1.
Explica cómo a
partir de los resultados de la Ley de Gay-Lussac para gases, se puede deducir
el Principio de Avogadro. [0,5
correcto; 0,5 redacción y expresión no ambigua]
En una reacción entre el gas A y el gas B
para formar el gas AB, lo hacen de tal forma que la relación entre los
volúmenes de los gases participantes están en proporción de números enteros
sencillos siempre que se midan en las mismas condiciones de presión y
temperatura.
Si el volumen más pequeño de un gas que
puedo recoger, sería el que ocupara una partícula del gas, y supongamos que
para la reacción anterior están en proporción 1 a 1 todos entre sí, y es una
observación experimental, eso quiere decir que una partícula de A reacciona con
una de B y se forma una de AB. En definitiva que la proporción en volumen se
extiende a las partículas, lo que obliga a que volúmenes iguales de gases
diferentes, en este caso A, B ó AB, tengan que tener el mismo número de partículas.
2.
¿Cuál es la diferencia
entre la fórmula empírica y la fórmula molecular?[0,5 se apoya en la Ley o Principio adecuado; 0,5 redacción y expresión no ambigua]
En la fórmula empírica sólo se muestra la
proporción en la que se encuentran los átomos de un compuesto, es decir AB2,
hay uno de A por 2 de B.
En la fórmula molecular se relacionan todos
los átomos que hay en la molécula, por ejemplo A3B6.
3.
Teniendo en cuenta
que la Masa molar del oxígeno es 16, y que la molécula de ozono es O3,
¿Dónde hay más moles de átomos, en 1024 moléculas o en 1024 átomos?
¿Qué cantidad pesaría más? [0,5
se apoya en la Ley o Principio adecuado; 0,5
redacción y expresión no ambigua]
Lógicamente en 1024 moléculas, porque cada
molécula posee tres átomos. Pesarían igualmente más las moléculas, puesto que
cada molécula está formada por tres átomos de oxígeno.
4.
¿Cuál fue el primer
átomo que se utilizó para medir la masa atómica? ¿Por qué? ¿Cuál es el
utilizado hoy en día y cuál es su masa? [0,5
cada una siempre que haya redacción y expresión correcta]
El primer átomo que se empleó para medir masas
atómicas, sirviendo como patrón, fue el hidrógeno al que se asignó el valor
unidad por ser el que encontraron más ligero.
Hoy en día se hace uso del átomo de C-12,
cuya masa es 12 uma
5.
Demuestra a partir
de la ecuación conveniente la relación que existe entre la masa molar de un gas
y la densidad de este considerado un gas ideal. [0,25 define cada magnitud o símbolo utilizado; 0,25 claridad
en la demostración; 0,5 correcto]
Siendo P= presión del gas; V= volumen que ocupa el
gas; T= la temperatura a la que se encuentra en Kelvin; n el número de moles
del gas; y R la constante del gas ideal. LA ecuación del gas ideal es:
P·V=n·R·T
Como el número de moles se relaciona con la masa de
gas “m” y con la masa molar del gas “M” de la siguiente forma:
n=m/M
Sustituimos en la ecuación del gas ideal:
P·V=(m/M) · R·T
Por definición la densidad “d” es el cociente entre
la masa “m” y el volumen que ocupa “V”. Si pasamos en la ecuación anterior el
volumen al otro lado dividiendo:
P=(m/V)·R·T/M=dRT/M
Ahora despejamos la masa molar “M”:
M=dRT/P
6.
Escribe y compara
entre sí remarcando las diferencias que hay entre las ecuaciones del gas ideal
y las del gas real. [0,5
ecuaciones correctas con términos definidos; 0,5 señala las diferencias]
Como hemos visto en el ejercicio anterior,
la ecuación del gas ideal es: P·V=nRT
Para el gas real, la ecuación es más
compleja:
(P+an2/V2)(V-nb)=nRT
Siendo “a” y “b” parámetros propios de cada
especie gaseosa, es decir que tienen valores diferentes para el oxígeno o para
el nitrógeno.
Comparando las dos ecuaciones, y aparte de
la complejidad matemática, se observa que la ecuación del gas ideal es válida
por igual para cualquier especie gaseosa, con los mismos valores de P, V o T.
Sin embargo la ecuación de los gases reales hay que concretarla para cada gas
en función de los parámetros “a” y “b”.
7.
¿Cuáles son las
principales causas de que existan un número tan grande de compuestos basados en
el átomo de carbono? [0,5
correcto; 0,5 expresión]
El átomo de carbono forma enlaces
covalentes, o con un alto grado de covalencia, con la mayor parte de los
elementos de la tabla periódica. Suele enlazarse consigo mismo formando cadenas
que pueden ser ramificadas o cerradas. Además el enlace entre átomos de carbono
puede ser sencillo, doble o triple, dando lugar a estructuras tridimensionales
específicas.
Los enlaces C-C y los C-H que forman el
esqueleto hidrocarbonado de las cadenas son muy estables especialmente, pero
además los formados por el carbono con oros elementos como el O o el N también
lo son.
8.
¿Qué diferencia
existe entre un isómero de cadena/esqueleto y uno de función?. [0,5 correcto; 0,5 expresión]
En los isómeros de cadena los átomos de
carbono que forman el esqueleto hidrocarbonado cambian de posición, mientras
que en uno de función, los heteroátomos, (átomos que no son C ó H), modifican
su posición y tipos de enlace para formar un grupo funcional distinto.
9.
¿Qué grupos funcionales
están siempre presentes en los aminoácidos? ¿Hay algún grupo funcional que no
esté en todos pero sí en algunos? ¿Cuál? [0,5 cada cuestión;]
Siempre están presentes los grupos amina y
ácido carboxílico, pero además podemos encontrar aminoácidos con grupos
alcohólicos: (-OH), ó amida: (-CONH2)
10.
¿Por qué reaccionan
mejor los alquenos que los alcanos? [0,5
correcto; 0,5 expresión correcta]
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