 → N2 + H2 
 H2SO4 + NaOH → Na2SO4 + H2O 
 Mn3O4 + Al → Mn + Al2O3 
 Fe2O3 + CO → CO2 + Fe 
 H2O2 → H2O + O2 
 NH3 + O2 → NO2 + H2O 
 
13 El ácido clorhídrico (HCl) reacciona con el potasio (K) dando cloruro de potasio (KCl) e hidrógeno (H2). Escribir 
y ajustar la reacción química correspondiente. Calcular los moles de ácido clorhídrico que reaccionarán con 
2.5 moles de potasio. ¿Cuántos moles de hidrógeno se obtendrán? 
 
14 Una de las reacciones que tiene lugar en el proceso de formación de la lluvia ácida es: 2 SO2 + O2 → 2 SO3. 
Calcular la cantidad en gramos de SO3 que se forma cuando se lanzan a la atmósfera 100 kg de SO2. ¿Qué 
volumen de O2 en C.N. es necesario para que tenga lugar la reacción completa? 
 
15 Ajustar la reacción química dada a continuación y completar el cuadro de abajo: C5H12 + O2 → CO2 + H2O. 
 
Sustancia C5H12 O2 CO2 H2O 
Número de moles 3 
Masa (g) 80 
 
16 El sulfuro de plomo (II) (PbS) reacciona con el oxígeno (O2) para dar óxido de plomo (II) (PbO) y dióxido de 
azufre (SO2). Escribir y ajustar la reacción química. Calcular el número de moles de PbS que reaccionan con 
2.0 moles de O2. Calcular los gramos de PbO y SO2 que se obtienen si inicialmente se parte de 100 g de PbS. 
 
17 Dada la reacción química ajustada: CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O. ¿Cuántos gramos de H2O se obtiene con 14 g de 
CH4? ¿Qué volumen de O2, a 1.5 atm y 17 ºC es necesario? ¿Cuántas moléculas de CO2 se obtienen? 
Actividades del curso 
17 
18 El carbono reacciona con el oxígeno según la siguiente reacción: C + O2 → CO2. Hallar los gramos de CO2 que 
se obtienen a partir de 2.0 moles de C. ¿Cuál sería el resultado si la riqueza del carbón en C fuera del 90 %? 
 
19 El óxido de hierro (III) reacciona con el carbono según la reacción: Fe2O3 + C → Fe + CO2. Calcular la masa de 
Fe2O3 necesaria para obtener 1.0 toneladas de Fe. ¿Qué volumen de CO2 en C.N. se desprende? 
 
20 Definir velocidad de reacción. ¿En qué unidades se mide? ¿Qué es un mecanismo de reacción? 
 
21 ¿Son todas las reacciones igual de rápidas? ¿Por qué? ¿De qué magnitud depende esto? Definirla. 
 
22 Explica cómo influye la naturaleza de los reactivos y su superficie de contacto en la velocidad de una reacción 
química. 
 
23 Explica cómo influye la concentración de los reactivos en la velocidad de una reacción química. 
 
24 Explica cómo se puede variar la velocidad de una reacción química aumentandoo disminuyendo la 
temperatura. 
 
25 ¿Qué es un catalizador? ¿Qué tipos de catálisis existen? ¿Qué propiedades presenta un catalizador? 
 
 
 
Tema 7. La Química y la Sociedad. 
 
 
 
 
1 ¿Cuál fue la primera reacción química utilizada por el hombre? 
 
2 ¿En qué país se cree que nació la Química? 
 
3 ¿Quiénes eran los alquimistas? ¿En qué época trabajaron? ¿Recuerdas a alguno que fuera famoso? 
 
4 ¿Qué era la “piedra filosofal”? 
 
5 ¿En qué siglo surge la Química como ciencia experimental? 
 
6 ¿A quiénes se les considera los padres de la Química moderna? 
 
7 ¿Qué función desempeña la Química en las sociedades modernas? 
 
8 ¿Qué son los bioelementos? ¿En qué grupos se clasifican? ¿Cuáles son? 
 
9 ¿Qué son los oligoelementos? 
 
10 ¿Qué son las biomoléculas? ¿En qué grupos se clasifican? ¿Cuáles son? 
 
11 ¿Qué es el petróleo? 
 
12 Escribir cuatro fracciones del petróleo indicando sus usos más importantes. 
 
13 ¿Qué es el índice de octano? 
 
14 ¿Cómo se define la petroleoquímica? Realizar un pequeño trabajo de investigación sobre la red mundial de 
oleoductos, y sobre las refinerías existentes en España. 
Física y Química 3º ESO 
18 
15 ¿Qué industrias utilizan los productos de la petroleoquímica? ¿Qué producen estas industrias? 
 
16 Definir los siguientes términos farmacológicos: analgésico, antipirético y antibiótico. 
 
17 ¿Qué son las hormonas? ¿Y las vitaminas? 
 
18 ¿Cuáles son los efectos dañinos de la industria química sobre el medio ambiente? 
 
19 Describir el efecto invernadero. 
 
20 ¿Cómo se produce la lluvia ácida? 
 
21 ¿Por qué se produce el debilitamiento de la capa de ozono? 
 
22 ¿Cuáles son los contaminantes más frecuentes del agua? 
 
23 ¿Qué es la biodegradación? 
 
24 ¿Cuáles son los contaminantes más frecuentes de los suelos? 
 
25 ¿Cuáles son los contaminantes más frecuentes del aire? 
 
26 A pesar de que a veces la Química tiene mala prensa, es fundamental en el mundo que nos rodea, y hoy día 
éste sería muy distinto si la Química no hubiera alcanzado altas cotas de desarrollo. Por esto, la QUÍMICA es 
la CIENCIA “CENTRAL”. Enumerar, solo 10 campos o aspectos por los que la Química es muy importante.