EJERCICIOS PARA COMPLEMENTAR EL TALLER DE RECUPERACIÓN

Buenos días para todos.

los siguientes ejercicios los deben traer el día del examen de recuperación de química y complementan el taller realizado.


Feliz día para todos

Pictogramas

PARA EL GRADO 11D

Cordial saludo para todos

Les pido el favor de transcribir esta información en sus cuadernos, con el fin de adelantar temática, especialmente en su parte teórica, y poder recuperar un poco el tiempo de clase que hemos perdido. Este trabajo se revisará en la clase del próximo viernes

Muchas gracias y feliz día

REGLAS PARA NOMBRAR HIDROCARBUROS ALIFÁTICOS 

ALCANOS

Terminación: ANO  1. Se elige la cadena más larga. 2. Si dos cadenas tienen la misma longitud se toma la más ramificada, y esa será la cadena principal. 3. Se enumera por el extremo más cercano a una ramificación para que tenga los números más bajos. 4. Las ramificaciones se nombran según los prefijos (ver tabla de prefijos).   5. Cuando la cadena contenga varias ramificaciones se ordenan alfabéticamente sin importar la numeración (etil, metil, etc.) 6. Cuando en una misma cadena hay la misma ramificación dos o más veces se indican con los prefijos (di, tri,etc); y la posición de ellos con los números respectivos. 7. Si dos o más cadenas tienen igual distancia, se toma como principal la que tiene mayores ramificaciones.      http://www.quimicaorganica.org/problemas-nomenclatura-alcanos/reglas-iupac.html http://www.quimicaorganica.net/alcanos-nomenclatura.html

ALQUENOS

Terminación: ENO  1. Se numera la cadena de tal forma que a los carbonos del doble enlace, tengan los números más bajos  2. La posición del enlace doble se indica con el número menor que tenga uno de los carbonos (C) y ese número se antepone al nombre del compuesto. 3. Cuando se presenta más de un enlace doble, se usan los sufijos dieno, trieno, etc. Para indicar las posiciones de estes, se antepone al nombre los números de los carbonos donde estánlos enlaces.

ALQUINOS

Terminación: INO 1. Se selecciona la cadena más larga que tenga el enlace triple.  2. Se enumera por el extremo más cercano al enlace triple. 3. La posición del enlace triple se indica con el número menor.  4. Si hay más de un enlace triple, se coloca la terminación diino, triino, etc.

EJEMPLOS 

TALLER DE SOLUCIONES

LOS ESTUDIANTES DEL GRUPO 11:A, deben realizar en el cuaderno los primeros siete ejercicios de este taller y presentarlos el lunes 1º de Septiembre y ese mismo día presentan la evaluación que sale de estos mismos ejercicios.  Lo que apare con R corresponde a la respuesta.

1.    ¿Cuál es la concentración molar (mol/L) de 250 mL de una solución que se prepara con 5 g de clorato de berilio, Be(ClO₃)₂?.  R: 0,11 mol/L

2.    ¿Qué masa en gramos de hidróxido de calcio, Ca(OH)₂, se necesita para preparar 4 L de una solución 2,5 normal? R: 370 g

3.    ¿Cuántos moles de HNO₃, están presentes en 200 mL de una solución 0,75 molar? R: 0,15 moles

4.    Una disolución preparada con 44 g de yoduro potásico (KI) y 250 mL de agua tiene una densidad de 1,12 g/mL. Calcular la molaridad, fracción molar y el porcentaje de yoduro potásico en esa disolución.

5.    ¿Qué volumen contiene 2,1 moles de Mg(NO₃)₂ de una solución 6 N? R: 700 mL

6.    Una solución se preparó disolviendo 196 g de H₂SO₄ en 300 g de H₂O. La densidad de la misma es 1,840 g/mL. Calcular la concentración en:

a.    gramos de soluto por 100 g de solución (%m/m)

b.    gramos de soluto por 100 mL de solución (%m/V)

7.    ¿Cuántos miligramos de tiosulfato de sodio están presentes en 20 mL de una solución 0,05 M?    R: 158 mg

8.    Con 30 g de nitrato de plata (AgNO₃) se desea preparar una solución acuosa de esta sal al 22% m/m (ρ= 1,08 g/mL). Calcular:

1. el volumen de solución que puede prepararse.
2.  la masa de solvente necesaria.

9.    El ácido clorhídrico concentrado contiene 35,2% m/m de HCI y su densidad es de 1,175 g/cm³. Determinar:

1. la molaridad y la molalidad del ácido. R: 11,37M y 14.92M

10.  ¿Qué volumen en litro (L) y en mililitro (mL) de solución 0,45 M se puede preparar con 79,38 g de dicromato de potasio (K₂Cr₂O₇)? R: 600 mL = 0,6 L

11.  Calcular la molaridad, molalidad y normalidad de las siguientes soluciones acuosas:

1. ácido muriático (HCl comercial al 36% m/m, ρ= 1,18 g/mL).
2. soda cáustica (NaOH comercial al 50,5% m/m, ρ= 1,53 g/mL).
3. oleum ( H₂SO₄ al 98% m/m, ρ= 1,84)

12.  Se mezclan 2 g de hidróxido de sodio con 250 mL de una solución 0,15 M en el mismo soluto:

1. ¿Cuántos moles de soluto total contiene la mezcla? R: 0,0875 moles
2. Si el volumen no cambia ¿Cuál es su concentración molar? R: 0,35 M

13.  ¿Cuántos gramos de NaOH están presente en 300 mL de solución 0,45 M? R: 5,4 g

14.  Se disuelven 20 g de cloruro sódico en 100 mL de agua. La densidad de la disolución resultante es 1,2g por cm³. Calcula su concentración expresada de las siguientes formas:

a.    % m/m

b.    M

c.    X _soluto

d.    m

15.  ¿Cuál es la concentración molar final de una mezcla de 100 mL de ácido clorhídrico 0,5 M y 200 mL de ácido clorhídrico 0,8 M? R: 0,7 M

16.   ¿Cuántos gramos de sulfato férrico hay que añadir a 0,75 L de una solución 1,5 M para que aumente su concentración a 2,0 M? R: 149,85 g

17.  El ácido fosfórico de laboratorio, tiene una densidad de 1,69 g/mL y un 85 %m/m, calcular:

1. La concentración %m/v
2. La Molaridad   R: a) 143,65 %m/v b) 14,65 mol/L

18.  13. Una solución de MgCl2 tiene una concentración de 29 %m/v, calcular la molaridad de la mezcla. R: 3,04 mol/L

18.

19.  Calcular el porcentaje masa/masa, masa/volumen, molalidad, molaridad y fracción molar del soluto en cada una de las siguientes soluciones:

1. 7,40 g de CaCl₂ en 52,6 g de agua. Densidad de la solución 1,10 g/mL
2. 15,0 g de H₂SO₄ en 104,7 mL de solución. Densidad de la solución 1,087 g/mL.

Respuestas:

%(m/m)   %(m/V)     m           M         xs

12,3          15,6       21,27    1,22    0,0223

13,0          14,19     1,53      1,45    0,0268

20.  Cuántos gramos de Cloruro de Sodio se deben añadir a 200 g de una solución de dicha sal, al 11% m/m para que su concentración aumente hasta 20. R: 22,5 g.

21.  Cuál es la masa de CaCl₂ en las siguientes soluciones:

a.    20,0 g de solución al 10% (m/m). R: 2,00 g

b.    3,75 L de solución 0,250 mol/L. R: 104 g

c.    3,75 L de solución 0,250 m. R: 205 g

d.    250 mL de solución de densidad 1,058 g/mL y al 7,00%(m/m). R: 18,5 g

22.  Complete los datos faltantes en la siguiente tabla para soluciones de H₂SO₄. Mostrar todos los cálculos.

N°	Sto (g)	Ste(g)	Sln (mL)	M	N	m	%m/m	Ρ (g/mL)
1	20	100						1,115
2	20			2				1,122
3		300	311			1
4			300				7,5	1,047

23.  Una disolución de ácido acético (CH₃COOH) tiene un 10% en masa y una densidad de 1,05 g/mL. Calcular:

1. la molaridad de la disolución
2. la molaridad de la disolución preparada llevando 25 mL de la disolución anterior a un volumen final de 250 mL, mediante la adición de agua destilada.

24.  Calcule la molaridad de una solución acuosa de ácido clorhídrico concentrado (37,0 % p/p). Si 10,0 mL de esta solución concentrada se diluyen a 100,0 mL con agua. ¿Cuál es la molaridad de esta solución diluida?. (Densidad HCl 37%= 1,185 g/mL)

25.  El ácido clorhídrico concentrado comercial contiene un 37 % en masa de HCl y posee una densidad de 1,19 g/ml. ¿Qué cantidad de agua se debe añadir a 100 mL de este ácido para que la disolución resulte 0,1 N? R: 12 L de Agua.

26.  ¿Hasta qué volumen hay que diluir 250 mL de HNO₃ 0,15 M para obtener una disolución 0,025 M?

27.  Indicar cómo prepararía 100 mL de una disolución de hidróxido de calcio 0,5 M si se dispone de 500 mL de disolución de hidróxido de calcio 2,5 M.

TRABAJO PARA LOS GRUPOS 9.C Y 9.D Para el viernes 25 de Juilio

Los estudiantes de los grupos 9C Y 9D deben realizar el siguiente trabajo en su cuaderno de ciencias naturales.

1. Consultar la diferencia entre:

a. Animales celomados y animales no celomados

b. Animales ectotermos y animales endotermos

c. Animales Marsupilaes y animales monotremas

d. Animales monotremas y animales placentados


2. Escribir el nombre de tres animales de cada uno de los siguientes grupos:

a. Aracnidos
b. Moluscos
c. Celenterados
d. Osteictios
e. Condrictios
f. Platelmintos

TRABAJO PARA 8.D Para el viernes 25 de Juilio

Los estudiantes del grupo 8D deben realizar el siguiente trabajo en su cuaderno de ciencias naturales.

1. Consultar los niveles normales de las siguientes hormonas en la sangre de una persona normal (Resultados que aparecen cuando se realiza un examen de sangre)

a. Insulina
b. Tiroxina
c. Somatostatina
d. TSH en hombres

2. Consultar la forma como actúa la insulina en la célula (Explicar)

3. Consultar los tipos de diabetes y en que consiste cada uno (Explicar)

TRABAJO PARA EL GRUPO 11.B

Todos los estudiantes del grupo 11B deben trabajar en la sala de sistemas y cumplir con la realización del siguiente trabajo:

1. Realizar el siguientes cuadro en el cuaderno  

2. Consultar un ejercicio resulto de cada una de las unidades anteriores 

Nota: Cada 30 minutos estaré revisando el trabajo. 

Al finalizar la clase Gustavo y Camilo  recogen los cuadernos 

En la próxima clase se explica y se hace el taller del tema

El trabajo lo deben realizar con mucha seriedad ya provechar al máximo el tiempo.  

-trabajo para 11D

1. Consultar el significado de solubilidad
2. Realizar el siguiente cuadro e interpretarlo

3.Dibujar la gráfica de solubilidad que aparece a continuación y consultar su interptación.

La atmósfera primitiva carecía de O2, gas Carbónico y Nitrógeno, pero contenía abundante cantidad de Hidrógeno, Metano, Amoníaco (gases nocivos para cualquier organismo) y Vapor de agua. Las Radiaciones de alta energía procedentes del Sol, incidieron sobre la mezcla anterior, dando lugar a la formación de moléculas orgánicas
De esta manera se formaron los OCÉANOS PRIMITIVOS cuya característica principal fue la de conformar un verdadero CALDO NUTRITIVO o SOPA PRIMITIVA que serviría de alimento a los primeros seres vivos. Los compuestos orgánicos presentes en los Océanos Primitivos tenían más posibilidad de permanecer inalterados, puesto que el agua los protegía de las radiaciones solares

https://www.google.com.co/url?sa=i&rct=j&q=&esrc=s&source=images&cd=&cad=rja&uact=8&docid=asKvrVJ47vx46M&tbnid=10D7z4T8pNkNqM:&ved=0CAUQjRw&url=http%3A%2F%2Fccnn3eso.blogspot.com%2F2012%2F04%2Fsistema-endocrino.html&ei=oVbEU52XOa-M8gGHp4CACA&bvm=bv.70810081,d.cWc&psig=AFQjCNGSdxLxrRnk-JpQVeJ3L3WaW8pujQ&ust=1405462405944004

taller de gases

BUENAS TARDES PARA TODOS LOS ESTUDIANTES

El presente taller se hace en el cuaderno y debe estar listo para el viernes 30 de mayo. Son obligatorios cinco puntos de los diez. Ustedes escogen los que quieren hacer, los demás se toman como bonificación para la evaluación.  

1.  Se introducen 3,5 g de N₂ en un recipiente de 1,5 L. Si la temperatura del sistema es de 22 ºC, ¿cuál es la presión del recipiente? Si calentamos el gas hasta los 45 ºC, ¿cuál será la nueva presión si el volumen no varía?

2.      Un gas ocupa un volumen de 250 mL a 293 K. ¿Cuál será el volumen que ocupa cuando su temperatura es de 303 K? Enuncia la ley de los gases que usas para hacer el problema.

3.    Qué volumen ocuparán 500 mL de un gas a 600 Torr, si se aumenta la presión hasta 750 Torr a temperatura constante?

4.      ¿Qué presión hay que aplicar a 2,0 L de un gas que se encuentra a una presión de 1,0 atm para comprimirlo hasta que ocupe 0,80 L?

5.      En un recipiente se tienen 16,4 litros de un gas ideal a 47ºC  y una presión de una atmósfera. Si el gas se expande hasta ocupar un volumen de 22 litros y la presión se reduce a 0,8 atm, ¿cuál será la temperatura final del sistema?

6.      Si cierta masa de gas, a presión constante, llena un recipiente de 20 litros de capacidad a la temperatura de 124ºC, ¿qué temperatura alcanzará la misma cantidad de gas a presión constante, si el volumen aumenta a 30 litros?

7.      Si el volumen  resulta ser de 4 litros y la temperatura 20ºC, y calentamos el aire hasta 200ºC  ¿cuál será  el volumen de aire (del recipiente)? ¿Y si lo enfriamos hasta 0ºC

8.      En un recipiente de 5 L de volumen, tenemos aire a 1 atm de presión y 0ºC de temperatura.  Si disminuimos el volumen del recipiente a 2 L y la presión resulta ser de 3 atm ¿cuál es la temperatura del aire en ºC?

9.      Disponemos de un volumen de 20 L de helio, a 2 atm de presión y a una temperatura de 100ºC. Si lo pasamos a otro recipiente en el que la presión resulta ser de 1,5 atm y bajamos la temperatura hasta 0ºC ¿cuál es el volumen del recipiente?

10. ¿Qué volumen  ocuparán 0,23 moles  de hidrógeno a  1,2 atm  de presión y  20ºC  de temperatura? 

TALLER SOBRE ESTEQUIOMETRÍA

El presente taller lo deben imprimir y llevar para la primera clase de esta semana porque estaremos trabajando en el durante la clase y debe estar completamente solucionado en el cuaderno en la semana entre el 25 y 28 de Marzo.

1.     El dióxido de azufre, un contaminante que se produce al quemar carbón y petróleo en plantas de energía, puede retirarse haciéndolo reaccionar con carbonato de calcio.

SO₂   +   CaCO₃   +   O₂     →   CaSO₄   +   CO₂

a.     ¿Qué masa de CaCO₃ se requiere  para retirar 155 g. de SO₂?

b.    ¿Qué masa de CaSO₄ se formará si se consumen en su totalidad 155g de SO₂

c.     Cuál será la cantidad de gramos de Dióxido de Carbono si reaccionan, 8.36 gramos de SO₂, 10.21 gramos de Carbonato de Calcio y suficiente Oxígeno Gaseoso.

2.     La formación de cloruro de plata insoluble en agua es útil parta el análisis de sustancias que contienen cloruro. Considere la siguiente ecuación no balanceada:  Cloruro de Bario que reacciona con Nitrato de Plata para producir Cloruro de Plata y Nitrato de Bario             

1. Escriba la ecuación balanceada.
2. ¿Qué masa de AgNO₃, en gramos, se requiere para la reacción completa con 0.156g de Ba₂Cl₂? ¿Qué masa de AgCl se produce?
3. A partir de 6.24 moles de Cloruro de Bario y 7.5 moles de Nitrato de Plata, Cuántas moles se producen de ambos productos? y ¿Cuántos gramos sobran del reactivo en exceso?.  

3.     La reacción de metano con agua es una manera de preparar hidrógeno para emplearlo como combustible:

CH₄   +   H₂O   →   CO   +   3H₂

 Si se combinan 81.23g de CH₄ con 55.69g de agua:

¿Cuál es el reactivo límite?

1. ¿Cuál es la masa máxima de H₂ que se puede prepara?
2. ¿Qué masa de reactivo en exceso quedará cuando termine la reacción?
3. Cuántos moles sobran del reactivo en exceso

4.     El amoniaco gaseoso (NH₃) puede preparase haciendo reaccionar un óxido metálico como el óxido de calcio con cloruro de amonio.

CaO    +    2NH₄Cl    →   2NH₃   +   H₂O   +   CaCl₂

Si se mezclan 112g de CaO y 224g de NH₄Cl

a.     ¿Qué masa de NH₃ se podrá producir?

b.    ¿Qué masa de reactivo en exceso quedará después de la formación del amoniaco?

c.     ¿Cuántos gramos sobran del reactivo en exceso?

5.     La aspirina (C₉H₈O₄) se produce haciendo reaccionar ácido silícico (C₇H₆O₃) con anhídrido acético (C₄H₆O₃)

C₇H₆O₃   +   C₄H₆O₃     →    C₉H₈O₄   +   CH₃CO₂H

 Si se mezclan 100g de cada uno de los reactivos, ¿Cuál es la máxima aspirina que se podrá obtener?

6.     El compuesto color azul oscuro Cu(NH₃)₄SO₄ se fabrica haciendo reaccionar sulfato de cobre (II) con amoniaco.

CuSO₄   +   4NH₃     →     Cu(NH₃)₄SO₄

a.     Si se emplean 10g de CuSO₄ con 78% de pureza y un exceso de NH₃, ¿Cuál es el   rendimiento teórico de Cu(NH₃)₄SO₄?

b.    Si se obtienen 12.6g de Cu(NH₃)₄SO₄, ¿Cuál es la eficiencia de la reacción?

7.     Una reacción estudiada por Wächtershäuser y Huber es:

2CH₃SH   +   CO    →    CH₃COSCH₃   +   H₂S

Si se inicia con 10g de CH₃SH y un exceso de CO:

a.     ¿Cuál es el rendimiento teórico de CH₃COSCH₃?

b.    Si se separan 8.65g de CH₃COSCH₃, ¿Cuál es el rendimiento porcentual? 

8.     El bicarbonato de sodio, NaHCO₃, puede descomponerse cuantitativamente al calentarlo.

2NaHCO₃  →  Na₂CO₃   +   H₂O

Una muestra de 0.784g de NaHCO₃ impuro da un residuo sólido (formado por Na₂CO₃ y otros sólidos) con masa de 0.4724g. ¿Cuál es el porcentaje en masa de NaHCO₃ en la muestra?

9.     Suponga que 16.04g de metano al 73 % de pureza, CH₄, se queman con 18.7 gramos de oxígeno al 85% de pureza

a.     ¿Cuáles son los productos de reacción?

b.    ¿Cuál es la ecuación balanceada de la reacción?

c.     ¿Qué masa de ambos productos requiere para la combustión completa del metano?

d.    ¿Cuál es la cantidad de moles que sobran del reactivo en exceso

10.  El trastorno metabólico llamado diabetes ocasiona acumulación de acetona (CH₃COCH₃) en la sangre de los enfermos no tratados. El enfermo exhala acetona (Un compuesto volátil) en el aliento, por lo que los diabéticos sin tratamiento despiden un olor característico. La acetona es producida por la descomposición de grasas en una serie de reacciones. La ecuación del último paso es

CH₃COCH₂CO₂H  →   CH₃COCH₃   +   CO₂

¿Qué masa de acetona se producirá a partir de 125 mg de ácido acetoacético (CH₃COCH₂CO₂H)?

11.  En un proceso de oxidación del NH₃ para obtener acido nítrico, se produjeron 1.5 moles de acido a partir de 3.75 moles de NH₃ y 6 moles de O₂.

Calcule la cantidad máxima de HNO₃ que podría producirse y el rendimiento real de la reacción:

4HN₃ + 7O₂    →   2HN₃ + 4H₂O + 2HNO₂

12.  un mineral de zinc, ZnS, contiene 80% de Zn. Calcule cuantos gramos de oxígeno se requieren para reaccionar con 450g de mineral. ¿Cuántos moles de SO2 se forman?

2ZnS + 3O₂   →   2ZnO + 2SO₂

13.  El peróxido de hidrógeno  H₂O₂ tiene numerosas aplicaciones, que van desde antiséptico hasta agente de blanqueo en textiles, y aún explosivos. Pequeñas cantidades se pueden preparar en el laboratorio por la reacción entre el peróxido de bario y un ácido como el clorhídrico

                  

BaO_{2 (s)}   +  2 HCl_(ac)     →   BaCl_{2 (ac)}    +   H₂O_{2 (ac)}

En alguna oportunidad se obtuvieron 27.5 g de H₂O₂ a partir de 154 g de BaO₂ impuro. Calcular el porcentaje de pureza del BaO₂

14.  La urea, CO(NH₂)₂, es uno de los compuestos orgánicos de mayor aplicación industrial, principalmente para su utilización como fertilizante. Anualmente se producen millones de Kg de dicho compuesto mediante la reacción entre el amoniaco y el dióxido de carbono, a saber:

                                        

2 NH₃   +   CO₂  →   CO(NH₂)₂   +  H₂O

En cierto proceso industrial se necesita producir 970 g de urea:

1. ¿Cuántos gramos de amoniaco (NH₃) se deben hacer reaccionar, sabiendo que el proceso tenía una eficiencia del 75 % ?
2. ¿Cuánto CO₂ se requiere en el proceso?

PREPARACIÓN PARA EL ICFES. Marque con una X la respuesta correscta y muestre los cálculos que justifiquen su elección 

15.  Dos métodos de preparación de hidrógeno gaseoso, H₂(g), son los siguientes:

Método 1: pasando vapor de agua sobre carbón caliente  C_(s) + H₂O_(g) → CO_(g) + H_2(g)

Método 2: pasando vapor de agua sobre hierro caliente 3Fe_(s) + 4H₂O_(g) → Fe₃O₄ + 4H_2(g)

Se disponen de 168 g de Fe(s) y 120 g de C(s) y vapor de agua en exceso y se puede utilizar sólo uno de los métodos descritos para producir la mayor cantidad H₂(g) posible. De acuerdo a esto, el método a utilizar debe ser el

a.     2 porque se producen mínimo 4 moles de H_2(g)

b.    1 porque se producen mínimo 10 moles de H_2(g)

c.     2 porque se consume mayor masa de H₂O_(g)

d.    1 porque se consume menor masa de H₂O_(g)

16.  A una misma presión y temperatura se tienen dos recipientes rígidos de igual capacidad que contienen compuestos gaseosos. Inicialmente el recipiente contiene una mol de gas X y un mol de gas Y, y el recipiente 2 contiene 2 moles de gas Z y un mol de gas W. A estas condiciones se producen las reacciones:

Reacción 1: X + Y → J + K

Reacción 2: 2Z + W → H

Las masas moleculares de algunos de estos gases se muestran en la siguiente tabla

Compuestos Gaseosos	Masa Molecular (g/mol)
X	50
Y	15
J	20
Z	10
W	30

De acuerdo con la información anterior, es correcto afirmar que las masas moleculares en g/mol de los compuestos K y H son respectivamente:

a.     35 Y 40

b.    45 Y 50

c.     35 Y 50

d.    45 Y 40

17.  Un método para obtener hidrógeno es la reacción de algunos metales con el agua. El sodio y el potasio, por ejemplo, desplazan al hidrógeno del agua formando hidróxidos (NaOH ó KOH). El siguiente esquema ilustra el proceso De acuerdo con la información anterior, el número de moles de potasio necesarias para producir ocho moles de hidrógeno es:

a.     1

b.    2

c.     8

d.    1

18.  El aire está compuesto aproximadamente de 21% de O₂ y 79% de N₂. Un combustible se quema de acuerdo con la siguiente reacción:  CH₄  +  2O₂  → CO₂  +  2H₂O

Si se queman 10 moles de CH₄ utilizando 100 moles de aire, la cantidad de moles de O₂ que sobra es:

a.     95

b.    1

c.     90

d.    5

19.  Los carbohidratos se transforman en energía y otros productos en presencia de oxígeno como lo representa la siguiente ecuación Luz

C₆H₁₂O₆  +  6O₂  →  6CO₂  +  6H₂O  +  Energía

En una atmósfera compuesta en un 80% de Hidrógeno y 20% de Dióxido de Carbono, y que permite el paso de la luz ultravioleta; se tiene una cantidad de Glucosa. Transcurrido un tiempo y al analizar los gases de la atmósfera se tiene que:

a.     contiene 20% de CO₂, 40% de H₂O y 40% de H₂

b.    contiene 10% de CO₂, 10% de H₂O y 80% de H₂

c.     contiene 40% de CO₂, 20% de H₂O y 40% de H₂

d.    contiene 20% de CO₂ y 80% de H₂

20.  El aire está compuesto aproximadamente de 21% de O2y 79% de N2. Un combustible se quema de acuerdo con la siguiente reacción

CH₄  +  2O₂  → CO₂  +  2H₂O

Si reacciona 1 mol de CH4 en presencia de 3 moles de O2 en un recipiente cerrado, la composición molar final de la mezcla será:

a.     50% H₂O, 25% O₂, 25% CO₂

b.    50% H₂O, 50% CO₂

c.     25% H₂O, 25% O₂, 50% CO₂

d.    50% H₂O, 50% O₂

21.  A 500°C y 30 atm  de presión se produce una sustancia gaseosa S a partir de la reacción de Q y R en un recipiente cerrado

10Q(g)+ 20R(g) → 10S(g)

Se hacen reaccionar 5 moles de Q con 10 moles de R. Una vez finalizada la reacción entre Q y R, el número de moles de S presentes en el recipiente es:

a.     2

b.    3

c.     4

d.    5

La síntesis industrial del ácido nítrico se representa por la siguiente ecuación:

3NO_2(g) + H₂O_(g) →2HNO_3(ac) + NO_(g)

En condiciones normales, un mol de NO2 reacciona con suficiente agua para producir:

                        

a.     3/2 moles de HNO₃

b.    4/3 moles de HNO₃

c.     5/2 moles de HNO₃

d.    2/3 moles de HNO₃

22.  Al calentar clorato de potasio se produce cloruro de potasio y oxígeno, de acuerdo con la siguiente ecuación:

2KClO₃  → 2KCl  +  3O₂

En una prueba de laboratorio se utiliza un recolector de gases y se hacen reaccionar 66,25 g de KClO₃ (masa molecular = 132,5 g/mol). Según la información anterior, se recogerán:

a.     1,2 moles de O₂ y quedará un residuo de 0,66 moles de KCl

b.     0,75 moles de O₂ y quedará un residuo de 0,5 moles de KCl

c.     3 moles de O₂ y quedará un residuo de 2 moles de KCl

d.    1,5 moles de O₂ y quedará un residuo de 1 mol de KCl

23.  La combustión del propano (C₃H₈) se realiza según la reacción: C₃H₈  + 5O₂ → 3CO₂ + 4H₂O

Si se hacen reaccionar 66 g de propano con 96 de oxígeno: (masas atómicas: C=12; 0=16; H=1)

1. El reactivo en exceso será el propano.
2. El reactivo en exceso será el oxígeno.
3. Ninguno de los dos se encuentra en exceso
4. No hay datos suficientes para saber si uno de ellos está o no en exceso