Química compendio 2014 by Eduardo Lozano Melchor

QUÍMICA - Eduardo H. Lozano Melchor

UNIVERSIDAD PERUANA “LOS ANDES” CENTRO PRE UNIVERSITARIO

DOCENTE: LIC. EDUARDO LOZANO MELCHOR

QUÍMICA - Eduardo H. Lozano Melchor

El Centro Pre Universitario de la Universidad Peruana Los Andes tiene el propósito de sentar las bases humanísticas, matemáticas y metodológicas, que ayuden a sus estudiantes a lograr un óptimo rendimiento y que les permita afrontar con éxito las exigencias de la vida universitaria.

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MATERIA Y ENERGÍA Materia es todo aquello que nos rodea, ocupa un lugar en el espacio, y tiene masa. CLASIFICACION DE LA MATERIA I. Materia condensada (Forma condensada): Denominada también cuerpo material, materia sustancial Según Albert Einstein toda sustancia o cuerpo material presenta dos características imprescindibles: la masa y el volumen. Ejemplo: la tiza, la leche, el aire, la luna, etc. 1. SUSTANCIA Es la materia homogénea que está constituida por una sola clase de átomos o de moléculas y pueden ser: a. Sustancia simple o elemento.- Se representa por símbolo y está constituida por una sola clase de átomos (isótopos). METALES GASES NOBLES NO METALES

• Plata: Ag • Helio: H • Carbono: C • Cobre: Cu• Neón: Ne • Hidrógeno: H • Oro: Au • Argón: Ar • Oxígeno: O También son sustancias simples las moléculas unitarias es decir que están constituidas por un sólo elemento: O2;O3;P4

b. Sustancia compuesta o compuesto.Es aquel que está formado por dos o más elementos diferentes. Se representa por fórmula y está constituido de moléculas. Los compuestos se pueden clasificar de acuerdo al número de elementos y átomos de la siguiente manera: SUSTANCIA

COMPUESTO

ATOMICIDAD

H2O CO2

Binario

Triatómico

Binario

Triatómico

H2SO4 Ternario Heptatómico II. MEZCLA Es la UNIÓN de dos o más sustancias en cantidades arbitrarias y no se forman

3 nuevas sustancias y además no presenta fórmula y puede separarse mediante procesos físicos tales como: * Destilación (líquido - líquido) * Filtración (sólido - líquido) a. Mezcla homogénea.- Aparenta un solo color (una sola fase), se llama también solución. * Agua ardiente * Agua de mar (salmuera) * Agua dura * Agua potable * Ácido muriático * Agua regia * Formol * Vinagre * Aleaciones (Acero, Bronce, Latón) b. Mezcla heterogénea.- llamada también mixtura, presenta más de una fase, y en cualquier porción que se tome tendrá composición diferente, en una mezcla heterogénea se distinguen claramente partes diferentes dado que estas poseen distinta naturaleza, es decir, no tienen las mismas propiedades características. En este tipo de mezcla se distinguen dos tipos: - Suspensiones: en ellas se aprecia con gran claridad la separación de fases. Generalmente corresponde a un sólido insoluble en un líquido, por lo cual, la mezcla adquiere un aspecto opaco. Ej.: algunos medicamentos, como antibióticos, que se preparan mezclando el antibiótico sólido (en polvo) con agua; agua y polvos talco, agua y harina. -Coloides: en ellas se aprecia sólo parcialmente la separación de las fases. Se dan generalmente entre componentes que no se mezclan. Ej. : Mayonesa, aceite y agua, cremas, espumas.

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EXTENSIVA SI

FÍSICAS

INTENSIVAS DEPENDEN DE NO LA MASA

PROPIEDADES GENERALES

QUÍMICAS

PARTICULARES

Propiedades Generales: Se refiere a las propiedades extensivas, es decir, aquéllas que dependen de la masa del cuerpo. Tenemos: a) Extensión: Es la propiedad de los cuerpos que le permite ocupar un determinado volumen en el espacio. b) Impenetrabilidad: Esta propiedad nos indica que dos o más cuerpos no pueden ocupar simultáneamente un mismo lugar en el espacio. c) Inercia: Es la tendencia que tiene un cuerpo para permanecer en reposo o en movimiento uniforme, para vencer la inercia se requiere de la aplicación de una fuerza que pone al cuerpo en movimiento o modifica el que ya tiene. Todo cuerpo se mantiene en reposo o en movimiento, mientras no exista una causa (fuerza) que modifique dicho estado. d) Peso: Es una fuerza con la cual un cuerpo es atraído por otro por efecto de la acción de la GRAVEDAD. No debemos confundir masa con peso; la masa es una cantidad de materia que se mide en una balanza. W=m.g

La Materia se puede fraccionar en partes cada vez más pequeños por diferentes medios (mecánico, físico, químico), de acuerdo a la siguiente secuencia. P. Mecánicos

P. físicos

P. Químicos P. Atómicos P. Nucleares

Quarks

ATRACCIÓN Es la propiedad por la cual dos cuerpos o partículas o moléculas o átomos tienden a unirse.

Propiedades Particulares o Específicas Se refiere a las propiedades intensivas, es decir, aquellas propiedades que no dependen de la masa del cuerpo. Tenemos por ejemplo la dureza, tenacidad, maleabilidad, ductilidad, otros como: a) Dureza: Es la resistencia que presenta un sólido a ser rayado. La dureza de un cuerpo se establece mediante la escala de MOHS. El material más duro es DIAMANTE y el menos el TALCO. 1. Talco 2. Yeso 3. Calcita W = peso del cuerpo 4. Fluorita 5.Apatito 6.Ortoclasa m = masa del cuerpo 7. Cuarzo 8.Topacio 9. Corindón g = aceleración de la gravedad 10. Diamante e) Masa: Cantidad de partícula o b) Tenacidad: Es la oposición que sustancia presenta un cuerpo sólido al Es la cantidad de materia que presenta fraccionamiento (rotura) un cuerpo (la masa no define volumen) c) Maleabilidad: Propiedad por la cual los metales se pueden transformar hasta f) Divisibilidad: Capacidad de dividirse láminas. en porciones cada vez más pequeñas.

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d) Ductibilidad: Propiedad por la cual los metales se pueden transformar hasta alambres o hilos e) Brillo: Propiedad por la cual un cuerpo refleja la luz. f) Elasticidad: Es la capacidad que presentan algunos sólidos para recuperar su forma original una vez que deja de actuar la fuerza que los deformaba. Nota: Los cuerpos que no recuperan su forma se llaman “cuerpos plásticos” g) Temperatura: El grado de movimiento molecular de los cuerpos. h) Densidad: Relación que se establece entre la masa y volumen. i) Viscocidad: Es la resistencia que presenta los fluidos en su desplazamiento. Esta dificultad disminuye al aumentar la temperatura. j) Expansibilidad.- Es la propiedad que tienen los gases para ocupar todo el volumen que se les presenta. k) Compresibilidad.- Es la propiedad de los gases que les permite reducir su volumen, es un proceso inverso a la propiedad anterior. l) Punto de fusión y ebullición: El cambio de estado de sólido a líquido se llama fusión a la temperatura constante a la que se produce punto de fusión. De igual forma si un líquido pasa a estado gaseoso hablamos de ebullición y la temperatura a la que se produce será el punto de ebullición. m) Capilaridad y Tensión superficial: Propiedades de ciertos líquidos originados por las fuerzas de cohesión entre las moléculas del líquido y otros objetos. Podemos hablar de otras muchas propiedades específicas como el color, conductividad, solubilidad, etc. Cambios de la Materia Fenómenos de la materia: Son los cambios o transformaciones que experimenta la materia. Pueden ser:

5 A. Fenómenos Físicos Es aquel que no altera la estructura interna, es decir solo cambia la forma de esta y es reversible Son ejemplos de Cambios Físicos: * Los cambios de estado de la materia * Rotura de una tiza * La dilatación de los cuerpos * Cuando un clavo de acero (Fe + C) se dobla, sigue siendo acero; luego podemos enderezarlo recobrando su forma original. * Un trozo de hielo (H20) se derrite cuando elevamos su temperatura, obteniéndose agua líquida; si la enfriamos nuevamente hasta su temperatura inicial (0°C), obteniéndose nuevamente el hielo original. B. Fenómenos Químicos Es aquel en el que cambia la estructura interna de la materia. Es decir cambia la forma de ser (irreversible) Son ejemplos de Cambios Químicos: * Descomposición de los alimentos * Agriado de la leche * Cuando quemamos (combustión) papel, se desprende humo (CO2 + CO + H2O) y queda su ceniza (K2C03; Na2C03;......). Si juntamos el humo con la ceniza y los enfriamos, es imposible obtener nuevamente el papel. * Si disolvemos Sal de Andrews (contiene NaHC03 como antiácido) en agua, se libera gas (CO2) y en el fondo aparece un precipitado blanco de sabor cáustico (Na2C03). Ocurrió un cambio químico, porque aparecen nuevas sustancias. C. Fenómenos Alotrópicos Es aquel fenómeno en donde una misma sustancia elemental se presenta en un mismo estado pero con propiedades diferentes.

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Oxígeno: ESTADO DE AGREGACIÓN DE LA O2 (oxígeno)- Se encuentra en estado MATERIA gaseoso y es apto para la respiración, es Se deben a las fuerzas de Wander Walls, incoloro, inodoro e insípido, poco reactivo es decir a las de atracción y repulsión O3 (ozono)- Se encuentra en estado son: Aumenta temperatura * Naftalina Absorbe energía (calor) * Hielo seco gaseoso y es irritante no apto para la (Dióxido de carbono) Sublimación directa (Sublimación) * Alcanfor respiración, es azulado, olor picante, tóxico irrita la mucosa, es muy reactivo, Fusión Vaporización más denso, se usa como agente de Líquido Sólido Gas blanqueado, desinfectante. Solidificación Licuación Fósforo: Rojo (Px)- Es sólido covalente, poco Sublimación Indirecta (Compensación) * Nieve * Granizo

Libera energía (calor) reactivo, no arde espontáneamente al Disminuye temperatura aire libre, no quema la piel al ponerse en contacto y no es venenoso Sistemas Químicos Blanco (P4)- Es sólido molecular, sus Un sistema químico es una porción de moléculas son piramidales, es blanco cuerpo material con límites específicos y amarillo; muy reactivo, arde que es de estudio. Los sistemas pueden espontáneamente al aire libre; produce ser: quemaduras al contacto con la piel y es * Sistema Homogéneo: Es aquél muy venenoso sistema químico cuyos componentes no Carbono: se pueden distinguir con la vista ni con el Diamante- Los átomos de carbono microscopio simple poseen distribución espacial tetraédrica * Sistema Heterogéneo: Es aquél en torno a un átomo de carbono, es sistema químico en donde se pueden sólido cristalino transparente, es mal distinguir los componentes con la vista o conductor eléctrico, es el material más con el microscopio simple. duro que se conoce * Sistema Abierto: Es aquel en el cual la Grafito- Los átomos de carbono se masa y la energía pueden entrar o salir ordenan formando hexágonos planares libremente del sistema (capas deslizables), es un sólido negro * Sistema Cerrado: La masa dentro del (con brillo metálico), es buen conductor sistema permanece constante, pero la eléctrico, es blando y untuoso, a energía puede entrar o salir del sistema. presiones altas se transforma en * Sistema Cerrado y Aislado: La masa y diamante, se utiliza como lubricante la energía dentro del sistema Azufre: Monolítico; rómbico permanecen constante. D. Fenómenos transmutativo FASE: Ocurre en los procesos nucleares. Se denomina fase a una parte 17 4 17 1 homogénea de un sistema y está 7 N  2 He  8 O  1 H separada de otras partes del mismo por límites denominados interfaces. Según el número de fases un sistema puede ser:

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SISTEMA NÚMERO DE FASES Monofásico 1 fase Difásico 2 fases Trifásico 3 fases COMPONENTE Se denomina componente de un sistema a las sustancias que se encuentran en el sistema. De acuerdo al número de componentes un sistema puede ser: SISTEMA Número de Componentes Unitario 1 Binario 2 Ternario 3 CONSTITUYENTE Es el número de elementos que participan en el sistema. II. Materia dispersada (forma dispersa): Denominada también energía, materia no sustancial Según Albert Einstein la materia dispersada o simplemente energía presenta su masa muy enrarecida. Ejemplo: La Luz, ondas de radio y televisión, etc.

II. La dureza es una propiedad extensiva de la materia. III. La inercia es una propiedad intensiva de la materia. IV. Al triturar una molécula de cal viva se puede obtener átomos de calcio y oxígeno. a) VVVF b) FFVF c) FFFF d) FVFF e) VFFF 02. Tomando en cuenta la cantidad de propiedades intensivas, compara: Columna “A” Columna “B” *Área *Densidad *Presión de gas *Olor *N° de moléculas *Maleabilidad *N° de átomos *Temperatura de ebullición a) A es mayor que B. b) A es menor que B. UNIDADES c) A es igual a B. d) ¡No utilice esta opción! 2 2 e) Faltan datos. 2 2 ERGIOS(erg=g cm / s ) JOULE ( J=Kg m / s ) 03. De acuerdo a la cantidad de masa = Kg masa = g Velocidad de la luz C = 3x10 m/s Velocidad de la luz C = 3x10 cm/s mezclas presentes, compara: Columna “A” Columna “B” *Acero *Bronce mo mf  *Peróxido de *Latón 2 V  hidrógeno *Ácido muriático 1  f  C *Gasolina *Agua potable *Vinagre a) A es menor que B. PRÁCTICA b) A es igual que B. c) A es mayor que B. 01. Indique el criterio de verdad (V) o d) ¡No utilice esta opción! falsedad (F) a partir de las siguientes e) Faltan datos. proposiciones: 04. Tomando en cuenta la cantidad I. La tenacidad es la resistencia de de sustancias puras, compara: un sólido a ser rayado. Columna “A” Columna “B” 8

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* Agua regia * Ácido nítrico * Ozono * Diamante * Sal gema * Acero inoxidable * Cal viva * Agua destilada a) A es menor que B. b) ¡No utilice esta opción ¡. c) A igual a B. d) A es mayor que B. e) Faltan datos. 05. Indique el criterio de verdad (V) o falsedad (F) a partir de las siguientes proposiciones: I. La ductibilidad es una propiedad específica de la materia. II. La vaporización es un fenómeno de superficie. III. La ebullición de una sustancia se da a cualquier temperatura. a) VVV b) FFV c) FFF d) FVF e) VFF 06. Para determinar el número de fases de un sistema, se dispone de los siguientes datos: I. Cantidad de sustancias. II. Miscibilidad de las sustancias. III. Fórmula molecular de las sustancias. Entonces, son necesarios: a) Sólo I. b) Sólo II. c) I y II. d) Sólo III. e) I y III. 07. De las siguientes sustancias. ¿Cuál es la que presenta mayor dureza según la escala de Mohs? a) Apatito. b) Cuarzo. c) Yeso. d) Calcita. e) Topacio.

8 08. A partir de la siguiente lectura química, acerca del elemento sodio: “El sodio es un elemento blancoplateado y maleable, es un buen conductor de la electricidad. Puede obtenerse haciendo pasar una corriente eléctrica a través del cloruro de sodio fundido. El metal hierve a 883°C, el vapor es color violeta, arde al calentarlo en presencia del aire”. Determina cuántas propiedades son físicas y cuántas son químicas respectivamente. a) 5 y 0. b) 6 y 1. c) 3 y 3. d) 4 y 3. e) 5 y 2. 09. Respecto a los cambios de estado de la materia, indica lo incorrecto: I. Sólido-Gas :Sublimación directa II. Sólido-Líquido : Fusión. III. Gas-Sólido : Solidificación. IV. Líquido-Vapor : Vaporización. V. Gas-Líquido : Condensación. a) Solo I. b) Solo III. c) II y III. d) III y IV. e) I, II y III. 10. Indique el criterio de verdad (V) o falsedad (F) a partir de las siguientes proposiciones: I. En la síntesis del agua, existe fenómeno físico. II. En el proceso de Haber se presenta fenómeno químico. III. Al momento de detonar la bomba de hidrógeno, se producirá fenómeno químico.

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a) VVV b) FFV c) FFF d) FVF e) VFF 11. Si en un frasco se introducen azúcar, vinagre y salmuera, entonces el sistema es: a) Binario trifásico, con 3 constituyentes. b) Ternario difásico, con 4 constituyentes. c) Ternario tetrafásico, con 3 constituyentes. d) Cuaternario trifásico, con 5 constituyentes. e) Cuaternario difásico, con 5 constituyentes. 12. Relaciona respecto a los fenómenos que sufre la materia: I. Combustión del CO. II. Destilación del agua. III. Proceso de fotosíntesis. IV. Herrumbre del metal. V. Fusión del cobre. a. Fenómeno físico. b. Fenómeno químico. a) Ia - IIa - IIIa - IVb - Vb b) Ia - IIb - IIIa - IVb - Va c) Ib - IIa - IIIb - IVa - Vb d) Ib - IIb - IIIb - IVa - Va e) Ib - IIa - IIIb - IVb - Va 13. Indique el criterio de verdad (V) o falsedad (F) a partir de las siguientes proposiciones: I. El latón es una solución sólida. II. Las soluciones son mezclas heterogé-neas. III. El tamaño de las partículas en las soluciones son mayores a 1 mm. a) VVV

9 b) FFV c) FFF d) FVF e) VFF 14. Indica cuántas proposiciones son incorrectas: ( ) Salmuera = NaCl + H2O ( ) Amalgama = Hg + Metal ( ) Vinagre = H 2O + Alcohol ( ) Acero inoxidable = Fe + C + Cr + Mn ( ) Agua regia = 1 HCl + 3 HNO3 a) 5 b) 4 c) 3 d) 2 e) 1 15. Indique el criterio de verdad (V) o falsedad (F) a partir de las siguientes proposiciones: I. La gasolina es una sustancia compuesta. II. El K2 SO3 es un compuesto hexatómico y ternario. III. El agua dura es una sustancia com-puesta. IV. Una solución se caracteriza por presentar una o más fases. a) VVVV b) FFVV c) FVFF d) FVFV e) VFFF 16. El siguiente enunciado; “La materia y la energía pueden transformarse mutuamente, pero la suma total de la materia del universo no pueden aumentar o disminuir” corresponde a:

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a) Principio de la Conservación de la Materia. b) El Principio de la Máxima Multiplicidad. c) Teoría de la Relatividad. d) Principio de la Conservación de la Energía. e) Principio de la Conservación de la Materia y la Energía. 17. Según Albert Einstein: I. Al aumentar la velocidad de un cuerpo, su masa disminuye. II. E  mc2 III. La masa y la energía son formas diferentes de una misma cosa. Son correctas: a) Solo II. b) I, II y III. c) I y II. d) Solo I. e) Solo III. 18. Se requieren 40 g para una determinada reacción, al final solo se recuperaron 39,5 g debido a que lo demás se transformó en energía termonuclear, determina esta energía en kJ. 12 10 a) 4,5.10 b) 4,5.10 8 11 c) 4,5.10 d) 4,5.10 9 e) 4,5.10 19. Dada la reacción: 27 A + B  C + 7,2.10 erg Además: mA=10 kg; mC= 30 kg Determina la energía que corresponda al 4% de mB (según A. Einstein) 19 21 a) 28,9.10 J b) 2,89.10 J 18 19 c) 23,4.10 J d) 34,6.10 J 19 e) 2,89.10 J 20. De acuerdo a lo investigado por Einstein, determina la energía que se encuentra almacenada en cuerpo

10 radioactivo de 2,5 toneladas de masa. 20 a) 9,25.10 J 19 b) 1,75.10 J 21 c) 3,20.10 J 20 d) 2,25.10 J 20 e) 1,33.10 J 21. 500 gramos de uranio (U-235) se someten a un proceso de fisión nuclear (detonación de un abomba atómica), observándose una liberación de 90 TJ de energía. ¿Qué porcentaje de la masa inicial no se convirtió en energía? a) 80% b) 66,6% c) 33,3% d) 99,8% e) 98,9% 22. La bomba de hidrógeno está basada en un proceso de fusión nuclear. Asumiendo que las masas iniciales de los dos reactantes fueron de 10 g y 34 g respectivamente, luego de la reacción nuclear la masa producida fué de 40 g. ¿Cuál fue la energía liberada en TJ ? a) 90 b) 360 c) 3600 d) 3,6 e) 36

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ESTRUCTURA ATÓMICA I

Historia: CALIENTE

PROTÓN:

Heráclito FUEGO

SECO

Anaxímedes

AIREEmpédocles TIERRA

HÚMEDO

AGUA

FRÍO

Núclido Es todo átomo de un elemento que tiene una composición nuclear definida, es decir con un número de protones y neutrones definidos y se representa de la siguiente manera Peso atómico Masa atómica Nucleones fundamentales Numero atómico Carga nuclear

Tales de Mileto

Leptones(masa ligera y de interacción débil)

FAMILIA Electrón (Leptón fundamental) Neutrino Muon Tauón

NEUTRÓN:

E n° Z +

A Z

En° -

E n° Z =

Numero de neutrones Nucleones neutros

Símbolo A

E n° =

TIPOS DE NUCLIDOS 1º Isótopos o Hílidos (1913 - Soddy) Protón, neutrón, hiperón Bariones (con spin lambda, hiperón sigma, • Son átomos del mismo elemento. Los fraccionario y formado por 3 hiperón cascada, hiperón Hadrones (partícula de interacción primeros isótopos descubiertos fueron el quarks) fuerte, partículas pesadas omega. Neon por Aston y luego el plomo por formadas por Quarks) Mesones (con spin entero y formado por 2 quarks) Mesón pion y mesón kaón soddy quarks y anti quarks • Tienen igual Z. • Diferente A • Sus propiedades químicas son similares SABÍAS QUE: Ejemplo: El término "QUARK" fue tomado de la Para el Hidrogeno: frase "THREE QUARKS FOR MUSTER 11H 12H 31H MARK", que aparece en la obra Protio Deuterio Tritio "FINNEGANS WAKE" del escritor Núcleo: irlandés James Joyce. + + + En 1990 los físicos norteamericanos Fridman y Kendall y el canadiense Taylor Abundancia establecieron que los "Quarks" son las 0,018% 0,002% mínimas expresiones de materia hasta 99,98% Compuesto ahora encontradas. Quark Significado Símbolo Spin Carga H20 D20 T20 up arriba u 1/2 +2/3 Nombre: down abajo d 1/2 -1/3 Agua Agua Agua charm encanto c 1/2 +2/3 strange extraño s 1/2 -1/3 Común Pesada Superpesada top cima t 1/2 +2/3 No todos los elementos tienen isótopos, botton profundo b 1/2 -1/3 existen cerca de 20 elementos que no poseen isótopos naturales como He, Be, F,Na,P,Sc,Co,As

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2º Isóbaros o isomásicos • Átomos de elementos diferentes. • Diferente Z. • Igual “A”. 42

Ejemplo: 19

42 20

42 21

3º Isotonos o isoneutronico • Diferentes elementos. • Diferentes Z, A • Igual cantidad de neutrones. Ejemplo: 32 31 15 n 16 16

sn 16

4º Isodiaferos. Cuando la diferencia de neutrones y protones es constante.

Radiactividad: Es el fenómeno de emisión de partículas y/o energía por parte de una sustancia teniendo como origen la desintegración de los núcleos inestables de algunos átomos llamados radiactivos. Existen dos tipos de desintegración: RADIACTIVIDAD NATURAL



Materiales Radiactivos Electrón

Núcleo de Helio

N a 12 11

O9 8 9 -8

= N1 - Z1 =



RADIACTIVIDAD ARTIFICIAL 

12 - 11 N2 - Z2

Sustancia

27 13

Desintegración espontánea de núcleos inestables Descubierto por Henry Beckerel en 1896 al analizar la fluorescencia d e una sal de uranio (Pechblenda) Los esposos Curie descubrieron el radio y el polonio Desintegración de núcleos atómicos debido al bombardeo de partículas y/o energía Descubierta por Irene Curie en 1935 al bombardear Al – 27 con rayos alfa.

Al 24He 30 P  10 n 15

Sustancia no con esta reacci ón se IONES radiactiva radiactiva obtuvo el primer Son aquellas especies que tienen cargas radioisótopo artificial eléctricas en donde el número de TIPOS DE RADIACIONES: electrones es: 1. La Radiación Alpha (  ): e  Z  C arg a Es la emisión de una partícula alpha del CLASES DE INONES: núcleo de un átomo. Una partícula  CATIÓN (+) contiene 2 protones y 2 neutrones (y es Se genera por pérdida de electrones: similar a un núcleo He:). Cuando un P ie r d e 3  P  X 15 P  átomo emite una partícula  , la masa zE 3 e atómica del átomo disminuirá cuatro ANIÓN (–) unidades (ya que 2 protones y 2 Se genera por ganancia de electrones: neutrones están perdidos) y el número Ga n a 2 atómico (z) disminuirá 2 unidades. Y 16 S   S zE 2 e 2. La Radiación Beta (  ): Átomos Isoelectrónicos Es la transmutación de un neutrón • Igual cantidad de electrones pueden (seguido de la emisión de un electrón del ser neutros. núcleo del átomo). Cuando un átomo 1 emite una partícula  , la masa del # e –  17  1  18 17 C átomo no cambiará (puesto que no hay 3 # e   21 - 3  18 21 SC cambio en el número total de partículas QUÍMICA NUCLEAR nucleares), sin embargo el número

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atómico aumentará (porque el neutrón se transmutó en un protón adicional). 3. La Radiación Gamma (  ): Incluye la emisión de energía electromagnética (similar a la energía proveniente de la luz) de un núcleo de un átomo. Ninguna partícula es emitida durante la radiación gamma, y por consiguiente la radiación gamma no causa en sí misma la transmutación de los átomos. RADIACIÓN

ALFA(



)

BETA(



)



GAMMA(

)

NOTACIÓN EN ECUACIONES NUCLEARES

PARTÍCULA



0 1

 ; 01 e

 ; 

0 1

B; 01 e



4 2

Alfa Electrón (beta negativo) Positrón (beta positivo Neutrón

1 0

Deuterón

2 1 3 1 1 1 0 0

Corpuscular (núcleos de Helio) + +

Corpuscular (Electrones generados en el núcleo

Tritión Protón

Ondulatoria (energía)

Velocidad

20 000 km/s

270 000 km/s

300 000km/s

Carga

Positiva

Negativa

No tiene

Poder Ionizante

Alto

Bajo

Muy bajo

Poder penetrante

Muy bajo

Bajo

Muy alto

Conservación del número de masa Conservación de la carga

Núcleo Padre

X Partícula de

A

reac tan tes

  Aproductos

Z

reac tan tes

  Z productos



Núcleo

Y Partícula Emitida

Polo negativo

Notación simplificada: A(x; y) B

21 22

(

$ Polo positivo + + + + + ++ + + +

21 < 22

Material Radiactivo

H H

d t p

En toda ecuación nuclear se debe cumplir:

Bloque de plomo

H H

Gamma(*) Naturaleza

NOTACIÓN SIMPLIFICADA

Pantalla fluorescente de ZnS

FISIÓN NUCLEAR Se le llama también escisión nuclear, consiste en que un núcleo pesado se rompe generando dos núcleos ligeros radiactivos o inestables, una gran energía en forma de calor y radiación principalmente y neutrones de alta velocidad. Generalmente se emiten 2 o 3 neutrones. FUSIÓN NUCLEAR Es el proceso de unión de dos núcleos livianos para formar un nuevo núcleo más pesado y más estable. Este proceso no es contaminante.

QUÍMICA - Eduardo H. Lozano Melchor Masa

La masa disminuye

minicial

Tiempo transcurrido (t)

mi 2 mi 22

Respuesta: ……………………………………………… 4. Completa el siguiente cuadro e indica el valor de U + P + L + A.

2 t1

mi 23

m final

3 t1

Cl 18 40 Ca 80Br

mi 2n

n t1

Número de vidas medias o períodos

m final = mni 2

minicial

2 m final =

t t1

 m  0,3t log  i    mf  t 12

Práctica

e A

Respuesta: …………………………………………….. 5. Relaciona adecuadamente las parejas I.

12 6

II.

40 20

40 18

27 13

28 14

14 6

A. Isóbaro

B. Isótono

III. Al Si C. Isótopo Respuesta:……………………………. 1. Indique con verdadero (V) o falso (F) según corresponda; respecto a la 6. De acuerdo al número de neutrones, compare: estructura atómica. I. En un átomo eléctricamente neutro hay Columna B tantos electrones fuera del núcleo como Columna A 12 protones dentro del núcleo. 13 II. La partícula de mayor masa en el 6 6C átomo es el neutrón. a) A igual que B III. Si un átomo gana electrones se b) B mayor que A convierte en un ión positivo. c) A mayor que B IV. Los diferentes núclidos de un mismo d) No se puede determinar elemento se denominan isótopos. e) No hay relación. Respuesta: 7. A partir del siguiente gráfico, ………………………………………………. determinar: 2X+Y-3Z

No de

2. De acuerdo al número de compare: Columna A Columna B 12

X11

masa, neutrones X Y Z

13 10

Respuesta: ………………………………………………. A B C Isótopos 3. Determine el número de neutrones de a) 1 b) 2 c) 3 un átomo “E” que es isótopo con el d) 4 e) 5 40 8. Cierto elemento químico presenta dos 19 K e isóbaro con el 20 Ca . isótopos de número de masa

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consecutivos de suma igual a 49, si el número de neutrones son 12 y 13 respectivamente ¿Cuál es número atómico del elemento químico? a) 12 b) 13 c) 10 d) 14 e) 11 9. Indicar el número de partículas fundamentales del siguiente ión : 39 1 4 x 3 5 x a) 39 b) 49 c) 59 d) 60 e) 62 X 2 , Y 3 ,W 5 , tienen 10. La especies en total 64 electrones, determina el número de electrones de los iones

15 ( ) Los nucleones son solo neutrones. ( ) Las partículas que son responsables de la cohesión nuclear son los mesones descubiertos por Hideki Yukawa . a) VVVVV b) VVVFV c) VVFFF d) FFVVF e) VFVFV 108

Ag 13. Para la especie química: 47 Indique la proposición incorrecta: a) El número atómico de la plata es 47 b) En 10 átomos de plata, existen 610 neutrones. c) El catión plata contiene 48 electrones. d) En 10 átomos de plata, existen 470 protones. e) El número de nucleones de la plata es 108. 14. Un anión divalente es isoelectrónico 4 5 1 X , Y ,W con un catión trivalente, este último es 35 a) 48 b) 58 c) 45 isóbaro con el 17 Cl y a la vez es Isótono d) 62 e) 64 11. El número de masa de un átomo con el P – 32 (Z=15). Determina la carga neutro, cuyo número de neutrones es 30, nuclear del primer Ión b) 14 c) 15 excede en 4 al doble de su número a) 13 d) 16 e) 17 atómico. Determine su carga nuclear. 15. En un catión tetravalente, la carga absoluta de la zona extranuclear es a) 38 1,6.1018 Coulumb y es isóbaro del b) 34 28 c) 30 13 Al .Halle el número de neutrones del d) 26 catión. e) 56 12. El modelo atómico actual considera a) 24 algunos aspectos, marque “V” si es b) 34 c) 28 verdadero y “F” si es falso: ( ) Concentra su masa en una región muy d) 14 e) 30 pequeña denominada núcleo. ( ) Las partículas fundamentales tienen 16. Determine el número de masa de un las mismas propiedades para todos los catión divalente que tiene igual número de electrones que el átomo neutro del átomos. 40 ( ) Los electrones presentan una 20 Ca , además la cantidad de partículas trayectoria indefinida. neutras fundamentales en su núcleo es

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12 unidades más que el número de masa del isótopo más pesado del carbono el cual tiene 14 nucleones: a) 48 b) 56 c) 23 d) 78 e) 59 17. Al completar la siguiente reacción nuclear: 238 92

16 núcleo el cual es isóbaro con el núcleo 144 inicial e isótono con el 62 Sm .Halle la cantidad y el tipo de radiaciones emitidas. a)  y 2  b) 4  c) 2  y 1  d) 4  e) 3 

U  C  ......  4n 12 6

El núcleo formado es: a) Pu -239 (Z=94) b) Cf - 246(Z=98) c) Es - 247 (Z=99) d) Np - 238 (Z=93) e) Th- 234 (Z=90) 18. Con respecto a las proposiciones: I. La radioactividades la emisión espontánea de radiaciones, principalmente alfa, beta y gamma de núclidos de átomos estables. II. Los rayos alfa son de naturaleza corpuscular e idénticos a átomos de helio. III. Los rayos beta son desviados por campos eléctricos hacia el polo positivo. Es correcto afirmar. a) II y III b) I, II y III c) I y III d) Sólo III e) I y II 19. Determine cuántas desintegraciones “α” y “β” se producen en la siguiente desintegración natural. a) Dos desintegraciones  y dos  b) Solamente dos desintegraciones c) Dos desintegraciones  y una 

ESTRUCTURA ATÓMICA II 1. Principio dual de la materia (1924).Fue propuesto por Louis de Broglie y sostiene que los cuerpos materiales que viajan a una cierta velocidad poseen dos propiedades (carácter dual): propiedad de partícula (propiedad mecánica) y propiedad de onda (ondas de materia). Estas ondas no viajan a la velocidad de la luz. Longitud de onda Propiedad de partícula

Propiedad de onda

Cresta

Valle

2. Principio de incertidumbre (1927).Fue propuesto por Werner Heisenberg y sostiene que es imposible determinar con exactitud la velocidad y la posición del electrón en forma simultánea. 3. Estados cuantizados de energía.Fue dado por Bohr y establece que los electrones sólo pueden estar en estados cuantizados de energía. Si pasan de un estado energético a otro deben emitir o d) Una desintegración  y una  absorber valores específicos de energía. REGLA DE HUND e) Una desintegración  Se le conoce con el nombre de 140 20. El 54 Xe al emitir cierto tipo de “PRINCIPIO DE LA MÁXIMA radiaciones se transforma en un nuevo MULTIPLICIDAD” y establece que los

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electrones de un átomo al llenar los Por lo tanto: diferentes niveles y subniveles de energía lo hacen tratando de ocupar el Valores permitidos: mayor número posible de orbitales. Sólo toma valores enteros positivos sin considerar el cero. n = 1; 2; 3; 4; 5; 6; 7; ……; 2.Subnivel de energía ( l ) También es denominado número cuántico azimutal o del momento angular; NÚMEROS CUÁNTICOS nos indica: Son parámetros matemáticos que nos 2.1 Para el electrón: El subnivel de indican el estado de energía de un energía del electrón donde éste debe electrón de un átomo. Un conjunto encontrarse en un nivel "n". permitido de sus valores describe una 2.2 Para el orbital: Su forma geométrica. determinada región de probabilidad de 2.3 Valores permitidos: Los valores que contener al electrón. Así mismo "l" puede tomar están comprendidos describen la nube electrónica del átomo entre cero hasta (n – 1), es decir: de hidrógeno. l = 0; 1; 2; 3; ……….; (n – 1) 1. Número cuántico principal (n) Por ejemplo: Si: n = 1  l = 0 n = 2  l = 0; 1 n = 3  l = 0; 1; 2 n = 4  l = 0; 1; 2; 3 n = 5  l = 0; 1; 2; 3; 4 FORMAS DE LOS ORBITALES SUBNIVEL s p d f

VALORES "l" 0 1 2 3

SIGNIFICADO ESPECTROSCÓPICO Sharp Principal Difuse Fundamental

FORMA GEOMÉTRICA DEL ORBITAL Esférica Dilobular Tetralobular Octolobular

NÚMERO CUÁNTICO MAGNÉTICO

(m l ): 2 Nos indica: Número de electrones por nivel = 2n Número máximo de orbitales por nivel 3.1 Para el electrón: El orbital donde se encuentra dentro de un determinado = n2 subnivel de energía. Número de subniveles por nivel = n 3.2 Para el orbital: La orientación Para el orbital: El tamaño o volumen del orbital, por lo espacial cuando el átomo es sometido a cual a mayor valor de "n", mayor es el la acción de un campo magnético externo. tamaño del orbital. 3.3 Valores permitidos: Por ejemplo:  ml = - l ; ….; 0; ….;+ l o Se tienen los orbitales:  (2s) y Y (5s) Regla del Rydberg

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ml = + l ; ….; 0; ….;- l Por ejemplo: Subnivel "s" l = 0 Luego: 1 orbital 1 orientación Subnivel “p”  l = 1  ml = -1; 0; +1 Luego: 3 orbitales 3 orientaciones diferentes

valor de "n" tiene la mayor energía relativa. Orbitales Energía Relativa E.R=n+ Denominación

3dxy

3dz2

6pz

5dx2-y 2

4+0=4

3+2=5

6+1=7

5+2=7

Orbitales degenerados

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA: Principio de AUFBAU NIVEL

Espectral Cuántico

K 1 1s

p x p y pz "p":  1 0  1

Gráficas de los orbitales 4. NÚMERO CUÁNTICO SPIN (ms) Se refiere al sentido de rotación del electrón sobre su propio eje, los electrones que se ubican en un mismo orbital deben tener necesariamente spin opuesto. Según la rotación del electrón tenemos: 4.1 Spin Positivo (  ) Es la rotación del electrón en sentido antihorario y genera un campo electromagnético positivo. 4.2 Spin Negativo (  ): Es la rotación del electrón en sentido horario y genera un campo electromagnético negativo. ENERGÍA RELATIVA DE UN ORBITAL(ER) Se obtiene sumando los valores del número cuántico principal y el número cuántico secundario. ER = m + l

Número de electrones

3p4 Nivel(n)

contenidos

Subnivel(l)

CONSIDERACIONES: 1. El orbital de mayor estabilidad es el de menor energía relativa. 2. Cuando se obtiene igual suma de (n + l) para los orbitales, el que tiene mayor

L 2 2s

M 3 3s

N 4 4s

O 5 5s

P 6 6s

Q 7 7s

SUBNIVELES DE ENERGÍA

7i 2

Capacidad teórica: 2n Capacidad real Nº de orbitales atómicos

2 2 1

8 8 4

18 18 9

32 32 16

50 32 16

72 18 9

98 8 4

Del diagrama de menor a mayor energía relativa se tiene: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p OTRA FORMA * Somos,somos perú,somos perú,somos del perú, somos del perú, somos futuros del perú, somos futuros del perú * Si sopa, sopa, se da pensión, se da pensión, se fue de paseo, se fue de paseo * Si, si papi, si papi, si dame papi, si dame papi, si fuerte dame papi, si fuerte dame papi. PRINCIPIO DE HUND También se le denomina principio de la máxima multiplicidad y establece lo siguiente. "En un mismo subnivel, antes que cualquiera de los orbitales contenga electrones apareados, por lo menos un spin paralelo deben contener cada uno". PROPIEDADES DEL ÁTOMO 01. PARAMAGNETISMO: Propiedad que tienen las sustancias simples o compuestas de manifestar propiedades magnéticas por lo cual son

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atraídos por un campo magnético externo, pero cuando se retira el campo magnético no manifiesta propiedades magnéticas, el paramagnetismo es debido a que el átomo tiene electrones desapareados. Ejemplo:13Al: [Ne]3s23p1 Es paramagnético Tiene 1 electrón desapareado El paramagnetismo varía con la temperatura. A mayor número de electrones desapareados, mayor es el paramagnetismo. 02. DIAMAGNETISMO: Propiedad que tienen las sustancias simples o compuestas de no manifestar propiedades magnéticas aún en presencia de un campo magnético externo, por lo cual son repelidos débilmente por el campo magnético, el diamagnetismo es debido a que el átomo tiene todos sus electrones apareados. El diamagnetismo es independiente de la temperatura. Ejemplo: 30Zn : [Ar]4s23d10 Es diamagnético 03. FERROMAGNETISMO: El ferromagnetismo es un caso extremo del paramagnetismo debido a que estas sustancias conservan sus propiedades magnéticas aún luego de retirar el campo magnético. Las sustancias ferromagnéticas pueden llegar a magnetizarse permanentemente. Ejemplo: Los átomos de Fe, Co y Ni SUSCEPTIBILIDAD MAGNÉTICA O MOMENTO MAGNÉTICO (  ) Es la fuerza relativa del paramagnetismo por acción del campo magnético externo, esta fuerza relativa es directamente proporcional al número de electrones desapareados (k) y se expresa en magnetones de Bohr (mB) Luego:

  k (k  2)  : susceptibilidad magnética (mB) k: número de electrones desapareados ANOMALIAS: La distribución electrónica de un elemento no debe terminar en d4 ni en d9. Si esto ocurriese un electrón del último subnivel “s” pasará al subnivel “d” Ejemplo: 2 4 24 Cr = [Ar]4s 3d (inestable) 24Cr

= [Ar]4s 3d (estable)

BYPASS: Cuando la distribución termina en f incrementar un sub nivel d y colocarle un electrón que se le quita a f

 Xe 6s 2 4f 6Inestables  Xe 6s 2 4f 5 5d 1Estables

IONES: Para realizar la distribución electrónica de un anión se procede así: 1. Se determina la cantidad de electrones del anión. 2. Se realiza la configuración electrónica. Para la configuración de Cationes X+q debes seguir la regla siguiente 1° Se desarrolla la C.E. del átomo neutro (Según Z) 2° Se extrae la cantidad de electrones perdidos empezando por el último nivel y luego los niveles más externos Ejemplo: +2 2 6 26Fe CE: [ 18Ar ]4s 3d luego le quitamos 2 partiendo del ultimo nivel +2 0 6 26Fe CE: [ 18Ar ]4s 3d configuración estable

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Práctica 1. Dado los siguientes subniveles: 3p, 4f, 4d, 5s se pide ordenarlos en forma creciente a su energía relativa (Er) Respuesta: ………………………………………….. 2. Complete: I. El número cuántico ………….. describe el nivel de energía para el electrón. II. El número cuántico……………… determina el sentido de giro de un electrón sobre su eje. III. El número cuántico……………. indica la orientación espacial de un orbital en el espacio. IV. El numero cuántico ………………...indica el tamaño de un orbital. Respuesta: ………………………………………….. 3. Indicar verdadero o falso respecto a los números cuánticos: I. La capa K representa el nivel dos II. El orbital “p” puede contener hasta 6 electrones. III. Si n=5, entonces el número cuántico secundario asume 5 valores. Respuesta: ………………………………………….. 4. Si un electrón tiene número cuántico magnético -2. Determine cuál es el menor nivel de energía que puede ocupar. Respuesta: …………………………………………. 5. Respecto a las proposiciones señale las correctas:

20 I. El número cuántico principal, solo puede tomar valores de 1 a 7. II. El número cuántico secundario puede tomar todos los valores enteros desde o hasta n. III. El numero cuántico magnético puede tomar valores enteros desde – l hasta + l. IV. El número cuántico de spin puede tomar valores desde -1/2 hasta +1/2. Respuesta: ………………………………………….. 5 6. Para el subnivel 4p , determinar los posibles números cuánticos para el último electrón. a) (4, 2, 1, -1/2) b) (4, 2, 0, -1/2) c) (4, 1, 0, -1/2) d) (4, 1, 0, +1/2) e) (4, 1, 1, +1/2) 7. Determine cuál es el número máximo de electrones de un átomo neutro si solo posee 3 subniveles “s” llenos. a) 10 b) 13 c) 19 d) 12 e) 18 8. Compara: COLUMNA A 24Cr Numero de orbitales semillenos COLUMNA B 29Cu Numero de orbitales “d” llenos a) A es igual a B b) B es mayor que A c) A es mayor que B d) No debe usar esta opción e) No se puede comparar

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9. Del grafico halle el valor numérico a) Sólo II de N= (A+B+C)/3 b) I y II c) Sólo IV Er d) Sólo III e) Sólo V A 13. Un átomo neutro tiene en su B capa energética “N” ,9 electrones y C en su núcleo el número de neutrones 4s 3d 5p Subniveleses mayor en tres unidades que el de protones. Determine su número de a) 2 b) 3 c) 4 masa d) 5 e) 6 10. Para un átomo del aluminio a) 79 (Z=13), indique el número de b) 80 c) 81 proposiciones correctas: I. Su configuración electrónica posee d) 82 e) 83 5 subniveles. II. Tiene 8 electrones con energía 14. En el grafico halle el valor numérico de relativa de 3. III. En el último nivel tiene 3 M= (A+B)/2 No orbitales electrones semillenos IV. Tiene un orbital semilleno. 5 a) 0 b) 4 c) 3 A d) 2 e) 1 B 11. Cierto catión divalente termina su 2 distribución electrónica en 3d . Indique la identidad del átomo. Especie +2 +3 química Z=(TI=22; Ca=20; Mn=25; Sc=21; Ti Fe Fe Cu=29) Dato: Numero atómico Ti (Z=22) a) Ca Fe(26) b) Ti a) 0 b) 2 c) 3 c) Mn d) 4 e) 1 d) Sc 15. Señale el conjunto de números e) Cu 12. Indique el juego de valores de los cuánticos que es posible para un números cuánticos que define a un electrón n l m s electrón del orbital fundamental. a) 4, 3, +4, -1/2 I. (1, 2,-1,-1/2) b) 3, 3, +2, +1/2 II. (1, 1,+0,-1/2) c) 4, 2, +1, -1/2 III. (1,0,0, +1/2) d) 2, 1, -2, +1/2 IV. (1, 4,+2,-1/3) e) 1, 0, +1, -1/2 V. (1, 3, 0,-1/2)

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16. Determine el número de electrones que presenta un átomo si en su configuración electrónica tiene 7 orbitales principales llenos. a) 44 b) 25 c) 35 d) 47 e) 34 17. Determine la distribución electrónica del Cu a)  Ar  4s 2 3d 6 b)  Ar  4s 2 3d 10 c)  Ar  4s 2 3d 9

e)  Ar  4s 0 3d 10 4f 1

d)  Ar  4s13d 10

18. La razón entre la carga nuclear y el número de nucleones es 7/16; si, además, presenta el máximo número atómico con dos subniveles principales llenos. Calcule el total de neutrones de dicho átomo. a) 40 b) 45 c) 55 d) 60 e) 65 19. La suma de los números atómicos de dos isótonos “X” e “Y” es 18. Si sus números de masa son el doble y el triple de sus respectivos números atómicos. Determine cuántos electrones desapareados presenta el átomo “Y”. a) 1 b) 5 c) 3 d) 4 e) 2 20.El catión X 3 es isoelectrónico con el átomo “Y”, este a su vez para su penúltimo electrón presenta los siguientes números cuánticos ( 4, 1,+1,+1/2). Determine los probables

22 números cuánticos del electrón del anión “X ". a) 5, 0, 0, -1/2 b) 4, 1, -1, +1/2 c) 5, 1, -2, -1/2 d) 4, 0, 0, -1/2 e) 5, 1, -1, +1/2.

último

TABLA PERIÓDICA 1. Jacobo Berzelius (1814): Clasificó en elementos que pierden electrones "ELECTROPOSITIVOS" y en elementos que ganan electrones "ELECTRONEGATIVOS" METALES * Tienen brillo característico. * Son maleables * Dúctiles. * Buenos conductores del calor y la electricidad. NO METALES * Presentan diversos aspectos físicos. * No conducen el calor ni la electricidad. 2. William Proust (1815): Estableció la hipótesis que: "Todos los elementos se hallan compuestos de hidrógeno como materia original", en tal sentido propuso el ordenamiento de los elementos en base al hidrógeno según la cual las masas atómicas eran números enteros y múltiplos de aquel. 3. Triadas de Döbereiner (1817): Fue el químico alemán, Johann Döbereiner quien propuso el ordenamiento de los elementos que son semejantes en propiedades de 3 en 3 a lo que denominó TRIADAS. Döberenier además supuso que la masa atómica del elemento central es aproximadamente la semisuma de las

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masas atómicas extremos. Ejemplo:

SODIO

PA(Na) 

elementos «Ley de las Octavas»; la cual consistía en series de siete elementos. Primera Elemento Li Serie Masa atómica 7

LITIO

TRIADA

los

PA(Li)  PA(K) 2

4. «Espiral» de Chancourtois (1862): Begruger, de Chancoutois, geólogo francés, planteó que los elementos deberían estar ordenados en una línea arrollada helicoindalmente a un cilindro, formando un ángulo de 45° con la base, de tal manera que al ubicarse los elementos en orden creciente a sus masas atómicas, tendrían las mismas propiedades químicas, siempre que se encuentren en una misma línea vertical. Esta clasificación recibió también el nombre de «caracol telúrico» o «tornillo telúrico». Fe Te

Al Mg Na O

H 45°

C B Be

Be 9

B 11

C 12

N 14

O 16

F 19

POTASIO

Generatriz

Masa atómica creciente

5. «Octavas» de Newlands (1865): En 1864, el químico inglés J.A.R. Newlands observó que dispuestos los elementos en orden creciente a sus masas atómicas; después de cada siete elementos, en el octavo se repetían las propiedades del primero. Newlands, quien poseía una gran afición por la música, por analogía con el ordenamiento que presentan las notas en la escala musical, enunciaba su

Segunda Elemento Serie Masa atómica

Na 23

Mg Al 24 27

Si 28

P 31

S 32

Cl 35,5

Tabla Periódica de Medeleiev y Meyer (1869): Lothar Meyer se basó principalmente en las propiedades físicas (especialmente el volumen atómico) Meyer consideró el volumen ocupado por determinados pesos fijos de los diversos elementos. En tales condiciones, cada peso contenía el mismo número de átomos de sus elementos, esto significaba que la razón del volumen de los diversos elementos era equivalente a la razón de los volúmenes de los átomos simples que componían dichos elementos (volumen atómico). Mendeleiev Los primeros trabajos de Mendeleiev datan de 1860 y sus conclusiones fueron leídas en 1869 en la Sociedad Química Rusa. Él mismo resumió su trabajo en los siguientes postulados: · Si se ordenan los elementos según sus masas atómicas, muestran una evidente periodicidad. · La colocación de los elementos en orden a sus masas atómicas corresponde a su valencia. · Los elementos más difundidos en la naturaleza son los de masa atómica pequeña. Estos elementos poseen propiedades bien definidas. Son elementos típicos. · El valor de la masa atómica caracteriza un elemento y permite predecir sus propiedades. · Se puede esperar el descubrimiento de elementos aún desconocidos. · En determinados elementos puede corregirse la masa atómica, si se conoce el de los elementos adyacentes.

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7. TABLA PERIÓDICA ACTUAL. Para salvar algunas excepciones de la Tabla Periódica de Mendeleiev, muchos químicos trataron de modificarla, fue así como Rydberg encontró que las propiedades de los elementos son función periódica de sus números atómicos y ordenó los elementos en forma creciente en sus números atómicos, agrupándolos en periodos y en grupos. En 1913, el físico inglés Henry Moseley fue quien lo comprobó experimentalmente, observando que las propiedades de los elementos dependían de sus números atómicos. El trabajo de Moseley constituyó el factor fundamental de la ley periódica en el siguiente sentido: «Las propiedades de los elementos y sus compuestos son funciones periódicas del número atómico de los elementos» Alfred Werner fue un químico suizo, profesor de la Universidad de Zúrich y ganador del Premio Nobel de Química en 1913 por proponer la configuración en octaedro de los complejos de transición metálica. Werner desarrolló las bases del complejo metálico moderno. Fue el primer químico inorgánico en ganar el Premio Nobel, de hecho el único antes de 1973 y él fue quien diseño la tabla periódica larga o actual.

24 Elementos Representativos A

I s

VIII III

II s

Elementos de Transición 1

III

d ……….…p

d ……………….…d s

d IIIB

4f 5f

 

Lantánidos

Gases nobles f

Actínidos

Elementos de Transición Interna

GRUPO ELECTRONESDEVALENCIA FAMILIA 1 IA ns Alcalinos (excepto H) 2 IIA ns Alcalinos Térreos 2 1 IIIA ns np Térreos o Boroides 2 2 IVA ns np Carbonoides 2 3 VA ns np Nitrogenoides 2 4 VIA ns np Anfígenos o Calcógenos 2 5 VIIA ns np Halógenos 2 6 VIIIA s np Gases Nobles GRUPO

ELECTRONES DE VALENCIA

ns (n – 1)d

FAMILIA

Elementos Puente

Familia de Escandio

Familia del Titanio

Familia del Vanadio

Familia del Cromo

Familia del Manganeso

Metales Ferromagnéticos

IIB

ns (n – 1)d

IIIB

ns (n – 1)d

IVB

ns (n – 1)d

VIB

ns (n – 1)d

VIIB

ns (n – 1)d

VIIIB

ns (n – 1)d

ESTADO NATURAL METAL ………… GASEOSO LÍQUIDO Hg SÓLIDO Restantes

Metales de Acuñación

NO METAL N2, O2, F2, Cl2, H2 Br2 Restantes

GAS NOBLE Todos …………. ………….

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Práctica A = aumenta

Electronegatividad (A) Carácter no metálico (A) Afinidad electrónica (A)

Electronegatividad (A) Carácter no metálico (A) Afinidad electrónica (A) Energía de ionización (A) Carácter metálico (D) Radio atómico (D

1. Determine a qué período y grupo pertenece un elemento cuya 4 configuración termina en.... 5p . Respuesta: ………………………………………… 2. Halle (A + B) con las siguientes triadas de Döbereiner: I) 78 X A Y200Z II) B X151Y201Z Respuesta: ……………………………………… 3. Un alumno del CEPRE-UPLA, al estar estudiando la tabla periódica, observa detenidamente a un elemento que le falta como dato su número atómico, entonces decide calcularlo haciéndose la siguiente pregunta: ¿ podría calcular el número atómico de un elemento que se encuentra en el quinto período y en el grupo VIIA?. Respuesta: ………………………………………… 4. Determine cuáles de las siguientes proposiciones son verdaderas o falsas; con respecto a la tabla periódica: I.Tanto Mendeleiv como Meyer ordenaron los elementos de acuerdo a sus radios atómicos. II. El periodo 6, es el más largo por que tiene 30 elementos. III. Son ejemplos de semimetales: B,Si y Sn. IV. Los elementos de transición terminan su configuración electrónica en subniveles “d”. Respuesta: …………………………………………

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5. Si el número másico de un elemento es 138 y su número de neutrones es 82, ¿en qué período se encuentra y a qué familia pertenece dicho elemento? Respuesta: ………………………………………… 6. Determine la configuración electrónica, simplificada de un elemento que se halla en el 4to período y grupo IA. 2 6 a) [He] 2s 2p 2 6 1 b) [Ne] 3s 3p 4s 1 c) [Ar] 4s 2 d) [Ar] 3s 2 4 e) [Ne] 3s 3p 7. Se observa que un elemento tiene en su átomo más de 25 electrones pero menos de 33 electrones, si pertenece al grupo IIB, determine a que período pertenece el elemento. a) Cuarto b) Tercero c) Quinto d) Primero e) Sexto 8. Un anión trinegativo de un elemento “X” tiene en su estructura atómica 43 electrones, luego calcule a que grupo de la tabla periódica pertenece el elemento “X”. a) Grupo IVA b) Grupo IV B c) Grupo IIIB d) Grupo VIIA e) Grupo IA 9. Un elemento se halla en la tabla periódica en el cuarto período y el grupo IIB. Calcule cuántos electrones “p” apareados tiene en su átomo.

26 a) 12 b) 10 c) 6 d) 8 e) 4 10.Respecto a los elementos A (Z = 39) y B (Z = 33), determine la relación que no corresponde: . a) Pertenecen a familias diferentes. b) Pertenecen a períodos diferentes. c) B posee 5 electrones de valencia. d) A es un metal por que no posee carácter no metálico. e) B es más electropositivo que A. 11. Señale el número de relaciones correctas:

Elemento Periódo Z Alcalino 1 2 Gas noble 6 86 Alcalino Térreo 4 20 Halógeno 3 17 Nitrogenoide 5 51 a) 5 b) 4 c) 3 d) 2 e) 1 12. De acuerdo a la electronegatividad, compare: Columna A Columna B 4 x 3 2 x 7

A3 x

9 y 9 3 y 1

G5 y

a) A es mayor que B b) B es mayor que A c) A es igual a B d) No se puede determina e) No se debe utilizar esta opción 13.Un elemento se encuentra ubicado en el quinto período y tiene tres orbitales semillenos, si su

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número atómico es mínimo, entonces, se puede decir que: I. Pertenece el grupo VB II. Es un elemento de transición III. Su número atómico es 41 a) VVV b) VFF c) VVF d) FVF e) FFF 14.Un elemento A es isoelectrónico –2 con el ión B . ¿Cuál es la posición –1 de A en la tabla periódica, si a B le faltan dos electrones para alcanzar la configuración electrónica de un gas noble? (No considerar al Helio) a) VA b) VIA c) VIIA d) IVA e) IA 15. Se tiene dos especies con igual cantidad de electrones: 3 3

Si “L” es un calcógeno del quinto período, determine el período y grupo del elemento “R”. a) 4to; VIIA b) 3ro; VIIIA c) 5to; VIIIA d) 5to; VIIIB e) 2do; VIIIA 2 16.El ión  XO3  es isoelectrónico con 3

el ión BO3  . Determine la familia del elemento X. Datos:(B = 5, O = 8) a) Alcalino b) Boroide c) Carbonoide d) Nitrogenoide

27 e) Calcógeno 17. Determine la familia a la cual pertenece el elemento cuyo ión bipositivo presenta los siguientes números cuánticos para su último electrón: (4, 1, 0, –1/2) a) Halógeno b) Alcalino c) Anfígeno d) Boroide e) Gas noble 18.En la configuración electrónica de un elemento, su último subnivel tienen una energía relativa igual a cinco, tiene en dicho subnivel dos orbitales apareados y más de un orbital desapareado. Luego calcule a qué período y grupo pertenece. a) 4 ; VIIIB b) 6 ; VA c) 3 ; VIB d) 4 ; VA e) 5 ; IIA 19. Sobre las propiedades periódicas de los elementos químicos, indique las proposiciones incorrectas. I. En un periodo por lo general el potencial de ionización aumenta a medida que el número atómico disminuye. II. El elemento más electronegativo de la tabla periódica es el flúor. III. El radio atómico del Ca (Z=20) es mayor que el radio atómico del K (Z=19). IV. El elemento de mayor potencial de ionización es el Helio. a) Sólo IV b) I y III c) Sólo II d) I, II y IV e) III y IV 20. Respecto al átomo de un elemento que se encuentra en el quinto periodo y grupo VA. Indique verdadero(V) o falso(F) según corresponda.

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I. Posee 51 partículas positivas fundamentales. II. Posee 4 electrones en el nivel más alejado del núcleo. III. Posee 24 orbitales llenos y 3 semillenos. IV. Está en el mismo casillero del bismuto ( Z=83). a) FVFV b) VFVV c) FFVV d) VFFV e) VFVF

ENLACES QUÍMICOS

Es la fuerza de naturaleza eléctrica y magnética que mantiene unidos a átomos (neutros, iones) o moléculas con la finalidad de lograr un sistema estable. Los átomos al unirse puede formar moléculas o sistemas cristalinos: iónicos, metálicos o covalentes. Las moléculas al unirse forman líquidos y cuerpos sólidos. Ejemplo: Formación de HBr, al reaccionar átomos de H y Br Ene rg ía

Á tom os libres H

A lt a

- M ayor e ne rg ía - M eno r esta bilid ad Br

28 Ejemplo: En la formación del enlace hay liberación de energía.

H ( g )  Br( g )  HBr ( g )

+365,3KJ/mol En la ruptura el enlace hay absorción de energía. HBr ( g )  365 ,3 KJ / mol  H ( g )  Br( g )

Como vemos la energía de formación como de disociación es la misma y se le conoce como energía de enlace. B. Electrones de valencia Son los electrones del último nivel (capa de valencia) estos electrones son los que participan en las uniones químicas. Ejemplo: 19

[Ar]4s 1

–

1e de valencia

(Grupo IA)

Notación Lewis: Es la representación de los electrones de valencia mediante puntos o aspas. Notación Lewis para los Elementos Representativos (E)

: . . . .. . . . . . . . . . . .: ...: :... :.. ..: He

En G e n e ra l

II A III A

IV A

V A V I A V I I A V III A E

P ier de

E s ta b l e G a n a n o C o m p a rte n

E le c tr o n e s

E le c tro n e s

Regla del octeto.- Es la obtención de 8 electrones en la capa de valencia H Br (configuración electrónica de gas noble). Baja Para ello se pueden ganar, perder o compartir electrones. A vance d e la R eacc ió n Existen excepciones a la Regla del Octeto: Áto m os *Octeto incompleto.- Se presenta - Me nor e ne rg ía - Ma yor est ab ilidad cuando algunos elementos de los grupos En la zad os (m o lé cula) PROPIEDADES Y FACTORES QUE IIA (Be), IIIA (B, AI) forman enlace sin completar ocho electrones externos. INFLUYEN EN UN ENLACE También se incluye al hidrógeno. A. Energía de enlace Es el cambio de la energía en los átomos Ejemplos: Número de electrones en la formación o ruptura del enlace Átomo necesarios para estabilizarse (covalente) Libe ra ción de e nergí a

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Hidrógeno; Helio 2 e– (1 DUETO) Na + Cl  Na  1 Berilio; Mercurio 4 e– (2 DUETOS)  Cl  1 E .N.=0 ,9 E .N.=3,0 Boro; Aluminio; Estaño 6 e– (3 DUETOS)  E.N.=2,1 nlac e Fu erza    Na  1 EIónic * Octeto expandido.- Se produce en o  Electrostática    átomos que completan más de ocho Propiedades de los compuestos electrones externos al formar enlace. Se iónicos presentan en casos particulares. *A temperatura ambiental son sólidos Ejemplo: cristalinos duros y quebradizos, cuya estructura está definida por lo que son cristalinos (la atracción de los iones es polidireccional). *Generalmente son solubles en agua y otros solventes polares como etanol, C. Electronegatividad (E.N.) acetona, etc. Es la fuerza relativa que tienen los *Tienen alta temperatura de fusión y átomos para atraer hacia sí mismo los ebullición. electrones de un enlace. Ejemplo: Recordar: los elementos más NaCl Tf=801°C electronegativos son los no metales. KBr Tf=735°C Na * En solución acuosa o fundidos Mg Li S N Elemento O F conducen la corriente eléctrica, pero al 0,9 EN 1,2 1,0 2,5 3,0 3,5 4,0 estado sólido no la conducen. METALES NO METALES * No forma moléculas; sólo agregado CLASIFICACIÓN DEL ENLACE ordenado de iones (Unidad fórmula). QUÍMICO * En compuestos iónicos binarios, Enlaces interatómicos: Iónico, generalmente la diferencia de covalente y metálico. electronegatividad ( EN ) cumple: Enlace intermoleculares: Diplo – dipolo EN  1,7 (E.P.H.) y Fuerzas de London. * Los compuestos iónicos binarios Enlace interatómico: Es la fuerza que generalmente están constituidos por un metal y un no metal. (NaCl, K2O, CaF2) une a dos átomos neutros o ionizados. I. Enlace iónico o electrovalente.- Es * Si los iones son poliatómicos, pueden la fuerza de atracción eléctrica que existe ser sólo no metales: [NH4]1+ [NO3]1– entre los iones de cargas o puestas (cationes – aniones) que los mantienen II. Enlace Covalente.- Es la fuerza juntos en una estructura cristalina. electromagnética que mantiene unidos a Resulta de la transferencia de uno o más átomos que comparten electrones, los electrones comúnmente del metal hacia cuales tienen espines o giros opuestos. el no metal. Los átomos enlazados se encuentran Ejemplo: Cloruro de sodio (NaCl) neutros y generalmente son no metálicos.

.. :..:

..: ..

Propiedades covalentes.

las

sustancias

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* A condiciones ambientales pueden ser sólidas, líquidas o gases. Ejemplo: SiO2(g), H2O(g),CO2(g),O2(g) * Algunos pueden ser sólidos cristalinos, ejemplo: SiO2,H2O; grafito (C). * Generalmente tienen bajo punto de fusióny ebullición. Ejemplos: C2H5OH Teb = 78,5°C H2O Teb = 100°C C6H6 Teb = 80°C * Son muchos más los compuestos covalentes que los iónicos. * Mayormente sus soluciones no son conductoras de electricidad. Son aislantes, es decir, son malos conductores eléctricos. * Generalmente son insolubles en agua, pero si son solubles en solventes apolares, como: CCl4, C6H6, etc. * Constituyen moléculas que son agregados de un número definido de átomos iguales o diferentes (O2, H2SO4,….) * Generalmente: EN  1,7 * El enlace iónico es más fuerte que el covalente. Para su mejor estudio, estos enlaces se clasifican en: A. Según el número de electrones aportados para formar el par electrónico enlazante. 1. Enlace covalente normal. Cada átomo aporta un electrón en la formación del enlace. Ejemplo: Cloruro de Berilio (BeCl2)

30 Ejemplo: Dióxido de azufre (SO2) S

1. Enlace Dativo 2. Enlaces normales

O O O O B. Según el número de pares electrónicos enlazantes. 1. Enlace simple. Cuando entre los átomos enlazados se comparten un par de electrones. Ejemplo: Sulfuro de hidrógeno (H2S) S H

S H

2 Enlaces Simples

2. Enlace múltiple. Cuando los átomos enlazados comparten más de un par de electrones, estos pueden ser Enlace doble: Compartición de dos pares electrones. Ejemplo: el oxígeno (O2) O

1 Enlace Doble

Enlace triple: Compartición de tres pares de electrones. Ejemplo: Nitrógeno (N2)

: :. :. : : N

1 Enlace Triple

Según la estabilidad química los enlaces pueden ser: sigma (  ) o phi (  ), en forma práctica estos enlaces se reconocen así: Enlace Simple Enlace Triple

Enlace Doble



 X Y X YX Y 

En este caso, el enlace pi (  ) es menos estable que el enlace sigma (  ) Cl Be Cl Cl Be Cl C. Enlace Covalente apolar o puro. Es cuando los átomos comparten Hay 2 enlaces equitativamente a los electrones. normales 2. Enlace Covalente Coordinado o Generalmente participan átomo del Dativo. Sólo uno de los átomos aporta el mismo elemento no metálico. Se cumple: par de electrónico enlazante.

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Ejemplo: Hidrógeno (H2) Hx

H –

EN=2,1 ; EN=2,1

1 Enlace apolar

; E.N.= 0

D. Enlace Covalente Polar. Es cuando los electrones enlazantes no son Los metales conducen la corriente compartidos en forma equitativa por los eléctrica debido a la gran movilidad de átomos, esto debido a que uno de los los electrones. átomos es más negativo que el otro.

EN=0 Se cumple: Ejemplo: Yoduro de Hidrógeno :

H I

 1Enlace H I Covalentepolar

}

: momento dipolar del enlace = aquel parámetro que mide el grado de polaridad de un enlace. III. ENLACE METÁLICO En un metal los electrones de valencia están deslocalizados debido a su baja energía de ionización. Un metal se puede imaginar como una estructura de cationes inmersos en un mar de electrones de valencia. La fuerza de atracción entre los iones y los electrones es muy fuerte lo cual explica la resistencia mecánica de los metales, además la movilidad de los electrones explica su conductividad eléctrica. El enlace metálico se presenta en todos los metales y algunas aleaciones como el latón (Cu + Zn), bronce (Cu + Sn).

Lámina de cobre Cuando el metal se rompe, el medio circundante de los átomos metálicos permanece sin cambios, esto explica propiedades como la ductibilidad y la maleabilidad.

Los metales brillan debido a que la luz es reflejada por interacción del fotón con electrones libres.

FUERZAS INTERMOLECULARES Se les llama también fuerzas de Van Der Walls, son de naturaleza atractiva y básicamente eléctrica. Aumentan de magnitud conforme aumenta la masa molecular de la sustancia. Las fuerzas intermoleculares intervienen en el punto de fusión, punto de ebullición y solubilidades. Fuerza Dipolo – Dipolo: Las interacciones (fuerzas) dipolo – dipolo permanentes tienen lugar entre moléculas polares debido a la atracción de los átomos d+ de una molécula con los átomos d– de otra molécula. Enlaces de hidrógeno: Los enlaces de hidrógeno llamados enlaces puentes de hidrógeno son un caso especial de las fuerzas dipolo – dipolo muy fuertes. El enlace puente de hidrógeno tiene lugar entre moléculas polares que contienen H y uno de los siguientes elementos: N; O y F. Esta fuerza es aproximadamente el 5% del enlace covalente. El enlace de hidrógeno es el responsable de los puntos de ebullición inusualmente

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altos de ciertas sustancias frente a otras de masa molecular y geometría similar. Los compuestos líquidos que presentan puente hidrógeno reciben el nombre de líquidos asociados. Fuerzas de London: Las fuerzas de London son fuerzas atractivas débiles que son importantes sólo a distancias intermoleculares pequeñas. Las fuerzas de London se presentan en moléculas apolares. Aunque el término "fuerzas de Van der Wall" normalmente se refieren a todas las atracciones intermoleculares, también se intercambia a menudo con el término "Fuerzas de London", como lo hacen los términos "fuerzas de dispersión" y "fuerzas dipolo – dipolo inducido". Criterio de solubilidad: Las sustancias de polaridad semejante se disuelven entre sí. Los solventes polares disuelven a sustancias también (e iónicos) y los solventes no polares disuelven a sustancias no polares.

Práctica 1. Determine cuáles de las siguientes proposiciones son correctas, con respecto al enlace químico: I. Para su formación intervienen los electrones más externos. II. La electronegatividad influye en los comportamientos de los átomos. III. La finalidad del enlace es adquirir un estado de mayor energía para tener menor estabilidad. Respuesta: …………………………………………. 2. Los números cuánticos del último electrón de un átomo “X” son: (4, 1, -1,+1/2). Determine cuántos electrones de valencia posee. Respuesta:…………………………..

32 3. Si un átomo “E” tiene 10 neutrones y si cumple que 2 2 A  B  300 . Determine la estructura de Lewis del átomo. Respuesta: …………………………………………. 4. Indique verdadero o falso según corresponda, con respecto al enlace iónico: I. Se forma entre un metal de baja energía de ionización y un no metal de alta electronegatividad. II. Sus compuestos iónicos son buenos conductores de la electricidad a condiciones ambientales. III. Hay compartición de electrones entre átomos de elementos no metálicos. IV. Presentan una diferencia de electronegatividades menor a 1,7. Respuesta: …………………………………………. 5. Si se tiene los elementos: 17 X y 37W , al combinarse ambos qué clase de enlace formarán y cuál es su fórmula, respectivamente. Respuesta: ………………………………………… 6. Dadas las siguientes sustancias químicas: I. HNO3 II. BeCl2 III. Ca3N2 IV. MgCl2 V. MgCl2 Señale la(s) sustancia(s) que presentan enlace iónico. a) Sólo II

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b) III y IV c) II, III y IV d) I y V e) I, II y V 7. Identifica qué propiedad caracteriza a los compuestos iónicos: a) Sus unidades químicas son moléculas b) La gran mayoría en estado sólido son conductores eléctricos. c) No se disuelven en agua. d) Presentan elevados puntos de ebullición. e) Tienen bajos puntos de fusión. 8. Si se tiene el siguiente cuadro de electronegatividades: Te H P B O N Si 2,1 2,1 2,1 2,0 3,5 3,0 1,8

Determine cuál presenta enlace covalente apolar. a) N2 b) H4Si c) B2O3 d) P4Si3 e) TeO 9. Dadas las siguientes proposiciones, que relacionan las moléculas con los enlaces: I. CH3OH : el enlace O-H es iónico. II. NH3 : uno de los enlaces H-N es covalente apolar. III. O 3 : tiene un enlace covalente coordinado. Dato: Electronegatividad (H=2,1; C= 2,5; N=3,0; O= 3,5. Determine cuáles de las proposiciones son correctas. a) Sólo I b) I y II

33 c) II y III d) Sólo II e) Sólo III 10. Halle la carga eléctrica de la siguiente estructura de Lewis: o o c o a) 0 b) -2 c) +2 d) -1 e) +1 11. Señale la representación de Lewis del K 2O a) K b) c)

O O

-2

K 2

O K

+ +2

-2

d) e) K O K 12. Si el elemento “X” tiene caracterizado a su último electrón con el siguiente conjunto de números cuánticos: 4, 1, 0, -1/2. Luego al enlazarse con un átomo “Y” perteneciente al grupo de los alcalinos del 3er periodo. Determine la fórmula molecular que tendría el compuesto formado; además de su tipo de enlace. a) YX; electrovalente b) YX; covalente normal c) YX; covalente polar d) YX; covalente dativo e) YX; iónico. 13. En un proceso de disociación molecular se emplean “X” kJ/mol. Determine el valor de “X” sabiendo que la molécula disociada es la del gas propano ( C3H8 ), además se conoce que la energía de enlace es:

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Energía kJ/mol

347 414

C-C C-H

a) 4041 kJ/mol b) 4006 kJ/mol c) 4324 kJ/mol d) 4353 kJ/mol e) 3454 kJ/mol 14. Determine el promedio aritmético de los electrones de valencia que deben aparecer en la estructura de Lewis de los siguientes compuestos: I. CO2 II. HCl III. C3H8 a) 16,7 b) 33 c) 32,5 d) 24 e) 14,66 15. De acuerdo a la estructura de Lewis siguiente: M

o xx

x x

-2

Señale las proposiciones correctas: I. Corresponde a un compuesto iónico. II. Se comparten 2 electrones. III. Es un compuesto sólido. IV. presenta alta temperatura de fusión. a) I, II y III b) Sólo I c) I, III y IV d) II y III e) Sólo IV 16. Clasifique las siguientes sustancias como iónicas (I); metálico( M) o covalente ( C ). A. BeCl2 B. Grafito C. MgO D. NH4Cl a) I-C-I-M b) C-M-I-I c) C-M-I-C d) C-I-M-I e) I-M-C-C

34 17 Indique el número de enlaces sigma y pi, respectivamente para el siguiente compuesto: CH3 CH3

a) 16 y 2 b) 16 y 3 c) 15 y 2 d) 14 y 2 e) 17 y 2 18. Identifica qué estructuras presentan resonancia: I. SO2 II. (CO3 )2 III. Cl2O a) I y II b) I y III c) II y III d) Sólo I e) I, II y III 19. Compara: Columna A Columna B H2SO4

Br2O3

De acuerdo a la cantidad de enlaces covalentes dativos, se determina que: a) A es mayor que B b) B es mayor que A c) A es igual que B d) No se puede determinar e) Faltan datos. 20. Indique cuántos enlaces múltiples y enlaces simples, respectivamente contiene la fenil etil amina. NH C 2 H 5

a) 4 y 20 d) 3 y 17

b) 6 y 24 e) 3 y 19

c) 3 y 15

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2. Para el oxígeno: En general el N.O=-2, pero en NOMENCLATURA peróxidos el N.O.=-1 y con el flúor N.O.=+2 VALENCIA 3. Para una molécula neutra: Es la capacidad de combinación que El N.O. total = 0 tienen los átomos, por lo tanto la valencia 4. Para un ion: es un número entero que carece de signo El N.O. total = carga del ion TIPO DE ELEMENTO EJEMPLOS 5. Para elementos libres: Nulivalentes 0 Gases nobles (Sin combinación): el N.O. = 0 Monovalentes 1 Metales alcalinos Nota: Generalmente: valencia = |N.O.| Metales alcalinos Divalentes 2 térreos FUNCIÓN QUÍMICA Trivalentes 3 Aluminio Es un conjunto de compuestos que se Tetravalentes 4 Carbono caracterizan por tener en su estructura, ESTADOS todos ellos, un determinado número de METALES DE OXIDACIÓN átomos agrupados en la misma forma, Li Na K Rb Cs H Ag 1 Be Ca Mg Sr Ba Zn Cd 2 conjunto que recibe el nombre de grupo Al 3 funcional por lo cual tiene propiedades Fe Co Ni 2 3 análogas. Pb Pt Sn 2 4 Cu

1 1

Au N O M ET ALES Cl S P

F Br O Se B As C Si

ELEMENTOS Manganeso Cromo Vanadio Bismuto

I Te Sb

METAL 2 3 2 3 2 3 3

2 3

EST AD O S D E O X ID A C IÓ N 1 1 3 5 7 2 2 4 6 3 1 3 5 2 4 4

4 3 4

NO METAL 6 7 6 5 5

ESTADO DE OXIDACIÓN Llamado también número de oxidación, es la carga real o aparente que tiene un átomo debido a la transferencia o compartición no equitativa de electrones. Es un número entero o fraccionario que tiene signo, y también puede ser cero. REGLAS PARA DETERMINAR EL NÚMERO DE OXIDACIÓN 1. Para el hidrógeno: en general el N.O. = +1, pero en hidruros metálicos N.O. =-1.

NO METALES

METALES

HIDROGENO

OXÍGENO

HIDROGENO

HIDRURO METALICO

OXIDO BÁSICO

OXIDO ACIDO

HIDRURO NO METALICO

AGUA

ACIDO OXACIDO

ACIDO HIDRACIDO

AGUA

+ HIDROXIDO

SAL OXISAL

SAL HALOIDEA

FUNCIÓN HIDRUROS UN OLOR FUERTE Y DESAGRADABLE Si alguna vez has tenido la oportunidad (por casualidad) de percibir el fuerte olor que tienen los tintes y líquidos fijadores del cabello que ha usado una dama para mejorar y resaltar su belleza, sabrás entonces que ese olor característico es del amoniaco NH3 que es considerado como un hidruro no metálico. El amoniaco también tiene aplicaciones muy importantes en la industria de los cosméticos, para obtener frío artificial y en tintorería para el lavado de los tejidos.

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Otro hidruro no muy conocido es la PREFIJOS: mono, di ,tri, tetra, penta, etc. Fosfamina PH3 que es un gas incoloro, 1.1. ÓXIDOS DOBLES. de olor repugnante poco soluble en agua Son compuestos que forma el oxígeno algunos metales como y muy venenoso por ello fue empleado con Fe,Pb,Co,Ni,etc. A temperatura ambiental como arma química. Son combinaciones binarias de un son sólidos. Se considera como una combinación de dos óxidos básicos de un elemento químico con el hidrógeno. metal donde éte tiene valencia 2,3 o 2,4 Elementos + Hidrógeno Hidruro Sólo para esta función el elemento generalmente. actuará con una de sus valencias, la cual FORMULACIÓN: está determinada de acuerdo al número de enlaces que realiza con el átomo de hidrógeno. Grupo IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA Valencia 1 2 3 4 3 2 1 De acuerdo con el tipo de elemento con que combina los hidruros se pueden clasificar en hidruros metálicos e hidruros no metálicos. ÓXIDOS BÁSICOS Se denominan óxidos básicos a las combinaciones binarias de un elemento metálico con el oxígeno. Se denominan óxidos básicos porque al reaccionar con el agua originan a las bases o hidróxido. Metal + Oxígeno Óxido Básico Para nombrarlos se procede de la siguiente forma: NOMENCLATURA GINEBRA,TRADICIONAL O CLÁSICA a) Si el metal que forma el óxido tiene un solo número de valencia (valencia fija), se antepone la palabra ÓXIDO al nombre del metal y se le hace terminar en ICO b) Si el metal que forma el óxido tiene valencias variables, se agrega al nombre del metal el sufijo. VALENCIA MENOR….OSO MAYOR ….ICO NOMENCLATURA STOCK: Oxido.. (Valencia en número en romanos) Elemento NOMENCLATURA IUPAC

M3O4

FUNCIÓN PEROXIDO Son compuestos binarios iónicos, generalmente, que forma el oxígeno con algunos metales, principalmente de los grupos IA y IIA. Se caracterizan por la presencia del ión peróxido donde se puede evaluar que cada átomo de oxígeno actúa con E.O. igual a -1. En caso de que el metal posee varias valencias, el peróxido sólo es estable con la mayor valencia del metal, porque el metal sufre una oxidación profunda al formar peróxido. El término peróxido indica que el metal posee un mayor grado de oxidación respecto a su óxido básico, por lo cual se puede formular adicionando 1 átomo de oxígeno a la fórmula del óxido básico. FORMULACIÓN: Óxido básico + Oxigeno Peróxido (.........ico) Observaciones: * Las fórmulas de los peróxidos no se simplifican debido que deben mantener la 2

estructura del ión peróxido (O2 ) * El agua oxigenada es una solución o mezcla homogenea del peróxido de hidrógeno y agua. La proporción es variable: Del 3% al 10% en volumen se utiliza como antiséptico medicinal

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Del 30% al 50% en volumen se utiliza en cosmetología. Al 70% en volumen se utiliza en la curtiembre (tratado del cuero para zapatos, correas,etc) * El peróxido de sodio tiene como nombre comúnm"oxilita" y es usado para la obtención del peróxido de hidrógeno y como agente decolorante de fibras textiles. ÓXIDOS ÁCIDOS O ANHIDRIDO Son compuestos binarios que resulten de la combinación de un no metal con el oxígeno. Se denominan óxidos ácidos a las combinaciones binarias de un elemento no metálico con el oxígeno, se denominan óxidos ácidos porque al reaccionar con el agua originan a los ácidos oxácidos. No Metal + Oxígeno Óxido Ácido Sistemas de Nomenclatura Con las nuevas nomenclaturas ya no existe diferencias entre óxidos y anhídridos debido a que cualquier elemento metal o no metal combinado con el oxígeno forma un oxido A saber: a. Nomenclatura Antigua(Ginebra), clasica o tradicional Con una Valencia: Anhidrido .......................ico Con dos valencias: Para el de menor valencia: Anhidrido .......................oso Para el de mayor valencia: Anhidrido .......................ico Con tres o cuatro valencias: Valencias prefijo sufijo 1–2 Hipo. ...oso 3-4 ……..........oso 5-6 …………...ico 7 Hiper o per.......ico

37 b. Nomenclatura de Stock, también usado, donde se coloca la valencia en números romanos. c. Nomenclatura de Prefijos (IUPAC) Se utilizan los prefijos: 1 atm mono 2 atm di 3 atm tri 4 atm tetra 5 atm penta d) Nomenclatura Moderna (E.B.) Se coloca la valencia en números arábigo con su respectivo signo. FUNCIÓN HIDROXIDO O BASE Los hidróxidos o también denominados «bases» se caracterizan por la presencia del grupo hidroxilo u oxhidrilo. Los hidróxidos provienen de la reacción que ocurre entre el óxido básico y el agua. Por lo tanto: OXIDO BÁSICO + H2O HIDROXIDO Donde: M = Metal X = Valencia del metal A los hidróxidos también se les puede considerar como una combinación binaria de elementos metálicos con grupo oxhidrilo. FUNCIÓN ÁCIDOS Los ácidos son compuestos que se originan por combinación del agua con un óxido ácido, o bien por la disolución de ciertos hidruros no metálicos en agua. En el primer caso se denominan ácidos oxácidos y en el segundo ácidos hidrácidos. ¿Cómo se clasifican? Se clasifican en ácidos oxácidos y ácidos hidrácidos TEN PRESENTE QUE ……….. · Ácido Oxácido _ que presenta oxígeno en su composición. Ejemplo: H2SO4 · Ácido Hidrácido _ que no presenta oxígeno pero si hidrógeno en su composición. Ejemplo: HCl

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¿Que son los ÁCIDOS OXÁCIDOS? Los oxácidos son ácidos que se originan por la combinación del agua con un óxido ácido. OXIDO ÁCIDO+H2OÁCIDO OXÁCIDO ¿Qué propiedades presentan los ácidos? Los ácidos presentan las siguientes propiedades generales: • Ácido es toda sustancia que en solución acuosa se ioniza, liberando iones hidrógeno (protones). • Estos protones confieren a los ácidos propiedades que los identifican y que en conjunto constituyen el carácter ácido. • Se dice que el ión H+ constituye el grupo funcional de los ácidos, entendiéndose por tal al ión, átomo o conjunto de átomos que confiere propiedades específicas la molécula de una sustancia. ¿Qué características presentan los ácidos? Los ácidos se caracterizan por: • Poseer sabor agrio («ácido»). Como el del vinagre, limón. • Conducir, en solución acuosa, la corriente eléctrica. • Liberar gas hidrógeno cuando reaccionan con ciertos metales. TIPOS DE ÁCIDO OXÁCIDO: 1. Polihidratados ¿Qué son los ácidos Polihidratados? Son ácidos especiales que también reciben el nombre de polihidroxílados, estos se combinan con una, dos o tres moléculas de agua y con ciertos òxidos ácidos, tales como el fosfórico, que la reaccionar con el agua puede dar lugar a la formación de tres oxácidos polihidratados distintos. ANHIDRIDO + n H2O ÁCIDO POLIHIDRATADO 2. Poliacidos

38 Resultan de combinar el agua con varias moléculas de anhídrido. Para nombrar se usan ciertos prefijos que indican la cantidad de átomos del elemento en la molécula del ácido. Así: n ANHIDRIDO + H2O POLIÁCIDO 3. Peroxiácidos o peroxoácidos Se caracterizan porque poseen un átomo de oxígeno más que el ácido oxácido correspondiente. En su nomenclatura se utiliza el prefijo peroxi o peroxo y sólo son estables para el estado de oxidación más alto del no metal. Estructuralmente, se considera que los peroxiácidos resultan de sustituir átomos 2

de oxígeno (O ) de oxacidos correspondiente por el grupo peróxido ( O22

) FORMULACIÓN: ÁCIDO OXACIDO + OXIGENOPEROXIÁCIDO 4. TIOÁCIDOS: Son compuestos que derivan de los oxácidos por sustitución de 1 o más átomos de oxigeno por igual número de átomos de azufre. Como el azufre es congénere del oxígeno (VIA), poseen propiedades químicas análogas, razón por la cual los átomos de oxígeno pueden ser sustituidos parcial o totalmente por átomos de azufre generándose así los tioácidos. Para su nomenclatura se tendrá en cuenta la siguiente tabla:

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FUNCIÓN SALES SALES Son compuestos que resultan de la combinación de un ácido con un hidróxido, con formación de agua. ÁCIDO + HIDRÓXIDO SAL + AGUA ¿Cómo se clasifican? Pueden ser de dos clases: * SALES OXISALES (si provienen de un ácido oxácido) * SALES HALOIDEAS (si provienen de un ácido hidrácido) SALES OXISALES Son compuestos que resultan de la combinación de un ácido oxácido con un hidróxido. Ejemplo: H2CO3 + Ca(OH)2  CaCO3 + H2O ácido hidróxido carbonato agua carbónico de calcio de calcio SALES HALOIDEAS Son compuestos que resultan de la combinación de un ácido hidrácido con un hidróxido. Ejemplo: HCl + Mg(OH)2 _ MgCl2 + H2O ácido hidróxido cloruro agua clorhídrico de magnesio de magnesio CLASIFICACIÓN DE LAS SALES Las sales se clasifican en neutras, ácidas, básicas y mixtas. LAS SALES ÁCIDAS Resultan del reemplazo parcial de los hidrógenos de un ácido por átomos metálicos. Se forman con ácidos que presentan dos o más hidrógenos en su molécula. LAS SALES BÁSICAS Resultan de reemplazar parcialmente los oxhidrilos de un hidróxido por los aniones de un ácido. LAS SALES MIXTAS O DOBLES Resultan de sustituir los hidrógenos de un ácido por átomos metálicos distintos. Ejemplo:

Práctica 1. Respecto a la nomenclatura inorgánica, determine cuáles de las siguientes proposiciones son verdaderas o falsas: I. Todos los hidruros no metálicos forman hidrácidos en solución. II. El estado de oxidación es la carga aparente que tendría un elemento en un enlace, debido a la diferencia de electronegatividades. III. La función química es un conjunto de átomos comunes a todos los compuestos. Respuesta: ……………………………………… 2. Determine el estado de oxidación del “N”, “P”, “Ba” y “C”, respectivamente en los siguientes compuestos: I. HNO3 II. PH3 III. BaO IV. C3H8 Respuesta: ……………………………………… 3. Identifique a qué función química corresponden los siguientes compuestos, respectivamente. I. Al 2O3 II. Mg(OH )2 III. HClO4

IV. CaCl 2

V. BH3 Respuesta: ……………………………………. 4. Determine cuáles de los siguientes compuestos son peróxidos: H2O2 I. II. FeO

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(X+Y) -4Z

ATOMICIDAD Z Y X

SUSTANCIA

Óx i c úp do rico Am on iac Hid o r M a ó xi d gn o d es i e o

III. Cu2O IV. CuO2 Respuesta: ……………………………………… 5. Indique las proposiciones correctas de acuerdo a la relación fórmula-nombre de los siguientes compuestos: I. Na2S : Sulfuro de sodio II. FeS : Sulfuro férrico III. HF : Ácido fluorhídrico IV. HClO3 : Ácido perclórico. Respuesta: …………………………………. 6. Identifique cuáles de los siguientes hidruros son metálicos: I. LiH II. CH4

a) 25 b) 16 c) 36 d) 20 e) 19 9. Determine el compuesto que III. SiH4 tenga un no metal tetravalente. IV. BaH2 a) Anhidrido carbonoso b) Anhidrido sulfúrico a) I, III y IV c) Anhidrido crómico b) II y III d) Óxido cobáltico c) Sólo I e) Anhidrido manganoso d) Sólo II 10. Con respecto al ácido carbónico, e) I y IV determine las proposiciones 7. Compara: correctas: COLUMNA A COLUMNA B I. Es un compuesto ternario. HgO NaO II. Se trata de un ácido hidrácido. Cl 2O5 MnO2 III. Presenta enlaces covalentes. CrO3 SnO IV. Se forma de un óxido básico más Fe2O3 K 2O una molécula de agua. De acuerdo a la cantidad de a) Sólo II b) I y III óxidos ácidos, se determina que: c) I, III y IV a) A es mayor que B d) II y III b) B es mayor que A e) Sólo III c) A es igual que B 11. En relación a los compuestos d) Faltan datos siguientes: e) No se puede determinar. 8. Del siguiente gráfico determine:

QUÍMICA - Eduardo H. Lozano Melchor Compuesto Fórmula

I N2 O 3

III

HNO 2 Cu(OH)2

Indique verdadero (V) o falso (F) según corresponda: A. La nomenclatura sistemática de I es trióxido de dinitrógeno. B. El nombre tradicional de II es ácido nítrico. C. La nomenclatura Stock de III es hidróxido de cobre (II). a) VVV b) VVF c) FFV d) VFV e) FVV 12. Relacione los compuestos con su fórmula: I. Silano ( ) CaO II. Soda caústica ( ) SbH3 III. Cal viva ( ) NaOH IV. Estibina ( ) SiH4 a) III, IV, II, I b) III, IV, I, II c) II, IV, I, III d) II, III, I, IV e) I, II, IV, III 13. Determine cuál es el nombre del siguiente compuesto: HClO a) Ácido Hipocloroso b) Ácido tio clórico. c) Ácido cloroso d) Ácido clorhídrico e) Ácido perclórico. 14. Del siguiente gráfico determine: C-A/B

41 E.O .DEL FÓSFORO

A B

C Compuesto

Donde: A= Fosfina B= Trióxido de difósforo C=Ácido fosfórico a) 1/2 b) 3/4 c) 8/5 d) 2/3 e) 8/3 15. Determine cuántas sales haloideas se encuentra en el siguiente grupo de compuestos: I. NaNO3 II. FeS III. Ca3 (PO4 )2 IV. BaCl 2 a) 4 b) 2 c) 3 d) 1 e) 0 16. Determine la atomicidad del sulfito férrico. a) 10 b) 7 c) 12 d) 14 e) 9 17. Identifique qué analogía es incorrecta, con respecto a los iones: +2 a) Ba : Ión bario 3b) HCO : Ión bicarbonato 2c) NO : Ión nitrito

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d) ClO : Ión hipoclorito 4+ e) NH : Ión amonio 18. Un hidróxido penta atómico reacciona con el ácido Sulfúrico. Identifica cuál es la atomicidad de la sal formada. a) 6 b) 4 c) 8 d) 3 e) 5 19. Relaciona los ácidos oxácidos con su atomicidad. X. Ác. pirohipocloroso ( ) 7 Y. Ác. permangánico ( ) 6 W. Ác. ortobórico ( ) 9 a) WXY b) XWY c) YWX d) YXW e) WYX 20. Respecto a los nombres comerciales de algunas mezclas, indique la alternativa que no lleva el nombre correcto del componente principal: a) Sosa cáustica : KOH b) Cal apagada : Ca(OH) c) Polvo de hornear : CaCO3 d) Lejía : NaClO e) Magnetita : Fe O

UNIDADES QUIMICAS DE MASA Son formas de expresar las relaciones existentes entre las masas de las sustancias con las cantidades de sus partículas estructurales que las constituyen (átomos, moléculas, etc). UNIDAD DE MASA ATÓMICA (u) Es aquella unidad que se define como la doceava parte de la masa de un átomo de carbono 12 (C – 12), el cual se toma como átomo patrón asignándole por convención una masa de 12 u, es decir: 1u 

Masa de un átomo de C  12  1,66.1024 g 12

MASA ATÓMICA (MASA ATÓMICA PROMEDIO () Es el promedio ponderado realizado a partir de las masas atómicas de los isótopos naturales (masas isotópicas) que presenta cada elemento para lo cual se tiene en cuenta experimentalmente con el espectómetro de masas. Sean los isótopos de un elemento "E".) Es la masa correspondiente a un átomo, la cual se expresa en unidades de masa atómica, es decir es una masa atómica relativa y ésta se puede determinar de la siguiente manera: mA 

Masa absoluta del átomo Masa de un átomo de C  12 12 …….

Notación Isotópica Masa Isotópica Número de masa Abundancia Relativa

 mAE 

mA1 A1 a1%

mA2 A2 a2%

…… …… ……

mAn An an%

mA1(a1)  mA2 (a2 )  ............  mAn (an ) a1  a2  ....... an

MASA MOLECULAR () Es la masa relativa de una molécula de una sustancia covalente, la cual se determina como la suma de las masas atómicas promedio de cada

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átomo que se encuentra constituyendo a dicha molécula. MASA FÓRMULA (MF) Se define en forma análoga que la masa molecular, pero se debe tener en cuenta que esto es aplicable sólo para compuestos iónicos los cuales no se encuentran constituidos por moléculas sino por unidades fórmula. MOL Es la séptima unidad fundamental del Sistema Internacional (S.I.), la cual se define como una cantidad de sustancias que contiene tanta cantidad de partículas estructurales (átomos, moléculas, iones, etc) como átomos existen en 12 g de carbono 12, denominando al valor de esta cantidad como el número de Avogadro (No) ÁTOMO GRAMO (at – g) Esta unidad química es la muestra de un elemento que contiene un mol de sus átomos, siendo la masa de dicha muestra equivalente a la masa atómica del elemento pero expresada en gramos. Nº de at  g 

mMUESTRA( g) mA(g.at  g1)



Nº de átomos No

MOLÉCULA GRAMO (mol – g) Esta unidad química es aquella muestra de un compuesto covalente que contiene un mol de moléculas, siendo la masa de dicha muestra equivalente a la masa molecular del compuesto pero expresada en gramos

CONDICIONES NORMALES (C.N)

43 Luego: Pnormal = 1 atm = 760 mmHg = 760 Torr = 101,3 kPa Tnormal = 0 ºC = 273 K VOLUMEN MOLAR (Vm) Es el volumen que ocupa la mol – g de una sustancia gaseosa a una presión y temperatura determinada cuando la presión y temperatura son las que corresponde a las condiciones normales se tiene: \ 1 mol – g(gas) … CN .. Vm = 22,4 L Además: n

m Nº de moléculas VCN   Mx No Vm

ESTADO GASEOSO PROPIEDADES GENERALES DEL ESTADO GASEOSO 01. COMPRESIÓN El volumen que ocupa un gas se puede reducir fácilmente mediante la acción de una fuerza externa, esto se explica debido a la existencia de grandes espacios intermoleculares. 02. EXPANSIÓN Un gas ocupa todo el volumen del recipiente debido a que las moléculas poseen una alta energía cinética. 03. DIFUSIÓN Consiste en que las moléculas de un gas se distribuyan en un sólido; líquido o gas, debido a su alta energía cinética y alta entropía. 04. EFUSIÓN Es el proceso de escape, derrame o laminado de un gas a través de un agujero fino de una placa delgada a temperatura constante y a presión constante.

Son aquellas condiciones de presión y temperatura a la que se encuentra una 05. ATMÓLISIS sustancia gaseosa.

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Es la separación de los componentes de una mezcla gaseosa por difusión a través de una membrana porosa, el más ligero se difunde a través de la membrana porosa, y el más pesado no puede difundirse a través de la membrana porosa. OBSERVACIONES: a) La presión manométrica es la presión interna del gas y se genera por el choque de las moléculas del gas contra las paredes del recipiente. b) La Patm = 1 atm = 760 mmHg = 101,3 kPa c) Cuando no se indica el tipo de presión se considera que es la presión absoluta del gas: d) En las leyes del estado gaseoso se utilizan presiones absolutas: Pabsoluta = Patmosférica + Pmanométrica Ecuación de Van der Walls para un Gas Real 2    P  n .a ( V  nb)  R.T.n 2   V   atm.L mmHg.L R  82,103 R  62,4 mol  g.K mol  g.K

R  8,3

kPa.L mol  g.K

FRACCIÓN MOLAR – FRACCIÓN DE PRESIÓN Y FRACCIÓN DE VOLUMEN Fracción molar (fmx) nx: mol-g del componente nt : mol - g totales Fracción de presión (fPx) Px: presión parcial del componente Pt : presión total Fracción de volumen (fVx)Vx: volumen parcial del componente Vt : volumen total PORCENTAJE MOLAR – PORCENTAJE DE PRESIÓN Y PORCENTAJE EN VOLUMEN

% molar = fmx .100 % presión = fPx .100 % volumen = fVx .100

Práctica 1. Indique verdadero (V) o falso (F), según corresponda; con respecto a las unidades químicas de masa. I. El peso atómico es el promedio ponderado de las masas atómicas relativas de los isótopos de un elemento. II. En 0,02 mol H2S hay 1,204.1023 moléculas de H2S . III. La masa de una molécula de NaCl es 58,5 g. IV. En 10 moléculas de agua hay 180 uma. Respuesta: ……………………………………… 2. Sabiendo que el peso molecular de la sustancia “ EO2 ” es 44uma.Determine cuál será el peso molecular del oxácido: H2E2O5 . Dato: (P.A: O=16;H=1) Respuesta: ………………………………………….. 3. Asumiendo en forma aproximada, que la masa (en uma) de los isótopos estables del elemento cloro son: 35 y 37. Determine el porcentaje de abundancia del más pesado, sabiendo que el peso atómico del elemento es 35,5 uma. Respuesta: ……………………………………. 4. Establezca la alternativa que posee mayor masa. Dato: P.A( S=32, Ca=40, O=16, P=31)

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a) 6,023.1022 moléculas de SO2 b) 112 L de CO2 a C.N. c) 10 at-g de fósforo d) 420 g de CaO e) 12,046.1021 átomos de azufre 5. Al escribir un párrafo de 1800 palabras con un lápiz se usan 50 miligramos de carbono. Determine cuántos átomos de carbono (por término medio) hay en cada palabra. Considere que cada palabra consume la misma cantidad de carbono. Dato: NA = 6,022.1023 . a) 1,4.1018

b) 2,5.1021 c) 2,5.1020

d) 7,5.1020

e) 1,4.1023

6. En relación de 400g de carbonato de calcio. Determine las proposiciones correctas: I. Contiene 6 moles de O2 . II. La muestra contiene en total 20NA átomos. III. Contiene 160g de calcio. IV. En estado gaseoso a C.N esta sal contiene un volumen de 89,6 L. a) Sólo I b) I y II c) Sólo III d) II, III y IV e) I y IV 7. Obtener la fórmula empírica de un compuesto cuya composición centesimal reporta: Cr= 26,53%, S=24,52% y O=48,96%. Dato: P.A(Cr= 52 y S=32). a) CrSO4 b) Cr2 (SO4 )3 c) CrSO3 d) Cr (SO4 )3

e) Cr2 (SO3 )3

45 8. En el gráfico C+E+P+R+I+T+O.

determine:

Masa de oxígeno

T R P C A B C

MOL DE SUSTANCIAS

Donde: A= Anh. carbónico B= Ácido permangánico. C=Perbromato de bario. D=Dicromato de aluminio. Cada vocal tiene una igualdad de 4 oxígenos. a)345g b)752 c)456 d)865 e)570g 9. Una dieta humana consiste en 0,008 onzas diarias de fósforo. Si en 3,1 libras de pescado contiene 8 molonzas de fosfato de sodio( Na3PO4 ).Determine cuántas libras de pescado se consumirá para satisfacer esta dieta. Dato: P.A( Na=23, P=31 y 1 lb= 16 onz) a) 10 lb b) 10-1 lb c) 10-3 lb d) 10-4 lb e) 10-2 lb 10. La glucosa es el combustible de todo ser humano y su calor de combustión es 2808 kJ/mol-1. Determine cuántos gramos de glucosa deberá consumir un alpinista

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para escalar una montaña de 3000 m, suponiendo que el 25% de la energía se aprovecha para realizar trabajo útil consumido al escalar.Asumir que la masa del alpinista es 80 Kg. a) 0,500kg b) 0,750kg c) 0,600kg d)1,00 kg e) 0,800kg 11.Identifica cuál de las siguientes proposiciones no corresponde a las características de los gases: I. Poseen alta entropía. II. En los gases ideales las fuerzas de repulsión son mayores que las fuerzas de atracción. III. Son más densos que los estados condensados. IV. Su alta comprensibilidad se debe a la alta energía cinética de sus moléculas. Respuesta: …………………………………………. 12. La presión absoluta de un gas se incrementa en un 50% y su temperatura absoluta disminuye en un 85%. Determine el porcentaje en que aumenta o disminuye su volumen. Respuesta: ……………………………………. 13. Un balón de acero de 80 L contiene helio y se encuentra a 127°C y además el manómetro indica 4 atm. Determine cuántos globos de 10 litros cada uno se podrá llenar a 27°C y 1 atm de presión. a) 60 globos b) 25

46 c) 45 d) 48 e) 30 14. Un recipiente de 80L contiene dióxido de azufre a 27oC y ejerce una presión manométrica de 3,1 atm. Determine qué volumen ocuparía el gas en condiciones normales. a) 238 L b) 167 L c) 226 L d) 298,48 L e) 345,6 L 15. Un balon de acero de 16,4 L contiene 88g de propano ( C3H8 ) y se encuentra a 27°C. Determine la presión absoluta del gas. a) 5 atm b) 3 atm c) 2,5 atm d) 8 atm e) 4,6 atm 16. En un recipiente se tiene O2 a 127°C y 16,4 atm de presión , calcule la densidad del O2 y además, como varía a densidad cuando está en C.N. a) 16 g/L - disminuye en 14,57 g/L b) 23 g/L - aumenta en 20,3 g/L c) 18 g/L - disminuye en 34,6 g/L d) 32 g/L - disminuye en 12,4 g/L e) 8 g/L - aumenta en 24,8 g/L 17.En el siguiente gráfico se tiene 2 mol-g de un gas ideal. Calcule el volumen en el punto B.

QUÍMICA - Eduardo H. Lozano Melchor P(atm) 2L 12,3

4,1

100

200

T(O K)

a) 8L b) 4L c) 2L d) 10L e) 6L 18. Un gas es sometido a un proceso isocórico aumentando su presión desde 6,6 atm a 9 atm. En seguida se le aplica un proceso isobárico, en el cuál su volumen disminuye desde 10 litros hasta 8 litros llegando su temperatura hasta 27°C. Determina la temperatura inicial de todo el proceso en °C. a) 24°C b) 2 °C c) 548 °C d) 275 °C e) 398oC 19. En un balón de acero de 4L de capacidad se tiene O2 gaseoso a 127oC y dos atmósferas de presión .Por un agujero se escapa este gas razón de 0,25 litros/minuto medidos en condiciones normales, durante 1,4 minutos. Determine la masa y la presión final del O2 gaseoso en el balón, si el proceso es isotérmico. a) 3,86 g - 1,5 atm b) 7,168g - 1,84 atm

47 c) 4,56 g- 2,45 atm d) 6,45 g - 4,65 atm e) 12,45 g - 3,6 atm 20. Se tiene una mezcla equimolar de etileno ( C2H4 ), nitrógeno( N2 ) y monóxido de carbono. Si la presión parcial de N2 es 4 atm , determine la presión total. a) 2 atm b) 6 atm c) 12 atm d) 8 atm e) 4 atm

REACCIONES QUÍMICAS aA  bB    REACTANTES

Pt T=180°C

cC  dD    PRODUCTOS

P=3 atm.

EVIDENCIAS DE QUE OCURRE UNA REACCIÓN QUÍMICA Cuando ocurre una reacción química, existen algunas evidencias de cambios físicos y químicos que pueden ser percibidos por nuestros sentidos, tal como: 1. Desprendimiento de un gas: Ejemplo: Cuando reacciona el Zn(s) con H2SO4(ac) Luego: Zn(s) + H2SO4(ac) ZnSO4(ac) + H2(g) 2. Formación de un precipitado: El precipitado es un sólido insoluble en el agua, que se separa de la solución. Ejemplo: Cuando se agrega una solución acuosa de nitrato plumboso a una solución acuosa de yoduro de sodio se forma un precipitado amarillo de yoduro plumboso.

Luego: Pb(NO3)2(ac) + 2NaI(ac)

2NaNO3(ac) + PbI2(s)

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3. Liberador de calor: La reacción del ácido clorhídrico de potasio genera liberación de energía. Luego: KOH(ac) + HCl(ac) (ac) + H2O(l) + Calor 4. Cambio de color: El color de una reacción puede cambiar debido al consumo de una especie coloreada o la producción de una especie coloreada o ambos casos. Ejemplo: 1

2

3

H(ac )  Cr2O 7(ac )  3H2C2O4  2Cr(ac )  6CO2( g)  15H2O (l) Amarillo

Verde

5. Cambio en el sabor u olor: En el proceso de putrefacción se generan olores y sabores que no son agradables debido a la formación de nuevas sustancias las cuales son resultado de la descomposición química. Ejemplo: La fermentación de la leche CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES QUÍMICAS: Existen diversas formas de clasificar a las reacciones químicas; para nuestros fines estableceremos los siguientes criterios: I. Por el mecanismo de Reacción: 1.1 Reacciones de Combinación: Son aquellas en la que dos ó más sustancias se combinan para formar un solo producto. Este tipo de reacción se representa como: A+BC Ejemplos: Síntesis de Lavoisier : 2H2(g) + O2(g)2H2O(l) Síntesis de Haber – Bosh : N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) 1.2 Reacciones de Descomposición Las reacciones de descomposición son lo opuesto a las reacciones de combinación, una reacción de descomposición es la ruptura de un compuesto en dos o más componentes. Este tipo de reacción se representa como: C A + B Ejemplos: 2MgO(s)  2H2(g) + O2(g) 2KClO3(s)  2KCl(s) + 3O2(g) Las reacciones de descomposición tienen las siguientes denominaciones: 1.2.1 Pirólisis: Debido a la acción del calor Ejemplo: 2MgO(s)2Mg(s) + O2(g) 1.2.2 Fotólisis: Por acción de la luz Ejemplo:H2O2(l)H2O(l) + O2(g) 1.2.3 Electrólisis: Por acción de la corriente eléctrica

48 Ejemplo: NaCl(l)Na(l) – Cl2(l) 1.2.4 Catálisis: Por acción de una enzima que es una proteína biocatalizadora. Ejemplo: La fermentación de la glucosa produce etanol C6H12O6(ac)2C2H5OH(ac) + 2CO2(g) Glucosa Etanol 1.3 Reacciones de Desplazamiento: En una reacción de desplazamiento, un ion (ó átomo) de un compuesto se reemplaza por un ión (ó átomo) de otro elemento. La reacción de desplazamiento se representa como: A + BC AC + B Ejemplo: Mg(s) + H2SO4(ac) MgSO4(ac) + H2(g) 1.4 Reacciones de Doble Desplazamiento Es la reacción de dos compuestos donde existe un intercambio de elementos generando dos compuestos. Este tipo de reacción se representa por: AB + CD  AD + CB Ejemplo: AgNO3(ac) + NaCl(ac) (s) + NaNO3(ac)

Reacciones exotérmicas y endotérmicas

Tipos de Reacciones Redox 1. Redox Intermolecular Cuando el elemento que se oxida y se reduce está en especies químicas diferentes:

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Ejemplo:H2S + Cl2  HCl + S 2. Redox Intramolecular: Cuando en una misma especie química se encuentra los elementos que se oxidan y se reducen: K Cl O3  K Cl + O2 3. Redox de dismutación: También se denomina desproporción o autoredox, ocurre cuando una misma especie química se oxida y reduce a la vez. Br2 + K O H  K Br O3 + K Br + H 2 O

( ) En las reacciones químicas de descomposición térmica se libera energía ( ) En las reacciones de combustión no se requiere del comburente. ( ) El comburente es la madera. a) VFFF b) VVFV c) VFVV Práctica d) VVVV 01.De las alternativas, ¿cuál no e) FFFF representa una evidencia que demuestre la ocurrencia de una 04. De la siguiente reacción química: (NH4)2Cr2O7 Cr2O3 + N2 + H2O reacción química? Indique lo correcto: a) Cambio de color. I. Es una reversible b) Liberación de energía calorífica. II. Es una reacción endotérmica c) Desprendimiento de un gas. III. Es una reacción redox d) Formación de precipitados. intramolecular e) Sublimación de una sustancia. a) Sólo I 02. De las reacciones químicas b) Sólo II indique la que no lleva el nombre c) Sólo III d) I y II correcto. e) I, II y III a) 2H2 + O2 2H2O Reacción de adición 05. Una reacción de metátesis es b) 2CuO 2Cu + O2 aquella que principalmente: Reacción de descomposición a) cambia de color c) 2Fe + 6HCl 2FeCl3 + 3H2 b) aumenta su temperatura Reacción de metátesis c) ocasiona doble sustitución d) Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2 Reacción de desplazamiento simple d) origina un desplazamiento simple e) H2SO4 + 2NaCl Na2SO4 + 2HCl e) ayuda a la descomposición Reacción de doble desplazamiento 06. Las reacciones de dismutación 03. Indica el criterio de veracidad (V) son aquellas donde: o falsedad (F), según corresponda a a) Disminuye el estado de oxidación. cada proposición: ( ) En las reacciones químicas b) Aumenta el estado de oxidación de dos elementos. exotérmicas se absorben calor. c) Un solo elemento aumenta y disminuye su estado de oxidación.

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d) Dos elementos diferentes disminuyen su estado de oxidación. e) Ningún elemento cambia su estado de oxidación.

de moléculas de agua de la ecuación balanceada si: Columna “A” Columna “B” Si es combustión Si es combustión incompleta completa 07. La reacción de neutralización es a) A es mayor que B una reacción donde: b) A es menor que B a) Los elementos no se alteran. c) A es igual a B b) Reacciona una sal y un ácido. d) No utilice esta opción c) Reaccionan una base y un ácido. e) Faltan datos d) Reaccionan con el agua. e) Se combinan las sustancias con el 11. Balancear las siguientes amoniaco. ecuaciones químicas por simple 08. Compara teniendo en cuenta la inspección y dar como respuesta la sumatoria de coeficientes de los suma de las moléculas de agua. reactantes: H3PO4 + Ca(OH)2 Ca3(PO4)2 + COLUMNA “A” H2 O C2H2+O2 CO2+H2O C2H2 + O2 CO2 + H2O COLUMNA “B” Pb(NO3 )2 + K2CrO4 PbCrO4 + a)5 KNO3 b)6 a) A es mayor que B. c)7 b) B es mayor que A. d)8 c) A es igual que B. e)9 d) No se puede determinar. e) No se debe utilizar esta opción. 12. Luego de balancear la siguiente ecuación química: 09. Luego de balancear la siguiente NH3 + H2SO4 S + HNO3 + H2O ecuación química: Compara según el coeficiente de: Columna “B” a K2CrO4 + b HI x KI + y CrI3 + z I2 Columna “A” Compara según el valor numérico en: H2SO4 HNO3 COLUMNA “A” COLUMNA “B” a) A es mayor que B. (3a -2x)/3 (3z + 2b)/2 b) A es menor que B. a) A es mayor que B. c) A es igual a B. b) A es menor que B. d) No utilice esta opción. c) A es igual a B. e) Faltan datos. d) No utilice esta opción. e) Faltan datos. 13. Se hace reaccionar el nitrato de bario y el carbonato de amonio para 10 .El propano reacciona con el dar como precipitado el carbonato de oxígeno, compare según el número bario y queda en solución el nitrato

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de amonio. Después de balancear la ecuación, indique el coeficiente del nitrato de amonio. a)2 b)3 c)5 d)6 e)7

e) No se debe utilizar esta opción 17. A partir de la siguiente reacción química: CH4 + O2 CO + H2O Compara respecto al coeficiente de: Columna “A” Columna “B” Especie Agente reductor reducida a) A es mayor que B 14. En las siguientes reacciones b) B es mayor que A ¿cuál no es de redox? c) A es igual que B d) No se puede determinar a)Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2 e) No se debe utilizar esta opción b) ZnSO4 + Na2CO3 ZnCO3 + Na2SO4 18. Diga Ud. que afirmación es c) ZnCl + H2S ZnS + HCl correcta referente a la siguiente d) KI + Br2 KBr + I2 ecuación: 2+ 3+ e) Pb(NO3)2 PbO + NO2 +O2 Fe + Cl2 Cl + Fe a) El gas cloro pierde electrones 2+ 15. Para poder realizar el balance de b) El Fe es el agente oxidante ecuación por redox se requiere: c) El gas cloro es el agente reductor 2+ I. Determinar los E.O. de los d) El Fe gana electrones elementos e) El gas cloro es el agente oxidante II. Conocer los pesos atómicos y moleculares 19. Considérese la siguiente a) I es suficiente expresión no equilibrada: -1 2+ 2+ 3+ b) I y II son necesarios Mn04 + Fe Mn + Fe -1 c) II es suficiente a) El Mn04 es el agente reductor. d) No se debe utilizar esta opción b) El manganeso se ha oxidado. 2+ e) Faltan datos c) Fe gana electrones. 2+ d) El Fe se ha reducido. 2+ 16. A partir de la siguiente reacción e) El Fe es el agente reductor. química: H2O2 H2O + O2 Compara respecto al coeficiente de: Columna “A” Columna “B” Forma reducida Especie oxidada a) A es mayor que B b) B es mayor que A c) A es igual que B d) No se puede determinar

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ESTEQUIOMETRÍA I. LEYES PONDERALES Estas leyes establecen las relaciones entre las masas de los reactantes que se combinan para formar productos. I.1. Ley de la Conservación de la Masa (Ley de Lavoisier) "En toda reacción química ordinaria la suma de las masas de las sustancias reaccionantes, es igual a la suma de las masas de sus productos". Sea la ecuación balanceada: 2SO2 + 1O2 2SO3 I.2. Ley de las Proporciones Definidas y Constantes (Ley de Proust) "En toda reacción química, los reactantes y productos se combinan manteniendo sus mol – g o masas en una proporción constante y definida. De lo anterior se deduce que cualquier exceso de uno de los reactivos deja de combinar o reaccionar". Sea la ecuación: 2H2 + 1O2

2H2O

} } 2 mol-g 1 mol-g 4g

32 g

2 mol-g 36 g

Fue planteada por J.B. Ritcher y C.F. Wenzel en 1792, quien establece lo siguiente "Las masas de diferentes elementos que se combinan con una misma masa de otro elemento dan la relación en que se combinarán entre sí, o bien múltiplos o submúltiplos de estas masas". Ejemplo aplicativo: En una experiencia de laboratorio, 140 g de un elemento A se combina con 60 g de un elemento E para formar cierto compuesto. En otra experiencia, 30 g de un elemento D se combina con 15 g de un elemento E. ¿Qué masa de A se combinará con 36 g de un elemento D?. II. LEYES VOLUMÉTRICAS Estas leyes establecen la relación entre los volúmenes de los elementos gaseosos reaccionantes y productos a las mismas condiciones de presión y temperatura. 1. Ley de los volúmenes de combinación Esta ley establece lo siguiente: "A las mismas condiciones de presión y temperatura, existe una relación constante y definida de números enteros sencillos, entre los volúmenes de las sustancias gaseosas que intervienen en una reacción química". 2. Contracción Volumétrica (C) Consiste en la disminución del volumen de las sustancias gaseosas (reactivos), cuando se forman nuevas sustancias en una reacción química:

1N2( g)  3 H2( g)  2NH3( g) Ley de Proporciones Múltiples (John Dalton)     4V 2V Esta ley establece lo siguiente: "La razón entre las masas de un elemento que Pureza de Reactivos (P) En toda reacción química, las sustancias que se combinan con una masa fija de un segundo intervienen en ella deben ser químicamente elemento, cuando se forman dos ó más puras, es decir sin mezclas de sustancias compuestos, es una razón entre números extrañas; donde: enteros sencillos, como 2:1 ; 3:1 ; 3:2 ó 4:3". Ejemplo: Para los compuestos formados por mpura la combinación del cloro con el oxígeno %P  .100 mtotal tenemos: Producto

Masa de cloro

Masa de oxígeno

Cl2O

2(35,5) g

1(16) g

Cl2O3

2(35,5) g

3(16) g

Cl2O5

2(35,5) g

5(16) g

Cl2O7

2(35,5) g

7(16) g

Ley de Proporciones Recíprocas (o masas de combinación)

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Práctica

53 c)

Ley de las proporciones recíprocas d) Ley de las proporciones múltiples e) Ley de las relaciones sencillas 4. De acuerdo a las moles de oxígeno producido por mol de reactante, compara: Columna A

1. Correlaciona: I. mtotal reactantes = mtotal productos II. N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g) III. 2Cl2 + 02  2Cl2O 2Cl2 + 302  2Cl2O3 2Cl2 + 502  2Cl2O5 calor KClO3  KCl  O2 2Cl2 + 702  2Cl2O7 Columna B A. Ley de Dalton Electrólisis B. Ley de Lavoisier H2O  H2  O2 C. Ley de Proust a) B es mayor que A D. Ley de Gay Lussac b) A es igual a B a) IA; IIB; IIIC c) Faltan datos b) IC; IIB; IIIA d) A es mayor que B c) ID; IIA; IIIB e) No utilice esta opción d) IC; IID; IIIA 5. En la ecuación: e) IB; IID; IIIA Fe  H2SO4  FeSO4  H2 Pesos 2. 10g de una sustancia A reacciona atómicos: con 45g de otra sustancia B y 15g de B reacciona con 20g de una (Fe = 56; S = 32; H = 1; O=16) sustancia C. Halla la masa del I. 1at-g 1mol-g 1mol-g 1mol-g 1g 1g 1g producto de la reacción de A y C II. 1g III. 56g 98g 152g 2g e indica la ley que se cumple. IV. 28g 49g 76g 1g a) 45g;Proporción definida V. 168g 294g 459g 6g b) 55g;Proporción múltiple Señala lo incorrecto: c) 60g;Conservación de masa a) VVVV d)70g;Proporciones recíprocas b) FFFF e)80g;Proporciones recíprocas 3. Se tiene 2 muestras de 2 c) VVVV elementos, en una de ellas hay d) VVVV 14g de X con 16g de Y, en la otra e) FFFF muestra hay 28g de X con 16g de 6. De acuerdo a las moles de H2 necesarios por mol de producto Y. Entonces para X e Y se formado, compara: cumple: Columna B a) Ley de la conservación de la Columna A Cl2 + H2  HCl N2 + H2  NH3 masa b) Ley de las proporciones a) A es mayor que B b) A es menor que B definidas c) A es igual a B

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d) Faltan datos e) No debe utilizar esta opción 7. Dada la reacción: 2Al + 3H2SO4  Al2(SO4)3 + 3H2 Se desea conocer el volumen de gas hidrógeno producido a C.N. por cada gramo de ácido sulfúrico, para lo cual se dispone de los siguientes datos: I. Peso atómico del Al = 27 II. Peso molecular del H2SO4 = 98 III. Número atómico del Al = 13 Luego, es (son) necesario(s): a) I y II b) II y III c) I y III d) Sólo I e) Sólo II 8. El fósforo reacciona para producir P4O10 según: P4 + 5O2  P4O10 ¿Cuántos gramos de oxígeno se necesitarán para obtener 28,4g de P4O10? a) 8 b) 10 c) 16 d) 18 e) 32 9. ¿Cuántos kilogramos de ácido nítrico al 90% de pureza reaccionará con 595g de estaño según: Sn + HNO3  SnO2 + NO2 + H2O Datos: P.A: H=1; N=14; O=16; Sn=119 a) 1,4 b) 2,3 c) 1,8 d) 2,6

54 e) 3,0 10. Calcula el peso de hierro y de vapor de agua, en kilogramos, necesarios para producir 100 kg de hidrógeno, de acuerdo a la siguiente ecuación: Fe + H2O  Fe3O4 + H2 a) 2100; 900 b) 2800; 900 c) 900; 2300 d) 3000; 700 e) 3400; 850 11. ¿Cuántos gramos de sulfato sódico han sido añadidos al cloruro bárico si han precipitado 5gramos de sulfato bárico? BaCl2 + Na2SO4  NaCl + BaSO4 a) 21 b) 15 c) 9 d) 6 e) 3 12. ¿Cuántos gramos de sulfuro crómico se formarán a partir de 200 g de óxido crómico según la ecuación? Cr2O3 + CS2  Cr2S3 + CO2 a) 152 b) 200 c) 263 d) 400 e) 504 13. ¿Cuánto carbono se necesita para reducir 1,5 kg de trióxido de arsénico? As2O3 + C  CO + As a) 0,090kg b) 0,152kg c) 0,245kg d) 0,273kg e) 0,333kg

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14. ¿Qué peso de azúcar blanca (C12H22O11) se podría obtener a partir de 5,28 g de CO2, por el proceso de la fotosíntesis? a) 1,71g b) 2,01g c) 3,42g d) 4,32g e) 6,84g 15. El dióxido de azufre puede producirse por la reacción: Cu + 2H2SO4  CuSO4 + 2H2O + SO2 ¿Cuántos kg de H2SO4 de 94% debe emplearse para obtener 32kg de dióxido de azufre? a) 92,1 b) 98,0 c) 104,3 d) 112,5 e) 123,4 16. El análisis de una piedra caliza da CaCO3, 94,52%; MgCO3, 4,16% y materia insoluble, 1,32%. ¿Cuántos kilogramos de óxido de calcio podrían obtenerse de cuatro toneladas de piedra caliza? a) 2240 b) 2117 c) 2030 d) 1980 e) 1898 17. ¿Cuántos gramos de clorato potásico debe tomarse para producir la misma cantidad de oxígeno que producirán 2,3gramos de óxido mercúrico? a) 0,193 b) 0,493 c) 0,585 d) 0,650

55 e) 0,789 18. Si 45gramos de hierro reaccionan de la forma siguiente: Fe + H2SO4  FeSO4 + H2 ¿Cuantos litros de hidrógeno en condiciones normales se liberan? a) 12 b) 14 c) 16 d) 18 e) 24 19. El fósforo P4 reacciona con el bromo para producir tribromuro de fósforo. Si se hace reaccionar 100g de P4 y 100 g de bromo obteniéndose 90,4 g del producto, ¿cuál es el rendimiento porcentual de la reacción? P4 + Br2  PBr3 a) 10% b) 15% c) 40% d) 48% e) 80% 20. Se mezclan 120 litros de hidrógeno con 50 litros de nitrógeno para producir amoniaco. Indica la proposición incorrecta: a) El reactivo limitante es el hidrógeno. b) El reactivo en exceso es el nitrógeno. c) El reactivo en exceso es el hidrógeno. d) Se produce 80litros de amoniaco. e) El exceso de nitrógeno es 10litros.

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56 p.p.m 

SOLUCIONES

Masa de soluto (mg) Volumen de solución (L)

UNIDADES QUÍMICAS DE CONCENTRACIÓN MOLARIDAD (M) Es el número de moles del soluto por litro de solución. Se calcula: Molaridad 

Nº mol  g de soluto Litro de solución

Ejemplo: Hallar la molaridad de una solución que contiene 196 g de H2SO4 en 800 mL de solución. Tipos de soluciones por su concentración: Ejemplo: Se tiene una solución de H3PO4 al Solución diluída: 24,5% en peso y densidad 1,8 g/mL. Calcular la Es aquella solución cuya cantidad de soluto se molaridad. encuentra muy alejada de lo que indica la NORMALIDAD (N) solubilidad a una determinada temperatura. Es el número de equivalente gramo de soluto por Solución concentrada: litro de solución. Es aquella solución cuya cantidad de soluto se Se calcula: encuentra muy cercana a lo que indica la Nº Eq  g de soluto Normalidad  solubilidad a una determinada temperatura. Litro de solución Solución saturada: Es aquella solución cuya cantidad de soluto que Por lo tanto se deduce: Compuesto Ejemplo Peq   contiene es la que indica la solubilidad a una Óxido Carga neta del Al O 6 oxígeno determinada temperatura. Ácidos Nº de hidrógenos HNO 1 sustituibles Solución sobresaturada: Hidróxidos Nº de oxidrilos Ca(OH) 2 Es aquella solución cuya cantidad de soluto que sustituibles Sales Carga neta del Ca (PO ) 6 contiene es mayor a lo que indica la solubilidad a catión una determinada temperatura. Es inestable, Agente oxidante Nº de electrones N  N 4 ganados porque cualquier perturbación cristaliza el exceso Agente reductor Nº de electrones 2 Fe  Fe perdidos de soluto. Ion Carga iónica (CO ) 2 UNIDADES FÍSICAS DE CONCENTRACIÓN 1. Porcentaje en masa (% m) NH 1 NH 1 Expresa la masa de soluto que hay en 100 gramos de solución MOLALIDAD (m) 2

4 2

% masa 

Masa de soluto .100 Masa de solución

Masa de solución = Masa de soluto + Masa de solvente Ejemplo: Una solución de HNO3 al 10% en masa es la que contiene 10 g de HNO3 en 100 g de solución 2. Porcentaje en volumen (% V) Expresa el volumen del soluto que hay en 100 mL de solución.

Es el número de moles de soluto en 1 kg de solvente. Molalidad 

Nº mol  g de soluto kg de solv ente

Ejemplo: Hallar la molalidad de una solución que contiene 0,2 moles de NaOH disueltos en 400 mL de H2O OPERACIONES CON SOLUCIONES

A. DILUCIÓN DE SOLUCIONES Consiste en bajar o disminuir la concentración de una solución valorada agregando una cantidad Masa de solución = Volumen de soluto + Volumen determinada de solvente. B. MEZCLA DE SOLUCIONES de solvente Ejemplo: Una solución de H2O2 al 3% en volumen En este proceso se busca tener una solución de es aquella que contiene 3 mL de H2O2 en 100 mL concentración, intermedia a partir de dos soluciones del mismo soluto. de solución. %V 

Volumen de Soluto .100 Volumen de solución

Partes por millón (p.p.m)

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Práctica 01. Respecto a las soluciones, determine la verdad (V) o falsedad (F) de las siguientes proposiciones: () Las soluciones son mezclas heterogéneas. () En las soluciones el soluto se encuentra en menor cantidad. () El soluto se disuelve en el solvente. a) VVV b) FVV c) FFV d) FFF e) VVF

57 d) El porcentaje en peso es 10% e) El peso del soluto es 10g 05. ¿Cuántos gramos de Na2SO4 se requiere para preparar 2 litros de solución 1M ? a) 326g b) 344g c) 367g d) 381g e) 284g

06. A partir de 200g de una solución al 50% en peso de ácido sulfúrico se eliminaron por evaporación 50g de agua. Halle el porcentaje en peso de 02. ¿Qué enunciado es incorrecto ácido en la solución restante. respecto a la clasificación de las a) 25% soluciones según su concentración. b) 37,8% a) Diluida c) 42,7% b) Concentrada d) 51,8% c) Saturada e) 66,7% d) Sobresaturada e) Liquida 07. Para determinar la molaridad de una solución, se tiene los siguientes 03. ¿Qué enunciado no corresponde datos: a una solución? I. Masa del soluto. a) Formol II. Peso molecular del soluto. b) Salmuera III. Volumen de la solución. c) Agua oxigenada Son necesarios: d) Vinagre a) Sólo I e) Mercurio b) Sólo II c) Sólo III 04. Se disuelve 10 g de NaCl, d) I y II obteniéndose 200 gramos de e) I, II y III solución. Indique la proposición incorrecta. 08. Para determinar la normalidad de a) El soluto es el NaCl una solución, se tiene los siguientes b) El peso del solvente es 190g datos: c) El peso del soluto y solvente es I. Masa del soluto. 200g II. Peso molecular del soluto.

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III. Volumen de la solución. IV. Factor “  ”. Son necesarios: a) Sólo I b) Sólo II c) Sólo III d) I, II y III e) I, II, II y IV

I. Molaridad de la solución inicial II. Volumen de la solución inicial III. Volumen de agua que se adiciona IV. Peso molecular del soluto Para hallar la molaridad de la solución final son necesarios: a) Sólo I b) Sólo II c) II y III d) I, II y III e) Todos

09. Según la molaridad, compara: Columna A Columna B 5g de H2SO4 en 10g de H2SO4 en 0,5 L de solución 1 L de solución a) A es mayor que B b) B es mayor que A c) A es igual a B d) Faltan datos e) No se puede determinar

12. Según la molaridad, si se disuelve en un litro de solución, compara: Columna A Columna B 5g de NaOH 5mol-gdeNaOH a) A es mayor que B 10. Según el gráfico, halle la suma b) B es mayor que A de las tres concentraciones del HCl. c) A es igual que B d) Faltan datos e) No se puede determinar 3

(mol-g)

5 3

2 1

Volumen de la solución (en litros)

13. La concentración de una solución de cloruro de bario es de 0,25 M, hallar su concentración normal. a) 0,125 N b) 0,25 N c) 1 N d) 0,075 N e) 0,5 N

14. Con respecto a la normalidad: Columna A Columna B Hidróxido de Ácido sulfúrico sodio 2M 2M a) B es mayor que A b) No se debe utilizar esta opción c) A es mayor que B 11. En un proceso de dilución se d) A es igual a B reportó el siguiente informe: a) 91/15 b) 84/15 c) 76/15 d) 65/17 e) 58/11

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e) No se puede determinar 15. En 625 ml de cerveza al 5% de alcohol en volumen, ¿Qué volumen, en mL de alcohol puro se puede encontrar? a) 68,75 b) 31,25 c) 50,25 d) 20,75 e) 40,25

59 Keq 

Práctica 1. Determine la expresión de la Kc para la siguiente reacción: NH3(g) + O2(g)

1. Los equilibrios químicos se dan sólo en sistemas reversibles y generalmente en sistemas cerrados. 2. La existencia del equilibrio es uno de los motivos de porque la eficiencia de una reacción no llega al 100%. I. LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO Keq : (Kc ; Kp) Esta es una propiedad termodinámica de todo sistema de reacción que nos indica el grado de avance o conversión que tienen los reactantes hasta el momento que se llega al equilibrio. Esta propiedad se deduce de la Ley e Acción de Masas propuesta por Guldberg – Waage en 1864 donde se sostiene que la relación entre las concentraciones de los reactivos y productos en el equilibrio es constante. Sea la Reacción reversible:  cC  dD aA  bB  Vd Vi

N2 (g) + H2O(g)

[NH3] = a [O2] = b [N2] = c [H2O] = d a)

EQUILIBRIO QUÍMICO

Kd [C]c [D]d  Ki [ A ]a [B]b

b) c) d)

Kc 

c. d a. b

Kc 

c. d

Kc 

c .d

a .b 2

a .b Kc 

c .d 4

a .b Kc 

c .d

3 4 a .b e) 2. Se introducen en un recipiente de 6 litros a 1260K; un mol-g de agua y un mol-g de CO, el 45% del agua reaccionan con el monóxido de carbono. Hallar la constante de equilibrio (Kc) de la reacción:

H2O(g) + CO(g)

CO2(g) + H2(g)

a) 0,44 b) 0,57 c) 0,67 d) 0,74 e) 0,82 3. En un recipiente de 2 litros de capacidad se tiene en equilibrio 4 moles de A, 2 moles de B y 10 moles de C, a 120°C. Calcular Kc si el sistema gaseoso es el siguiente.

Ley de acción de masas: Vd = Kd[A]a[B]b ; Vi = Ki[C]c[D]d En el equilibrio: 2A (g) + B(g) Vd = Vi  Kd[A]a[B]b = K[C]c[D]d La constante de equilibrio Keq se define a) 5,4 así a una temperatura dada:

b) 1,74

2C (g)

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c) 0,6 d) 1,003 e) 6,25 4. Para la reacción a 25° C y 1 atm. A(g) + B(g)

C(g) + D(g)

Las concentraciones en el equilibrio son: (C) = (D) = 0,4M y (A) = (B) = 0,2M. Calcular Kp. a) 2 b) 4 c) 0,4 d) 1,4 e) 5 5. En una cámara vacía de 10L, se hace reaccionar 0,5 moles de hidrógeno y 0,5 moles de yodo a 448° C. H2(g) + I2(g)

2 HI(g)

Donde: Kc = 50 ¿Cuántas moles de I2 quedan sin reaccionar? a) 0,11 b) 1,0 c) 4,6 d) 0,39 e) 2,3 6. Calcular la cantidad de ácido acético que debe añadirse a 100 g de alcohol etílico, para obtener a 100°C, 100g de acetato de etilo. Donde la Kc = 4. a) 76,9 g b) 85, 9 g c) 80, 9 g d) 96, 9 g c) 86, 9 g 8. Los factores que alteran la velocidad de variación son. Indique lo incorrecto. a) Naturaleza de los reactivos

60 b) Concentración de los reactivos c) Efecto de la temperatura d) Efecto de los catalizadores e) Viscosidad de los productos 9. De las reacciones: H2 + I2

2HI ; N2 + 3H2

2NH3

La constante de equilibrio correcta es: a)

Kc 

Kc  H2

Kc 

NH3 N2 H 2

NH3 N2

CO(g) + 2H2(g)

N H3

Kc 

N H3 N2

H2 I 2

NH3

N2 H2

d) e) 10.

Kc 

H2 I2

Kc 

la CH3OH(g)

ecuación las

unidades de Kc es: a)

L mol  g

L2 mol  g 2

L3 mol  g 3

L3 mol  g 2

L2 mol  g 3

11. Se hace reaccionar 8 moles de H2 con 8 mol-g de I2. ¿Cuál es la constante de equilibrio, si en el equilibrio se han encontrado 2 mol-g H 2? a) 2 b) 16

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c) 12 d) 20 e) 36 12. En una autoclave de 5 litros se coloca una mezcla de limaduras de hierro y agua. El autoclave se cerró y se calentó a 1000°C. Alcanzando el equilibrio se encontró 1,1 gramos de H2 y 42,5 gramos de H2O. Hallar Kc de la reacción: Fe(s) + H2O(g)

Fe2O4(s) + H2(g)

-2

a) 0,14.10 -3 b) 1,5.10 -3 c) 2,9.10 -4 d) 2,5.10 -5 e) 4,1.10 13. Para la siguiente reacción de equilibrio: PCl5(g)

PCl3(g) + Cl2(g)

a 270°C, existe 0,32 mol-g de PCl5; 0,4 mol-g de PCl3 y 0,4 mol-g de Cl2 en una recipiente de 12 litros de capacidad. Calcular el Kp del proceso en atmósferas. a) 3,64 b) 2,68 c) 1,87 d) 1,38 e) 0,84 14. En una solución de HCN al 1M la concentración de H+1 es 2.10-5 M. Calcular la constante de ionización del HCN en: H+1 + CN-1

HCN

-4

a) 0,4.10 -6 b) 4.10 -10 c) 4.10 -9 d) 8.10

61 -8

e) 25.10 15. A altas temperaturas, el agua se descompone parcialmente según: 2H2O(g)

2 H2(g) + O2(g)

Si para una determinada cantidad de vapor de agua en un recipiente cerrado a 3000°C, se encontraron las siguientes presiones parciales en el equilibrio: P(H2O) = 13,36 atm P(H2) = 2,56 atm P(O2) = 1,28 atm ¿Cuál será la constante de equilibrio Kp para la descomposición del agua a 3000°C? a) 0,047 b) 0,240 c) 4,167 d) 9,301 e) 21,27 16. Se combinan inicialmente 10 moles de H2 con 2 moles de N2 y una mol de NH3. Determinar la constante de equilibrio Kc; sabiendo que en el equilibrio quedan 3 moles de NH3, todo ocurre en un recipiente de 10 litros. N2(g) + H2(g)

a) 1,4 b) 1,3 c) 1,21 d) 1,34 e) 0,3 17. CaCO3(s)

NH3(g)

Para

CaO(s) + CO2(g)

reacción: Si: Kp=

1,16 atm a 800°C, si se colocan 20g de CaCO3 en un recipiente de 10L y se calienta a 800°C. ¿Qué porcentaje

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de CaCO3 permanece sin reaccionar? a) 34% b) 32% c) 44% d) 3,4% e) 4,4% 18. Si una muestra de N2O4 se deja en reposo a 25°C en un recipiente cerrado el gas comienza a disociarse según la reacción conocida hasta alcanzar el equilibrio si Kp = 0,17 y la presión total dentro del recipiente es de 2 atm. Calcular la presión parcial de ambos gases. N2 O4(g)

2NO2(g)

a) 1,05 y 0,5 b) 15 y 5 c) 1,5 y 0,5 d) 5,5 y 0,5 e) 15 y 0,5 19. A 310 K un recipiente de 400 mL contiene en equilibrio 0,11g de NO 2 y 1,6g de N2O4. La constante de equilibrio para la disociación de N2O4 es: a) 1,110-2 b) 1,510-3 c) 1,110-1 d) 1,110-3 e) 1,110-5 20. Determine el cociente Kc/Kp a 1000 K para la reacción: CO(g) + H2O

a) 1 b) 10 c) 106

CO2(g) + H2(g)

62 d) 105 e) 104 21. Reacciona 12 mol-g de H2 con 12 mol-g de I2 . Determine el número de mol-g de H2 en el equilibrio si Kc = 16. I2(g) + H2(g)

a) 2 b) 4 c) 6 d) 8 e) 10

2HI

(g)