libro 1 anual uni química

7/23/2019 Libro 1 Anual Uni Química

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TEORÍA ATÓMICAMODELOS ATÓMICOS

Las primeras ideas acerca de la estructura de la materiafueron dadas a conocer hace aproximadamente unos 500años a.C. por filósofos de la antigua Grecia quienesansiosos por saber, viajaron por los centros de cultura del

Cercano Oriente y obtuvieron mucha información alrespecto. Luego al final por discusión y deducciónprocedieron a armar un conjunto de teorías sobre lamateria.

Cada uno de estos filósofos indicaba de acuerdo a susdeducciones cuál era la sustancia básica del Universo,por ejemplo:

1. Tales de Mileto .............. agua2. Anaxímedes .................... aire3. Heráclito .......................... fuego4. Empédocles .................... mezcla de agua,

aire, fuego y tierra.

Cuando estos elementos se unían lo hacían por fuerzas de amor y se separaban por fuerzas deodio.

5. Demócrito y Leucipo: El concepto atómico de lamateria aparece cuando el filósofo griego Leucipo(Leucipo significa “el maestro”) afirmaba que todocuerpo está formado por pequeñas partículasindivisibles e impenetrables a quienes llamó

ÁTOMOS. De esta manera se inicia la teoríaatomística que fundamenta la división limitada dela materia. Esta teoría fue propagada por Demócrito que fue discípulo de Leucipo.(Demócrito significa “el alumno”).

De modo similar en la India sostenía el filósofoKanada (“devorador de átomos”) que ladivisibilidad infinita de la materia era un absurdo.

6. Aristóteles: No acepta la existencia del átomo yse inclinó a favor de la teoría de Empédocles.Señalaba que la base material era un aguaprimitiva y que luego se le daba una forma originalde 4 elementos que se distinguían por suscaracterísticas de caliente, frió, seco y húmedo.

En aquellos tiempos las ideas de Aristóteles tuvieronprioridad sobre otras ideas y por ese motivo se mantuvoen silencio la existencia del ÁTOMO hasta mediadosdel siglo XVII. En este siglo muchos estudiosos(CIENTÍFICOS) corroboraron las ideas de Demócrito y

rechazaron las ideas de Aristóteles, es decir, aceptaronla existencia del átomo, tenemos a Boyle, Gassendi,Newton, etc.

Posteriormente en la Edad Media principalmente losalquimistas, antiguos personajes precursores de los

químicos modernos, buscaron la piedra filosofal, la cualconvertiría cualquier objeto que tocara en oro. Buscabanademás la panacea que les proporcionaría la juventud yvida eterna.

Entre los modelos atómicos de mayor importanciatenemos al de:

MODELO ATÓMICO DE JOHN DALTON (1808)

Nos da a conocer u\n modelo atómico basándose en4 postulados de los cuales sólo uno de ellos actualmentees válido.

A. La mínima parte de la división de la materia es elátomo y se caracteriza por ser indestructible,indivisible e impenetrable (actualmente falso).

B. Un elemento está formado por átomos similares,especialmente de igual masa, tamaño y otracualidad, pero difieren de los átomos de otroselementos (actualmente falso).

C. Por más violenta que sea una reacción química elátomo permanece indestructible, indivisible eimpenetrable (actualmente falso).

D. Una combinación química es un reordenamientode átomos en proporciones numéricas simples(actualmente es válido).

MODELO ATÓMICO DE JOSEPH JOHN THOMSON(1896)

Hacia finales del siglo XIX, se descubrió que los átomosno son indivisibles, pues se componen de varios tipos departículas elementales. La primera en ser descubierta fueel electrón en el año 1897 por el investigador Sir JosephThomson, quién recibió el Premio Nóbel de Física de1906.

Realizando estudios con los rayos catódicos en los tubosde vacío nos da a conocer un nuevo modelo atómico.“El átomo es una esfera compacta dentro de la cualencuentran incrustados los electrones, la carga positiva,se distribuye homogéneamente a través de toda laesfera”. A este modelo se le llamó el Budín de Pasas.

OBSERVACIÓN:

Perrín realizó una pequeña modificación al modelo deThomson, al sostener que los electrones no se hallandistribuídos en todo el átomo, sino en las partes externas;pero no dio mayores explicaciones como para descartar el modelo de Thomson; luego cuando se descubre elnúcleo atómico, queda desechado definitivamente elmodelo atómico de Thomson.



MODELO ATÓMICO DE ERNEST RUTHERFORD (1911)

El núcleo del átomo se descubre gracias a los trabajosrealizados en la Universidad de Manchester, bajo ladirección de Ernest Rutherford entre los años 1909 a1911. El experimento realizado consistía en dirigir un hazde partículas de cierta energía contra una planchametálica delgada; de las probabilidades que tal barreradesviara la trayectoria de las partículas, se dedujo la

distribución de la carga eléctrica al interior de los átomos.

El experimento se denominó PAN DE ORO y Rutherfordbombardeó con partículas alfa a una lámina de oro ypudo observar que la gran mayoría atravesaba la lámina,mientras que el resto se desviaba de su trayectorianormal. Rutherford deduce que el átomo posee un núcleoy por ese motivo nos señala un nuevo modelo atómico.

El modelo atómico de Rutherford presenta la siguientecaracterísticas:-

a. Considera al átomo como un “Sistema Planetario”en miniatura.

b. El átomo posee un núcleo diminuto y positivo,

donde se concentra casi la totalidad de su masa(99,99%)

c. Los electrones giran alrededor del núcleo enórbitas circulares y concéntricas.

d. El diámetro del átomo es 10-10 me. El diámetro del núcleo es 10-14 m

MODELO ATÓMICO DE NIELS BOHR (1913)

Bohr fundamentó su teoría con el análisis hecho al átomode hidrógeno y es aplicable también para átomos quetienen un solo electrón.

Conservó la representación del modelo de Rutherford yexplicó las deficiencias que éste tenía en base a lossiguientes postulados:

Primer postulado: Los electrones giran alrededor delnúcleo en niveles circulares de energía. La fuerza deatracción electrostática es contrarrestada por la fuerzacentrífuga de su movimiento circular.

Segundo postulado: Un electrón no puede estar encualquier lugar, sólo en lugares con valores específicosde energía.

Tercer postulado: El electrón al moverse alrededor delnúcleo lo hace en órbitas de energía estacionaria, es

decir, de energía constante.Cuarto postulado: El electrón sólo emite energía cuandose acerca al núcleo y absorbe energía cuando se aleja deél.

OBSERVACIÓN:

Bohr con este postulado dio parte de la explicación delorigen de los espectros atómicos.

MODELO ATÓMICO DE BOHR - SOMMERFIELD (1913)

Arnold Sommerfield completó el modelo atómico de Bohr formulando la existencia de los subniveles de energía.Sostuvo también que los electrones además de seguir órbitas circulares seguían también órbitas elípticas.

CONCEPCIÓN ACTUAL DEL ÁTOMO

El átomo es la mínima porción en que se puede dividir unelemento químico, porción hasta donde el elementoconserva sus propiedades y se manifiesta como unsistema material y energético.

ESTRUCTURA ATÓMICA

La estructura del átomo comprende al núcleo atómico ya la nube electrónica.

1. Núcleo Atómico :

1.1 Es la parte central del átomo y tiene cargaeléctrica positiva

1.2 Concentra aproximadamente el 99,99% de lamasa total

1.3 Está constituido por dos partículasfundamentales: protones y neutrones, alconjunto de protones y neutrones se ledenomina “nucleones fundamentales”

1.4 Es una zona de alta densidad1.5 Existe la interacción fuerte

2. Nube Electrónica :

2.1 También se le denomina zona extranuclear 2.2 Es la región que envuelve al núcleo atómico y

tiene carga eléctrica negativa

2.3 Esta constituida por los electrones, moviéndosea grandes velocidades en zonas de altaprobabilidad electrónica llamadas “orbitalesatómicos”

2.4 Es una zona de baja densidad2.5 Existe la interacción débil

PARTÍCULAS ELEMENTALES

Son aquellas partículas que no se dividen en otras, entreellas tenemos a los quarks y a los leptones.



QUARK: En 1964 Murray Gell - Man y George Zweigpredicen la existencia de estas partículas elementales,hoy conocemos la existencia de 6 tipos de quarks

Quark Significado Símbolo Spin Carga

up arriba u 1/2 +2/3

down abajo d 1/2 -1/3

charm encanto c 1/2 +2/3

strange

extraño s 1/2 -1/3

top cima t 1/2 +2/3

botton profundo b 1/2 -1/3

OBSERVACIÓN:

El término “QUARK” fue tomado de la frase “THREEQUARKS FOR MUSTER MARK”, que aparece en la obra“FINNGANS WAKE” del escritor James Joyce.

En 1990 los físicos norteamericanos Fridman y Kendall yel canadiense Taylor establecieron que los “Quarks” sonlas mínimas expresiones de materia hasta ahoraencontradas.

PARTÍCULAS SUBATÓMICAS

En la actualidad se conoce la existencia de más de 232partículas subatómicas; de las cuales mencionamosalgunas :

1. FOTÓN : No tiene quark (masa en reposo = 0)

2. LEPTONES : Son partículas de masa muy pequeña,estas son :

2.1 Electrón (e-)2.2 Neutrino ( ío; ít; íu)2.3 Tauón (t)2.4 Muón (u)

3. HADRONES : Son partículas que están constituidaspor quarks, se agrupan en mesones y bariones

3.1 Mesones : Son partículas de masa ligera yestán constituidas por un quark y un antiquark(q ); asi tenenos :

3.1.1 Mesón ð (pión : ð+ ð-; ð°)3.1.2 Mesón k (kaón)

3.2 Bariones : Son partículas pesadas y estánconstituidas por tres quarks; así tenemos:3.2.1 Protón (p+)3.2.2 Neutrón (n)3.2.3 Lambda (Ë)3.2.4 Sigma ()3.2.5 Omega (Ù)

CARACTERÍSTICAS DE LAS PARTÍCULASSUBATÓMICAS FUNDAMENTALES

Partícula Protón Neutrón Electrón

Ubicación Núcleoatómico

Núcleoatómico

Nubeelectrónica

Símbolo p+ n e-

Masakg 1,672.10-27 1,675.10-27 9,11.10-31

u 1,007 1,008 5,5.10-4

Carga Coulomb +1,6.10-19 0 -1,6.10-19

Relativa +1 0 -1

Spin 1/2 1/2 1/2

Estabilidad Estable Inestable(fuera del

núcleo)

Estable

Vida media 1032 años 16,6 min(fuera del

núcleo)

1021 años

Descubridor ErnestRutherford

(1919)

JamesChadwick

(1932)

J.J.Thomson(1897)

OBSERVACIONES:

Está constituido por : dosquarks “up” y un quark

“down”

qprotón = +1

Está constituido por: dosquarks “down” y un “up”

qneutrón = 0



NÚCLIDO:

Es la representación del núcleo del átomo de unelemento químico con una cantidad de protones yneutrones definidos.

Representación de un núclido

1. Número Atómico (Z) : También se denomina carganuclear, nos indica el número de protones que elátomo contiene en el núcleo, este número identificaa los átomos que pertenecen a un elemento y los

diferencia de los otros átomos que pertenecen aotros elementos.

Z = Número de protones

Cuando un átomo es neutro se cumple :

Z = Número de protones = Número de electrones

2. Número de Masa (A) : Indica la cantidad denucleones fundamentales contenidos en el núcleo del

átomo, se determina mediante la suma de protonesy neutrones.

A=Número de protones + Número de neutrones

A = Z + N

OBSERVACIONES :

2.1 El número de masa es diferente a la masaatómica

2.2 Número mínimo de masa (átomo de Rutherford)Se cumple : N° protones = N° neutrones

Amínimo = 2Z

Ejemplos :

2.3 Cuando el núcleo tiene neutrones en exceso, secumple:

N° neutrones > N° protones

A = 2Z + Exceso de neutrones

Ejemplos :

IONES ATÓMICOS

Son átomos que tienen carga positiva o negativa.Se clasifican en :

1. Ion Positivo.- También se le denomina “CATIÓN”, segenera cuando un átomo neutro pierde uno o máselectrones por lo cual su carga neta es positiva

Representación :

Ejemplo :

2. Ión Negativo.- También se le denomina “ANIÓN”, segenera cuando el átomo neutro gana uno o máselectrones por lo cual su carga neta es negativa

Representación :

Ejemplo :



IONES POLIATÓMICOS

Están constituidos por un grupo de átomos que tienencarga eléctrica positiva o negativa

1. Para un ion poliatómico positivo :

Ejemplo :

¿Número de electrones?

Sabiendo que : ZN = 7 y ZH = 1

N° electrones = ZN + 4ZH - N° total de electronesperdidos

N° electrones = 7 + 4(1) - 1 = 10 electrones

2. Para un ion poliatómico negativo :

Ejemplo : ¿Número de electrones?

Sabiendo que : ZC = 6 y ZO = 8

N° electrones = ZC + 3ZO + N° total de electrones ganados

ESPECIES ATÓMICAS

Son átomos que tienen una característica en común,pueden ser :

1. Isótopos : También se les denomina “HÍLIDOS”, sonátomos que pertenecen a un mismo elementoquímico, se caracterizan por tener diferente númerode masa, diferente número de neutrones, pero igualnúmero de protones.Los isótopos de un elemento tienen igualespropiedades químicas pero diferentes propiedadesfísicas.

Representación

Por lo general los isótopos de un elemento serepresentan por el número de masa, así tenemos:

Ejemplo 1: Isótopos del Uranio

Isótopos delUranio

U-234 U-235 U-238

Ejemplo 2 : Isótopos del hidrógeno

Isótopo % Abundancia

A Z N Núcleoatómico

Protio(H)

99,98 1 1 0 Estable

Deuterio

(D)

0,018 2 1 1 Estable

Tritio(T)

0,002 3 1 2 Inestable

2. Isóbaros: Son átomos que pertenecen a diferenteselementos químicos, se caracterizan por tener diferente número atómico, diferente número deneutrones pero tienen igual número de masa.

Los isóbaros tienen diferentes propiedades físicas yquímicas.

Representación :

Ejemplo :

3. Isótonos: Son átomos que pertenecen a diferenteselementos químicos, se caracterizan por tener diferente número de masa, diferente número deprotones pero tienen igual número de neutrones.

Representación :

Ejemplo :



4. Isodiáferos: Son átomos que tienen el mismoexceso de neutrones.Se cumple :

Exceso de neutrones = n - Z

Ejemplo :

Exceso neutrones en el uranio = 143 - 92 = 51Exceso neutrones en el thorio = 141 - 90 = 51

PROBLEMAS PROPUESTOS

01. Indicar cuántas proposiciones son no incorrectas:

( ) 500 años a.C. Leucipo y Demócrito sostienenque la división de la materia era finita

( ) Le Teoría atómica no logra desarrollarse por elpredominio en la época de los 4 elementosaristotélicos

( ) Según Dalton, la combinación química dependedel ordenamiento, agregación de átomos enproporciones numéricas simples

( ) Según Dalton la materia está formada por partículas indivisibles llamadas átomos( ) Según el experimento de Rutherford se

concluye que el átomo tiene una parte centralmuy pequeña que es el núcleo donde radicacasi toda la masa del átomo

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5


( ) Según Dalton, los átomos no se destruyen por muy violenta que sea la reacción química

( ) Según Thomson, los electrones t ienen

movimiento de traslación( ) Rutherford descubrió el núcleo atómico yplantea que su volumen es muy pequeño y sudensidad es alta

( ) En el experimento de Rutherford las partículas“á” colisionan con el núcleo desviándose conángulos entre 0° y 180°

( ) Según Dalton, en las reacciones químicasocurre un cambio en las posiciones relativas delos átomos.

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

03. Indicar cuántas proposiciones son no correctas:

( ) El número de masa indica la masa del átomo( ) Los átomos pueden ser naturales y artificiales( ) Los electrones del átomo de oro y plata son de

naturaleza diferente( ) En todo átomo se cumple: A > Z( ) Los isóbaros tienen propiedades químicas

similares

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

04. Respecto a la estructura atómica actual, indicar cuántas proposiciones son no correctas:

( ) La masa del mesón es menor que un electrón ymayor que la de un positrón

( ) El núcleo del átomo es muy denso y seconcentra la mayor parte de la masa del átomo90% aproximadamente

( ) Los mesones están constituidos por un quark yun antiquark

( ) Los bariones contienen 3 quark( ) Los átomos son sistemas que contienenleptones y quarks

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

05. Respecto a las especies atómicas, indicar cuántasproposiciones son no correctas:

( ) Los isóbaros que poseen la misma cantidad deneutrones y tienen masas iguales

( ) Los isótonos pertenecen a elementos diferentesy tienen las mismas propiedades químicas yfísicas

( ) Los isótopos tienen la misma carga nuclear,pero diferente número de neutrones( ) Todos los elementos químicos presentan

isótopos naturales( ) Los isóbaros poseen iguales propiedades

físicas y diferentes propiedades químicas

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

06. Completar el cuadro y dar como respuesta la sumade todas las variables :

Especie Carganuclear

N° e- N° n A

31P3- a b 16 c

Co 27 d e 60

Mn f 25 g 55

h i j k

A) 200 B) 195 C) 217D) 137 E) 245



07. Indicar el número de electrones del siguiente ion:

A) 31 B) 34 C) 36D) 37 E) 38

08. Para la especie química:

señale el número de proposiciones correctas:( ) Su carga nuclear es 18( ) Presenta 40 nucleones( ) La carga absoluta de la nube electrónica es

-3,2.10-19 C( ) Los neutrones exceden en 2 a los electrones( ) Es un anión de carga dos

A) 5 B) 4 C) 3D) 2 E) 1

09. En un átomo “L” se cumple: A2 + Z2 + N2 = 1 862

Determine el número de electrones, si sabemos quesu número de protones es a su número de neutronescomo 2 es a 3, además su carga es -2

A) 5 B) 12 C) 8D) 16 E) 18

10. Si en un átomo de Rutherford, la diferencia decuadrados del número de masa y número atómico es432, entonces su carga nuclear es:

A) 6 B) 12 C) 8D) 9 E) 10

11. En un átomo “J” que tiene una carga de -4 secumple:

A3 - 3A.Z.N = 189,

tiene 5 nucleones neutrones, entonces susnucleones son:

A) 7 B) 5 C) 8D) 10 E) 9

12. El número de masa de un átomo “J” es el menor número capicúa de tres cifras y el número atómico esel triple del menor cuadrado perfecto de dos cifras.Calcular el número de nucleones de un átomo “L”que es isótono con el primero, cuya carga nuclear

relativa es 45. A) 93 B) 96 C) 135D) 98 E) 106

13. La suma de las cargas absolutas de las nubeselectrónicas de los iones J3+ y J1- que son isótoposes 28,8.10-19 C. Determinar la carga nuclear de unode los isótonos.

A) 8 B) 9 C) 10D) 11 E) 12

14. El número de protones y el número de neutrones deun átomo “J” se encuentran en la relación numéricade 4 a 5 respectivamente. Si el número de nucleonescumplen con:

A3 - 27 = (A + 1)(A - 1)A

determinar el valor de la carga nuclear absoluta

A) +1,92.10-19 C B) +1,6.10-18 CC) +1,92.10-18 C D) +7,2.10-28 CE) +1,6.10-19 C

15. Los números de electrones de 3 isóbaroseléctricamente neutros, suman 242. Además, losneutrones suman 262. Calcular el número de masa.

A) 124 B) 168 C) 81D) 86 E) 120

16. De:

I. Los iones tienen el mismo número

de electronesII. Si el ión J3- tiene 18 electrones L2-

posee 10 electrones, entonces el ion [JL4]3-

tiene 50 electronesIII. La suma de los electrones de los iones J3- y L2+

es 48, entonces la suma de los electrones de losiones J1+ y L4- es 50.

es(son) correcta(s):

A) Sólo I B) Sólo II C) Sólo IIID) I y II E) I, II y III

17. En dos isótonos, los números de masa son el doble

y el triple de sus números de protonescorrespondientes. Los números de electrones, enambos átomos, suman 27. ¿Cuál es el númeroatómico del átomo con mayor cantidad denucleones?

A) 9 B) 12 C) 15D) 18 E) 35

18. Un átomo “J” eléctricamente neutro, tiene número demasa y número atómico que son el doble y la mitadde los respectivos número atómico y número demasa de otro átomo “L”. Los neutrones en “J” y en“L” suman 53. Calcular el número de masa de “L”, siel de “J” es 54.

A) 56 B) 51 C) 54D) 58 E) 52

19. La relación entre el número de electrones de lossiguientes iones: J2- y L3+ es 1/2 respectivamente. Sila diferencia entre sus cargas nucleares es 30,determinar el promedio de sus números de masamínimos.

A) 74 B) 75 C) 76D) 77 E) 78



20. Cierto catión de carga dos de un átomo “Q” tieneigual número de electrones con el 35J

3+. Además es

isótono con . Calcular el número de masa y el

número de electrones del catión de carga 4 delátomo “Q”

A) 73; 27 B) 32; 27 C) 73; 30D) 57; 31 E) 59; 23

TAREA

01. De:

I. Los protones, neutrones y electrones sonestables fuera del átomo

II. Los protones y neutrones se denominan leptonesIII. Los mesones están constituidos por dos quarkses(son) no correcta(s):


02. Un átomo “J” tiene 42 electrones. Determine el

número de masa:

A) 40 B) 80 C) 120D) 125 E) 131

03. En un átomo “L” se cumple: A2 + Z2 + N2 = 3 050

Determinar el número de protones si se sabe que elnúmero de protones es al número de neutronescomo 4 es 5

A) 16 B) 20 C) 25

D) 28 E) 3204. La razón entre la carga nuclear y el número de

nucleones de un átomo “J” es 7/16. Si el número deelectrones de su catión de carga tres es menor en 18que los neutrones, determinar la carga nuclear delátomo “J”

A) 30 B) 35 C) 42D) 45 E) 50

05. De:

I. Se tiene un átomo de Rutherford cuya carganuclear está dada por:

entonces el número de masa mínima es 24II. Si los iones J2- y L3+ tienen 32 electrones,

entonces el número de electrones de los ionesJ3+ y L2+ es 28

III. La suma de los protones de los iones J4- y L3+ es51, entonces la suma de electrones de los ionesJ2+ y L1+ es 48

es (son) no incorrecta(s):


06. La diferencia de cuadrados del número de nucleonesy el número que presenta la carga nuclear de unátomo “J” con 10 nucleones neutros es 280.Determinar el número de electrones que tiene elanión de carga dos de dicho átomo.

A) 9 B) 11 C) 13D) 15 E) 17

07. Un elemento “J” cuenta en total con 7 hílidos, cuyosnúmeros de masa suman 399. Si 9 es la cuarta partedel promedio aritmético de sus números de

neutrones, indique el número de electrones de unanión de carga tres de uno de los hílidos.

A) 15 B) 21 C) 24D) 32 E) 39

08. Un catión J3+ es isótono con y tiene

igual número de electrones con . Calcular el

número de masa del átomo “J”

A) 230 B) 235 C) 240D) 245 E) 237

09. Los iones isóbaros J1- y L4+ poseen 80 electrones en

total y además son isótonos con

respectivamente. Determinar la cantidad deelectrones de cada ion.

A) 36; 47 B) 37; 48 C) 37; 41D) 37; 43 E) 36; 43

10. La suma de los tres términos de la diferencia para unátomo “J” en donde A - Z = N es 420, si el minuendoes 5/2 del sustraendo.

I. Su catión de carga dos tiene 82 electronesII. Presenta un nucleón positivo más y es isótono

con el átomo

III. El catión de carga dos del átomo “J” tiene igualnúmero de electrones que el átomo 207Q125

Es (son) no incorrecta(s):




ESTUDIO DE LA NUBE ELECTRÓNICALa nube electrónica o zona extranuclear es la región querodea al núcleo y está formada por electrones, los cualesse ubican en REEMPE u ORBITALES, siendo el conjuntode orbitales un subnivel de energía y un conjunto desubniveles de energía un nivel de energía.

NÚMEROS CUÁNTICOS

Son parámetros matemáticos que nos indican el estadode energía de un electrón de un átomo. Un conjuntopermitido de sus valores describe una determinada regiónde probabilidad de contener al electrón. Así mismodescriben la nube electrónica del átomo de hidrógeno

ECUACIÓN DE ONDA DE ERWIN SCHRÖDINGER

El físico de origen austriaco ERWIN SCHRÖDINGERpropuso una ecuación de onda para describir elcomportamiento de un electrón, esta ecuación dota alelectrón de una naturaleza ondulatoria y corpuscular simultáneamente, la cual está de acuerdo con los

resultados experimentales.

ECUACIÓN DE ONDA:

donde:

Ø : Función de onda del electrón, se lee“psi”

: Segunda derivada parcial de la función

de onda respecto a “x”

m : Masa del electrón

h : Constante de Planck

ET : Energía total de un electrón

EP : Energía potencial de un electrón

x, y, z : Ejes c oordena dos en el espaciotridimensional

La solución matemática de la ecuación de onda deSchrödinger, requiere de la introducción de determinados

números enteros que están relacionados con la energía,probable ubicación y forma de la nube electrónica; estosnúmeros reciben el nombre de NÚMEROS CUÁNTICOS.

Para el orbitalØ = f(n; l, m l)

Estos número cuánticos no son suficientes para explicar todas las propiedades del electrón, es por eso que esnecesario la introducción de un cuarto número cuánticollamado “SPIN”

Paul Dirac y Pascual Jordan replantearon la mecánicacuántica no relativista de Erwin Schrödinger aplicando lateoría de la relatividad de Albert Einstein, estableciendode esta manera la mecánica cuántica relativista queinvolucra en la solución al cuarto número cuánticollamado “spin”

Para el electrónØ = f(n; l; ml; ms)

1. NÚMERO CUÁNTICO PRINCIPAL (n):Nos indica:

1.1 Para el electrón: El nivel de energía principalque ocupa el electrón.

Por ejemplo:n = 2 El electrón se encuentra en el segundonivel de energía.

n = 5 El electrón se encuentra en el quintonivel de energía

1.2 Para el orbital:El tamaño o volumen del orbital, por lo cual amayor valor de “n”, mayor es el tamaño delorbital.

Por ejemplo:Se tienen los orbitales: Ø(2s) y Ø(5s)

Por lo tanto:El orbital Ø(5s) es de mayor tamaño que elorbital Ø(2s)

1.3 Valores permitidos:Sólo toma valores enteros positivos sinconsiderar el cero.

n = 1; 2; 3; 4; 5; 6; 7; .....;

2. NÚMERO CUÁNTICO SECUNDARIO (l):También es denominado número cuántico azimutalo del momento angular; nos indica:

2.1 Para el electrón: El subnivel de energía delelectrón donde este debe encontrarse en unnivel “n”.

2.2 Para el orbital: Su forma geométrica.

2.3 Valores permitidos: Los valores que “l” puedetomar están comprendidos entre cero hasta(n - 1), es decir:

l = 0; 1; 2; 3; ....; (n - 1)



Por ejemplo:

Si:n = 1 l = 0n = 2 l = 0; 1n = 3 l = 0; 1; 2n = 4 l = 0; 1; 2; 3n = 5 l = 0; 1; 2; 3; 4

Luego:

“l” 0 1 2 3 4 5 6

Subnivel

s p d f g h i

FORMAS DE LOS ORBITALES

SUBNIVELVALORES

“l”SIGNIFICADO

ESPECTROSCÓPICOFORMA GEOMÉTRICA

DEL ORBITAL

s 0 Sharp Esférica

p 1 Principal Dilobular

d 2 Difuse Tetralobular

f 3 Fundamental Octolobular

ORBITAL “s” ORBITAL “p” ORBITAL “d” ORBITAL “f”

Esférico Dilobular Tetralobular Octolobular

3. NÚMERO CUÁNTICO MAGNÉTICO (ml): Nosindica:

Para el electrón: El orbital donde se encuentradentro de un determinado subnivel de energía.

Para el orbital: La orientación espacial cuando elátomo es sometido a la acción de un campo

magnético externo.Valores permitidos:

ml = -l; ...; 0; ... + l

Por ejemplo: Subnivel “s” l = 0

Gráfica del orbital “s”

Subnivel “p” l = 1 ml = -1; 0; +1

Luego :



Gráficas de los orbitales “p”:

Subnivel “d” l = 2 ml = -2; -1; 0; +1; +2

Gráficas de los orbitales “d”

Subnivel “f” l = 3 ml = -3; -2; -1; 0; +1;+2; +3

Gráficas de los orbitales “f”

4. NÚMERO CUÁNTICO SPIN (ms)Se refiere al sentido de rotación del electrón sobre supropio eje, los electrones que se ubican en un mismoorbital deben tener necesariamente spin opuesto.Según la rotación del electrón tenemos:

Spin Positivo (): Es la rotación del electrón en

sentido antihorario y genera un campoelectromagnético positivo.

Spin Negativo (): Es la rotación del electrón ensentido horario y genera un campo electromagnéticonegativo.

Valores permitidos:

ms = ± 1/2



PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI

Wolfgang Pauli, propuso su famoso principio queestablece:

“No es posible la existencia en un mismo átomo de doselectrones cuyos cuatro números cuánticos sean iguales,deben diferenciarse en el spin”

Ejemplo:

Electrón n l ml ms

Electrón 1 3 1 1

Electrón 2 3 1 1 -1/2

El electrón 1 y el electrón 2 se encuentran en elmismo nivel de energía (n = 3), en el mismosubnivel (l = 1) y en el mismo orbital (m l = +1)pero tiene spín opuesto (ms = ± ½)

En conclusión se tiene:

1. Definen a un orbital:

Ø(n; l; ml)

2. Definen a un electrón:

Ø(n; l; ml; ms)

3. Número de electrones máximo de un nivel deenergía:

2n2

4. Número de orbitales máximo de un nivel de energía:

n2

5. Número de orbitales máximo de un subnivel deenergía:

(2l + 1)

6. Número de electrones máximo de un subnivel deenergía:

2(2l + 1)

ORBITAL ATÓMICO O REEMPE

El orbital atómico es un estado de energía permitido paraun electrón en el modelo de la mecánica cuántica delátomo, el término “orbital” también se utiliza para describir la distribución espacial del electrón, por lo cual el orbitales la región donde existe la mayor probabilidad deencontrar al electrón, es decir, que el electrón pasa elmayor tiempo en dicha región espacial.

“REEMPE” es la

Región deEspacioEnergético deManifestaciónProbabilística delElectrón.

REPRESENTACIÓN DE UN ORBITAL ATÓMICO:

TIPOS DE ORBITALES ATÓMICOS

Según el contenido de electrones, se tiene:

ENERGÍA RELATIVA DE UN ORBITAL

Se obtiene sumando los valores del número cuánticoprincipal y el número cuántico secundario.

E.R = n + l

CONSIDERACIONES:

1. El orbital de mayor estabilidad es el de menor energía relativa.

2. Cuando se obtiene igual suma de (n + l) para losorbitales, el que tiene mayor valor de “n” tiene lamayor energía relativa.

3. Los orbitales de un subnivel tiene igual energíarelativa y si les denomina “ORBITALES

DEGENERADOS”

Ejemplo 01:

Electrón Orbital n l E.R

I Ø(3s) 3 0 3

II Ø(5px) 5 1 6

III Ø(6dxy) 6 2 8



Orbital más estable: Ø(3s)

Orbital más inestable: Ø(6dxy)

Energía relativa creciente:Ø(3s) < Ø(5px) < Ø(6dxy)

Ejemplo 02:

Electrón Orbital n l E.R

I Ø(4py) 4 1 5

II Ø( ) 3 2 5

III Ø(5s) 5 0 5

Orbital más estable: Ø( )

Orbital más inestable: Ø(5s)

Energía relativa creciente:

Ø( ) < Ø(4py) < Ø(5s)

Ejemplo 03:

Electrón Orbital n l E.R.

I Ø(4px) 4 1 5

II Ø(4py) 4 1 5

III Ø(4pz) 4 1 5

Energía relativa: Ø(4px) = Ø(4py) = Ø(4pz)

NIVELES DE ENERGÍA

El nivel de energía es la región que contiene a loselectrones con semejante alejamiento promedio respectoal núcleo atómico.Los niveles de energía son infinitos, siendo 7 los nivelesprincipales que se designan de la siguiente manera.

Espectroscópica K L M N O P Q ...Cuántica (n) 1 2 3 4 5 6 7 ...

SUBNIVELES DE ENERGÍA

El subnivel de energía es la región que contiene a loselectrones que presentan la misma energía relativa.

Los subniveles de energía son infinitos; los determinadosson: s; p; d; f; aunque teóricamente podemos utilizar: g;h; i; ....

SUBNIVEL l N°ORBITALES(2l + 1)

N° DEELECTRONES2(2l + 1)

s 0 1 2

p 1 3 6

d 2 5 10

f 3 7 14

g 4 9 18

h 5 11 22

i 6 13 26


01. Para resolver la ecuación de Erwin Shrödinger:

se requiere introducir los números cuánticos:

A) n; l ; ms B) n; ml ; ms C) n; l ; ml ; msD) l ; ml ; ms E) n; l ; ml

02. Indicar cuántas proposiciones son incorrectas:

( ) El número cuántico azimutal indica la forma delREEMPE

( ) Si l = 3, entonces es posible siete valores para elnúmero cuántico magnético

( ) Para un electrón del orbital ø (3pz); n = 3 y l = 1( ) Un orbital ø (4px) admite como máximo

6 electrones( ) El número cuántico spin indica la rotación del

electrón( ) El electrón : n = 4, l = 2; ml = 0; ms = ±1/2 es de

un subnivel “f”

A) 5 B) 1 C) 0D) 2 E) 4

03. Indicar cuántas proposiciones son incorrectas:

( ) Los electrones: ø (2; 0; 0; +1/2) y ø (2; 0; 0; -1/2);pueden ser de un mismo orbital.

( ) Es correcta la distribución de 4 electrones

( ) El orbital ø (dxy), admite como máximo 2electrones.

( ) El electrón: ø(4; 1; -1; -1/2) pertenece al subnivel4p.

( ) La energía relativa del orbital ø(3dxz) es igual a 4

A) 3 B) 5 C) 1D) 4 E) 2



04. Cuál(es) es(son) incorrecta(s):

I. En un subnivel el número máximo de electroneses el doble de (2l+1).

II. En un nivel energético, el número máximo deorbitales es n2.

III. El número de electrones máximo que un nivelpuede albergar es 2n2.

IV. Los valores posibles que adquiere el número

cuántico azimutal está dado por: n - 1.

A) II, III y IV B) Sólo IV C) I y IID) III y IV E) III y V


( ) La función de onda “ø”, describe los estadosenergéticos permitidos para el electrón.

( ) El número cuántico magnético indica lasposibles orientaciones espaciales del REEMPE

( ) Un electrón del subnivel 5s tiene mayor energíaque un electrón del subnivel 4d.

( ) El máximo número de electrones en un subnivelestá dado por : 2l+1.

( ) Un electrón del subnivel 4d de átomo “L” puedetener número cuántico magnético igual a cero.

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

06. ¿Cuántas de las siguientes combinaciones deprobables números cuánticos son posibles?

( ) ø (5; 2; +3; +1/2)( ) ø (6; 3; -2; -1/2)( ) ø (2; 2; 0; +1/2)( ) ø (4; 0; -1; -1/2)( ) ø (2003; 2000; -1980; -1/2)

A) 0 B) 5 C) 1D) 3 E) 2

07. Determine la energía relativa de cada uno de lossiguientes orbitales:

I. ø (3dxz) IV. ø (2pz)II. ø (4px) V. ø (3s)III. ø (3dxy)

Indicar cuáles son los orbitales degenerados:

A) II y V B) I y III C) I, II y IIID) IV y V E) II y IV


( ) Un orbital tetralobular puede contener a lo más10 electrones.

( ) El orbital ø (3s) puede tener dos orientacionesespaciales.

( ) Si la energía relativa de un subnivel es 3entonces “l” puede tomar valores 0 y 1.

( ) Orden de estabilidad: ø(4px) < ø(4s) < ø(4dxy)( ) ø(4d xz ) ; ø (5p z ) ; ø(6s) : son orbi ta les

degenerados.

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

09. Respecto a los números cuánticos:

I. La región espacial de forma esférica dondeexiste la mayor probabilidad de encontrar electrones corresponde al orbital “s”

II. Si n = 3 el número cuántico magnético puede

tomar un total de 9 valores posiblesIII. Siempre los valores que tiene “ms” depende del

nivel donde se encuentre el electrónes(son) no correcta(s):

A) Sólo I B) Sólo II C) Sólo IIID) I y II E) II y III

10. ¿Cuántas proposiciones son no incorrectas?

( ) ml : nos indica la orientación espacial de loselectrones

( ) Un orbital ø (gxyz) admite como máximo18 electrones

( ) Los orbitales “fundamentales” son octolobulares

( ) La ecuación de onda considera el carácter dualdel electrón

( ) ø (n, l ml, ms) definen a un REEMPE

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

11. Respecto a los números cuánticos indicar cuántasproposiciones son no correctas:

( ) El número cuántico principal indica el tamaño delorbital atómico así como el nivel de energía delelectrón.

( ) El número cuántico spin se relaciona con la nubeelectrónica indicando el giro del orbital.

( ) El número cuántico azimutal o angular significala forma del orbital y el subnivel de energía deelectrón.

( ) El número cuántico secundario toma (n - 1)valores.

A) 0 B) 1 C) 2D) 3 E) 4

12. En el supuesto caso de que los N.C. secundario ymagnético tuvieran el siguiente conjunto deprobables valores:

l = 0; 1 ........ nml = 0; ....... + l

¿Cuántos electrones como máximo puede contener

el cuarto nivel de energía?

A) 32 B) 27 C) 42D) 40 E) 30


( ) Las notaciones ø (3s) y ø (2px) representa a2 orbitales degenerados

( ) En los subniveles ø (3d); ø (4p) y ø (5s)contiene un total de 9 orbitales degenerados

( ) La función de onda “ø” describe sólo la forma y



tamaño del orbital( ) La ecuación de Schrödinger admite en ø el spin

magnético( ) Para n = 4 hay un máximo de 16 REEMPE

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

14. Dados los orbitales representados por las siguientes

expresiones matemáticas:

I. ø (4px) II. ø (5s)III. ø (4f xyz) IV. ø (6s)V. ø (5pz)

indicar el de mayor inestabilidad.

A) I B) II C) IIID) IV E) V

15. Indique el número de proposiciones no correctas:

( ) El número cuántico spin (ms) define el sentido derotación del electrón en torno a su eje

( ) El número cuántico magnético está relacionadocon la elipticidad de la órbita de un electrón

( ) El número cuántico principal define el volumende un REEMPE

( ) Si n = 3, entonces se pueden encontrar 18electrones

( ) El mínimo valor de “n” que posee subnivelprincipal y difuso es 3

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

16. Indicar el número de proposiciones no correctas:

( ) En un subnivel “fundamental” se encuentran

14 electrones como máximo.( ) Según la estabilidad: ø (4f xyz) > ø (4px).( ) Un electrón se desplaza dentro de un orbital con

trayectorias totalmente definidas.( ) El orbital ø (2s2) es más estable que el orbital

ø (2s1).( ) Si l = 2, entonces todos sus REEMPE son

tetralobulares

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

17. De:

I. En un determinado átomo, cuanto menor es el

valor de n, tanto más estable será el orbitaldebido a su mayor energía

II. Se aparean electrones con spines paralelosIII. El estado energético de un electrón lo determina

n y I

es (son) correcta(s):


18. De:

I. Cuando un electrón se encuentra en uno de losorbitales 3d, los posibles valores de n, l y ml sonø (3; 2; +1).

II. Los orbitales ø(d) tienen 5 orientacionesespaciales.

III. En dos átomos no existen electrones conø(n, I, ml y ms) iguales.

es(son) no incorrecta(s):

A) Sólo I B) Sólo II C) Sólo IIID) I y III E) I y II

19. Indicar cuántas proposiciones son correctas respectoa las regiones probabilísticas del electrón :

( ) En todo valor de “n” está incluida una formaesférica.

( ) El orbitalø (1s) es más pequeño que uno ø (2s)( ) Los orbitales “p” son diobulares.( ) La forma de los orbitales ø (f xyz) es más simple

que los orbitales ø (dyz).

( ) Si ml = 0 tiene siempre forma esférica.

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

20. Indicar cuántas proposiciones son correctas respectoa los números cuánticos:

( ) El número cuántico principal indica la cantidadde energía de un electrón.

( ) La función de onda “ø” tiene una interpretaciónprobabilística.

( ) En el subnivel 1s hay (2l + 1) orbitales comomáximo.

( ) En el nivel “n” hay n2 orbitales como máximo.

A) 0 B) 1 C) 2D) 3 E) 4



TAREA

01. Indicar cuántas proposiciones son correctas respectoa los números cuánticos:

( ) El N.C. principal “n” nos indica el nivel energéticoprincipal donde se encuentra el electrón

( ) El N.C. secundario “l” define la forma geométricadel REEMPE

( ) El N.C. magnético “ml” indica la orientaciónespacial del orbital frente a un campo externo

( ) El N.C. de spin magnético “ms” admite dosvalores (±1/2) por el movimiento traslacional delelectrón en el átomo

( ) ø (n, l, ml): definen a un orbital en un átomo

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

02. De las siguientes proposiciones, indique cuántas sonno incorrectas:

( ) Para n=5; “l” admite los siguientes valores: 0; 1;2; 3; 4; 5

( ) El número cuántico principal nos indica para elelectrón su nivel principal de energía

( ) Para I = n-1; “ml” posee 2n-1 orientacionesespaciales

( ) En un mismo átomo no pueden existir doselectrones con los mismos cuatro númeroscuánticos

( ) Según la energía relativa ø (4s) > ø (2px)

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5


( ) Si n = R entonces l es igual a 0; 1; 2 ....... (R-1)( ) Si l = p entonces ml no adquiere el valor de (p+1)( ) El número cuántico “n” determina el tamaño de

un orbital( ) A partir de la ecuac ión de Schrödinger se

deducen los 4 números cuánticos para elelectrón

A) 0 B) 1 C) 2D) 3 E) 4

04. Indicar el orbital más estable en: A) ø (5f xyz) B) ø (6py) C) ø

D) ø (4s) E) ø (2px)

05. Indicar qué juego de números cuánticos no es

probable para un electrón:

A) ø (3; 2; -1; -1/2) B) ø (2; 0; 0; +1/2)C) ø (2; 1; 0; -1/2) D) ø (1; 0; 0; -1/2)E) ø (4; 3; -4; -1/2)

06. Determine el tipo de orbital, en que se encuentra unelectrón, si en cada caso, está definido por lossiguientes números cuánticos:

I. ø (4; 3; +2; +1/2)II. ø (3; 1; 0; -1/2)

III. ø (5; 2; +1; +1/2)

A) ø (4f); ø (3p); ø (5p) B) ø (3d); ø (4d); ø (5s)C) ø (4f); ø (3d); ø (5f) D) ø (4f); ø (3p); ø (5d)E) ø (4d); ø (3d); ø (5s)

07. Respecto a los números cuánticos, indicar cuántasproposiciones son no incorrectas:

( ) Para el número cuántico principal n = 3 existiráun orbital ml = -3.

( ) En un REEMPE : n = 2; l = 1; ml = 0 cabe laposibilidad mínima que defina un orbital sin tener electrón.

( ) La combinación de números cuánticos n = 3, l = 1, admite un máximo de 6 electrones.

( ) Siempre ml = +1 es dilobular.

A) 0 B) 1 C) 2D) 3 E) 4

08. Se tiene 3 electrones cuyos probables númeroscuánticos son:

Electrón I : ø(3; 0; 0; +1/2)Electrón II : ø(3; 2; 0; -1/2)Electrón III : ø(3; 2; 0; +1/2)

con respecto a la energía de los electrones I; II y IIIpodemos afirmar:

A) I = II = III B) I < II < III C) I > II > IIID) I < II = III E) I > II = III

09. Indicar el orbital de mayor energía relativa:

A)ø

(4px) B)ø

(5s) C)ø

(3dxy)D) ø (2px) E) Todos son iguales

10. Respecto a los números cuánticos, indicar cuántasproposiciones son no incorrectas:

( ) El número cuántico principal toma los siguientesvalores: 0; 1; 2; 3; .......; .

( ) El valor del “l” siempre es menor que “n”, a lomás podrá ser igual.

( ) El número cuántico magnético no indica elsentido horario o antihorario del orbital.

( ) El número cuántico spin no indica el giro derotación del electrón.

( ) El número cuántico azimutal nos da la

orientación del orbital. A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5



CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

Consiste en la distribución de los electrones de un átomoen sus niveles de energía, subniveles y orbitales.

PRINCIPIO DE AUFBAU

Para la distribución de electrones debemos tener enacuenta que en un átomo multielectrónico la energíarelativa de un orbital depende de “n” y “l”, por ello loselectrones se distribuyen llenando primero los orbitales

de menor energía, esto es el que presenta (n + l) mínimo,donde “n” es el menor.

DIAGRAMA DE LA DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA

NIVELEspectral K L M N O P Q

Cuántico 1 2 3 4 5 6 7

SUBNIVELES

DE

ENERGÍA

Capacidad teórica : 2n2

2 8 18 32 50 72 98Capacidad real 2 8 18 32 32 18 8

N° de orbitales atómicos 1 4 9 16 16 9 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

Ejemplo :

Efectuar la configuración electrónica del átomo neutro del

manganeso si su número atómico es 25.

Resolución :

El átomo de manganeso neutro tiene 25 protones y 25electrones, entonces la configuración electrónica segúnel diagrama es:

25Mn : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA ABREVIADA

Se utiliza las configuraciones electrónicas estables de losgases nobles :

2He : 1s2 [He]10Ne : 1s2 2s2 2p6 [Ne]18 Ar : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 [Ar]

36Kr : 1s2

............................... 4p6

[Kr]54Xe : 1s2 ........................................ 5p6 [Xe]86Rn : 1s2 ........................................... 6p6 [Rn]

La característica de un gas noble es que termina suconfiguración electrónica en np6, excepto el helio que es 1s2

Al efectuar la configuración electrónica abreviada se debe elegir el gas noble cuyo número atómico es el más cercano al númeroatómico del átomo del cual se va a efectuar su configuraciónelectrónica.



Ejemplo 01:

12Mg : 1s2 2s2 2p6 3s2 < > 12Mg : [Ne] 3s2

[ Ne ]

Ejemplo 02 :

53I : [Kr] 5s24d105p5

PRINCIPIO DE HUND

También se le denomina principio de la máximamultiplicidad y establece lo siguiente :“En un mismo subnivel, antes que cualquiera de losorbitales contenga electrones apareados, por lo menosun spin paralelo deben contener cada uno”

Ejemplo :

El diagrama orbital del átomo de nitrógeno es :

7

N : 1s2 2s2 2p3

Por Hund :

OBSERVACIÓN:

Los subniveles que presentan todos sus orbitales llenosson estables y también aquellos que tienen todos susorbitales semillenos. Una combinación de orbitales llenosy semillenos o semillenos y vacíos son inestables.

Ejemplo 01 :

10Ne : 1s2 2s2 2p6

Por Hund :

luego :Es estable, porque todos los orbitales están llenos.

Ejemplo 02 :

7N : 1s2 2s2 2p3

Por Hund :

luego :

Es estable debido a que todos los orbitales degeneradosestán semillenos.

Ejemplo 03 :

9F : 1s2 2s2 2p5

Por Hund :

luego :

Es inestable, porque los orbitales degenerados nocontienen igual número de electrones cada uno.

ANOMALÍAS DE LA CONFIGURACIÓNELECTRÓNICA

Cuando la configuración electrónica de un átomo terminaen d4 o d9, se debe ubicar al subnivel “s” de mayor energía y de este subnivel se debe pasar un electrón ald4 o d9 los cuales son inestables, quedando estos como

d

5

o d

10

los cuales son estables (estabilidadacrecentada).

CASO 01

Ejemplo :

CASO 02

Ejemplo:

47 Ag: [Kr]5s24d9 Inestable

luego:



OTRAS ANOMALÍAS:

a. 46Pd : [Kr]5s24d8 Inestable;

luego:

46Pd: [Kr]5s04d10 Estable

b. 78Pt: [Xe]6s24f 145d8 Inestable;luego:

78Pt: [Xe]6s14f 145d9 Estable

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DE IONES

Para cationes:

1. Se efectúa la configuración electrónica del átomoneutro.

2. Los electrones que pierde el átomo son del últimonivel, luego del penúltimo nivel, en ese orden.

3 Para un mismo nivel de energía los electrones quepierde el átomo es de f, d, p, s, es decir, de mayor amenor energía relativa.

Ejemplo 01: Efectuar la configuración electrónica del ion 12Mg2+

luego:

Ejemplo 02: Efectuar la configuración del ion 24Cr 3+

luego:

Para Aniones:

1. A la cantidad de electrones del átomo neutro se le

suma la cantidad de electrones ganados.2. Se efectúa la configuración electrónica para el total

de electrones.

Ejemplo:

Efectuar la configuración electrónica para el ión 16S2-

ÁTOMOS ISOELECTRÓNICOS

Son aquellos átomos neutros o iones que tienen igualconfiguración electrónica.

Ejemplo: ¿Son átomos isoelectrónicos 21Sc3+ y 16S2-?

Efectuando las respectivas configuraciones electrónicas,se tienen :

luego:

21Sc3+ ________Isoeléctrónicos______ 16S2-

PROPIEDADES DEL ÁTOMO

01. PARAMAGNETISMO:

Propiedad que tienen las sustancias simples ocompuestas de manifestar propiedades magnéticaspor lo cual son atraídos por un campo magnético

externo, pero cuando se retira el campo magnéticono manifiesta propiedades magnéticas, elparamagnetismo es debido a que el átomo tieneelectrones desapareados.

Ejemplo:



El paramagnetismo varía con la temperatura.A mayor número de electrones desapareados, mayor es elparamagnetismo

02. DIAMAGNETISMO:

Propiedad que tienen las sustancias simples o

compuestas de no manifestar propiedadesmagnéticas aún en presencia de un campomagnético externo por lo cual son repelidosdébilmente por el campo magnético, eldiamagnetismo es debido a que el átomo tiene todossus electrones apareados.

El diamagnetismo es independiente de la temperatura.

Ejemplo:

03. FERROMAGNETISMO:

El ferromagnetismo es un caso extremo delparamagnetismo debido a que estas sustanciasconservan sus propiedades magnéticas aún luego deretirar el campo magnético. Las sustanciasferromagnéticas pueden llegar a magnetizarsepermanentemente.

Ejemplo:

Los átomos de Fe, Co y Ni

SUSCEPTIBILIDAD MAGNÉTICA O MOMENTOMAGNÉTICO (ì)

Es la fuerza relativa del paramagnetismo por acción delcampo magnético externo, está fuerza relativa esdirectamente proporcional al número de electronesdesapareados (k) y se expresa en magnetones de Bohr

(ìB).

Luego:

ì: Susceptibilidad magnética (ìB)k: Número de electrones desapareados

Ejemplo:

Efectuar al configuración electrónica del átomo de cromosi el momento magnético es 6,92 ìB y el número atómico24.

Cálculo de k:

De:

k

2

+ 2k - ì

2

= 0

Reemplazando:

k2 + 2k - (6,92)2 = 0

6 electrones desapareadosk = 6

Luego:

24Cr :

Configuración electrónica: 24Cr: [Ar]4s13d5




01. De:

I. ; aquí se viola el principio

de formación de AUFBAU

II. [Ne] ; aquí se viola el principio de

HUND

III. ; aquí se viola el principio de

exclusión de PAULI

es(son) no correcta(s) :


02. Indicar cuántas configuraciones electrónicas son noincorrectas:

( ) 15P3- : [Ar]

( ) Mn : [Ar] 4s2 3d5

( ) 79 Au : [Xe] 6s1 4f 14 5d10

( ) 23Sc2+ : [Ar] 4s0 3d3

( ) 16S : [Ne] 3s2

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

03. Según las configuraciones electrónicas:

I. 1s2 2s2 2p6 3s1

II. 1s2 2s2 2p6 4s1

III. 1s2

2s2

2p6

¿Cuántas son correctas?

( ) I es la configuración basal del 11Na( ) III podría representar el catión de carga uno de

I( ) II es la configuración excitada de I( ) III podría representar a un gas noble de carga

nuclear igual a 10( ) II y III corresponden a diferentes átomos

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

04. Para el ion 9J1-

, indicar cuántas proposiciones son nocorrectas:

( ) La carga nuclear del elemento “J” es 10( ) El ion J1- es diamagnético

( ) Un isótopo del átomo “J” es:

( ) Su carga absoluta de la nube electrónica es1,6.10-18 C

A) 0 B) 1 C) 2D) 3 E) 4

05. El ion J3- tiene igual número de electrones que el Kr.Indicar cuántas proposiciones son no incorrectaspara el átomo “J”.

( ) Es diamagnético( ) Tiene 4 orbitales “s” llenos( ) Tiene 1 orbital “d” lleno( ) Tiene 2 subniveles principales llenos( ) Tiene 5 electrones en el último nivel de energía

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

06. De:

I. son diamagnéticos

II. son paramagnéticos

III. 54J y 56L2+ son isoelectrónicos

es(son) no incorrecta (s) :


07. Calcular el valor de “L”, si:

L = U + N + Idonde:

U = Número mínimo de electrones que tiene elátomo que solamente posee 4 subniveles

N = Número máximo de electrones que tiene elátomo que posee 3 subniveles “p”

I = Número mínimo de electrones que tiene unátomo con un subnivel difuse lleno

A) 68 B) 89 C) 65D) 76 E) 88

08. Calcular el valor de “Q”, si: Q = J + Ldonde:

J = Número máximo de electrones que tiene unátomo que solamente posee 1 subnivel“principal” lleno.

L = Número máximo de electrones que tiene unátomo con que solamente posee 4 subnivelesllenos.

A) 17 B) 34 C) 43D) 53 E) 41

09. El ion J3- tiene 43 neutrones y sus nucleones son 75.Si J3- tiene igual número de electrones con L2+,determinar la cantidad de electrones que hay en lossubniveles del tipo “sharp” del átomo “L”

A) 4 B) 6 C) 8D) 9 E) 10



10. Calcular el valor que puede tomar el número demasa de un átomo “J” que solamente posee 5orbitales no vacíos como mínimo además el númerode neutrones excede en dos al número de nucleonespositivos.

A) 16 B) 17 C) 18D) 19 E) 12

11. Considerando el número máximo de electrones de unátomo “L”, determinar la carga nuclear de dichoátomo que solamente posee 4 orbitales llenos en lacapa “N”.

A) 41 B) 43 C) 38D) 47 E) 35

12. El ion tiene en total 50 electrones. Si el anión

de carga dos del átomo “L” presenta 10 electrones,determinar la cantidad de electrones del átomo “J” ensu último nivel.

A) 2 B) 4 C) 6

D) 7 E) 513. Un átomo “J” es isótono con el átomo “L” el cual

posee una carga nuclear igual a 33 y la cantidad desus nucleones es 70, además es isóbaro con 66Q.Determinar la configuración electrónica del átomo “J”.

A) [Ar] 4s2 3d9 B) [Ar] 4s2 3d10

C) [Kr] 5s2 4d10 D) [Kr] 5s2 4d9

E) [Ar] 4s1 3d10

14. El ion J2- tiene igual número de electrones con el ionL1+. Además se sabe que el ion L2-

presenta 9 orbitales llenos. Calcular la cantidad deelectrones del ion J3+.

A) 6 B) 8 C) 10D) 12 E) 14

15. El átomo “L” es isótono con e isóbaro con 56Q.

Determinar cuántos orbitales llenos presenta elátomo “L” en el tercer nivel.

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

16. Los probables números cuánticos para elantepenúltimo electrón configurado en la distribuciónelectrónica de 31J son :

A) ø (3; 1, +1; -1/2) B) ø (3; 0; 0; -1/2)C) ø (4; 1; 0; +1/2) D) ø (3; 2; +1; +1/2)E) ø (4; 0; 0; -1/2)

17. El átomo “J” tiene para su último electrón configuradolos probables números cuánticos:

ø (5; 0; 0; +1/2)

Si tiene 49 nucleones, determinar la cantidad denucleones.

A) 69 B) 78 C) 88D) 86 E) 94

18. Para 2 átomos isóbaros “J” y “L” se cumple que lasuma de sus números de masa es 240. Si lacantidad de nucleones neutros de uno de ellos es eldoble de sus protones y excede en dos unidades alotro. Indique cuáles son los probables númeroscuánticos del último electrón configurado de este

último isóbaro.

A) ø (4; 0; 0; -1/2) B) ø (5; 2; +2; +1/2)C) ø (4; 1; -1; -1/2) D) ø (5; 0; 0; +1/2)E) ø (4; 2; 0; +1/2)

19. En el caso hipotético de que el número cuánticosecundario pudiera tomar los valores:

I = 0; 1; 2; 3; ....... ; n

y se conserva el conjunto permitido para el númerocuántico magnético, ¿cuál es la configuraciónelectrónica para el átomo “J” cuya carga nuclear es37?

A) [Kr] 5s1

B) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1

C) 1s2 2s2 2p6 2d10 3s2 3p6 4s2 3d7

D) 1s2 1p6 2s2 2p6 3s2 2d10 3p6 4s2 3d1

E) 1s2 1p6 2s2 2d10 3s2 3p6 3d9

20. De:

I. El momento magnético de 26L2+ es 4,9

II. El átomo 41L tiene un momento magnético de5,916, entonces la configuración electrónica es:

41L : [Kr] 5s1 4d4

III. El momento magnético del átomo 56Q es cero.





TAREA

01. Indique cuántas de las siguientes configuracionesson no correctas:

( ) 20Ca2+ : [Ar] 4s0

( ) 42Mo1+ : [Kr] 5s0 3d10

( ) 26Fe3+ : [Ar] 4s2 3d3

( ) 16S2-

: [Ne] 3s2

( ) 47 Ag : [Kr] 5s1 4d10

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

02. Con respecto al siguiente catión:

indicar cuántas proposiciones son no incorrectas:

( ) Tiene la configuración electrónica de un gasnoble

( ) Tiene dos orbitales semillenos( ) Tiene igual número de electrones con 33L

3-

( ) El átomo que le dio origen es paramagnético A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 0

03. Calcular la relación “Q”, si:Q = J + L

donde:

J = Número máximo de electrones de un átomo quesolamente posee dos orbitales semillenos en lacapa “M”

L = Número mínimo de electrones de un átomo quesolamente posee 6 orbitales semillenos

A) 41 B) 48 C) 52D) 56 E) 60

04. Se tiene un átomo “J” cuya carga nuclear es igual a:

Indicar la alternativa que indica su configuraciónelectrónica correcta cuando genera un catión decarga 3.

A) [Ar] 4s2 3d5 B) [Ar] 4s2 3d3 C) [Kr] 5s1 3d2

D) [Ar] 4s1 3d6 E) [Ar] 4s0 3d3

05. Un átomo “J” tiene el mismo número de electronescon R3+ y a su vez este es isóbaro con 59L e isótonocon el . Determinar cuántos electrones

desapareados tiene el primer átomo.

A) 0 B) 1 C) 3D) 4 E) 5

06. El 26Fe y el 27Co son elementos metálicos que tienenuna actividad biológica y se encuentran en lahemoglobina y en la vitamina B12 respectivamente.Determine el número de orbitales semillenos para el

Fe2+ y el Co2+ respectivamente

A) 4 y 3 B) 5 y 4 C) 3 y 3D) 4 y 5 E) 4 y 4

07. Para dos isóbaros “J” y “L” se cumple que la suma desus cargas nucleares es 21 y los neutrones sediferencian en 3. ¿Cuántos electrones en el últimonivel tiene el átomo de menor carga protónica y cuáles la configuración electrónica del de mayor cargaprotónica?

A) 7; [Ne] 3s2 B) 5; [He] 2s2

C) 5; [Ne] 3s2 D) 7; [He] 2s2 2p4

E) 4; [Ar] 4s1

08. Un átomo “J” tiene 7 nucleones neutros y se cumpleque:

A3 - 3A.Z.N = 855

Determinar el número de orbitales llenos que tienedicho átomo.

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

09. El átomo de un elemento “J” tiene igual númerode electrones que L3+. Si el átomo “J” poseesólo 6 orbitales llenos con energía relativa 5,determinar la carga nuclear del átomo “L”.

A) 39 B) 37 C) 31D) 35 E) 47

10. Considerando su número máximo de electrones,

determine el número de masa de un átomo “J” quesolamente posee 2 subniveles “p” y además susneutrones exceden en 5 al número atómico.

A) 49 B) 52 C) 57D) 61 E) 65



TABLA PERIÓDICAEl descubrimiento de un gran número de elementos y elestudio de sus propiedades puso de manifiesto entrealgunos de ellos ciertas semejanzas. Esto indujo a losquímicos a buscar una clasificación de los elementos nosólo con objeto de facilitar su conocimiento y sudescripción, sino, más importante, para las

investigaciones que conducen a nuevos avances en elconocimiento de la materia.

Antecedentes de la Tabla Periódica Actual

Dentro de los muchos trabajos para llegar a laclasificación de los elementos se da importancia a lossiguientes :

1. Jacobo Berzelius (1814):

Clasificó en elementos que pierden electrones“ELECTROPOSITIVOS” y en elementos que gananelectrones “ELECTRONEGATIVOS”

2. William Proust (1815):

Estableció la hipótesis que : “Todos los elementos sehallan compuestos de hidrógeno como materiaoriginal”, en tal sentido propuso el ordenamiento delos elementos en base al hidrógeno según la cual lasmasas atómicas eran números enteros y múltiplos deaquel

3. Triadas de Döbereiner (1817):

Fue el químico alemán, Johann Döbereiner quienpropuso el ordenamiento de los elementos que sonsemejantes en propiedades de 3 en 3 a lo quedenominó TRIADAS.

Döbereiner además supuso que la masa atómica delelemento central es aproximadamente la semisumade las masas atómicas de los elementos extremos .Ejemplo :

Triada Li Na K

Masaatómica

7 á 39

4. Caracol Telúrico de Chancourtois (1862)

El francés Alexandro Emile Beguyer de Chancourtoishizo un ordenamiento de los elementos graficándolosen la pared de un cilindro en orden creciente a susmasas atómicas en forma de hélice, la que luegodividió en 16 segmentos colocando en cada uno deellos en forma vertical a los elementos depropiedades semejantes a lo cual denominó“CARACOL TELÚRICO”

5. Las Octavas de Newlands (1865 ):

El químico inglés Jhon Alexander Reina Newlands,propuso el ordenamiento de los elementos, según elorden creciente de sus masas atómicas, dándose ungran paso en la correcta clasificación de loselementos, al disponer a los elementos en filashorizontales de 7 en 7, resultando periodos en que eloctavo elemento se parecía en propiedades alprimero; el noveno al segundo; el décimo al terceroy así sucesivamente, por lo cual los que sonsemejantes tendían a quedar en una mismacolumna; así el K quedó cerca del Na, muysemejante a él; efectivamente las triadas deDöbereiner se hallaban en las columnas, a estarelación se le denominó “OCTAVAS DENEWLANDS”

PrimeraSerie

Elemento Li Be B C N O F

Masaatómica 7 9 11 12 14 16 19

SegundaSerie

Elemento Na Mg Al Si P S Cl

Masaatómica

23 24 27 28 31 32 36

6. Tabla Periódica de Mendeleiev (1869) : El químico ruso Dimitri Ivanovich Mendeleiev dio a

conocer una tabla de los elementos químicosagrupados según el orden creciente a sus masasatómicas.

Los elementos de cada fila forman un “PERIODO”que indican el número de niveles de energía.

Los elementos de cada columna, que forman un“GRUPO”, poseen propiedades semejantes y sesubdividen en familias A y B, los gruposgeneralmente indican los electrones del último nivelde energía.



En este ordenamiento los elementos conpropiedades similares están en un mismo grupo.

Mendeleiev observó que para ordenar en grupos, eranecesario dejar espacios o casilleros vacíos paranuevos elementos aún no descubiertos e incluso lepuso nombre a cada uno de estos elementos noconocidos utilizando : EKA = primero y DVI =segundo.

6.1 Ley Periódica de Mendeleiev

Mendeleiev observó que las propiedades de loselementos se repetían periódicamente; es por ello que la Tabla Periódica se conoce como“TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS” yenunció la siguiente Ley Periódica:

“LAS PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOSSON FUNCIÓN PERIÓDICA A SUS MASASATÓMICAS”.

6.2 Ventajas de la Tabla de Mendeleiev

# Permitió determinar nuevas propiedades delos elementos.

# Permitió tener una idea más general de laclasificación de los elementos.

# Predijo la existencia de nuevos elementos

Por ejemplo : el Escandio, Galio, Germanioy Renio a los que había denominado :EKA - BORO, EKA - ALUMINIO, EKA -SILICIO Y DVI - MANGANESO,respectivamente.

# En su época Mendeleiev clasificó a 63elementos que conocía y para predecir las

propiedades de los elementos nodescubiertos, determinó que las propiedadesde los elementos se encontraban relacionadascon los elementos que los circundaban.

Por ejemplo : La masa atómica del EKA -Silicio, se obtenía mediante el promedio delas masas atómicas de sus elementosvecinos en cruz. A saber :

Posteriormente el alemán Winkler descubrió adicho elemento y lo denominó “GERMANIO”

encontrando propiedades extraordinariamentesemejantes con lo que había pronosticadoMendeleiev, así tenemos :

Predicción deMendeleiev

Establecido por Winkler

Masa atómica

aproximada: 72

Masa atómica: 72,6

Peso específicoaproximado : 5,5

Peso específico : 5,35

Fórmula del óxido : EO2Fórmula del óxido :

GeO2

El óxido se reduciráfácilmente a metal

El GeO2 se reduce ametal ante la acción del

H2

El cloruro tiene fórmulaECl4 y será líquido con

una temperatura deebullición de unos 90 °C

y peso específicoaproximado de 1,9

El GeCl4 es un líquidocon temperatura deebullición de 83 °C y

peso específico de1,887

# En 1894 Ramsay descubrió un gas al quedenominó argón. Es monoatómico, no presentareacciones químicas y carecía de un lugar en latabla. Inmediatamente supuso que debían existir otros gases de propiedades similares y quetodos juntos formarían un grupo. En efecto, pocodespués se descubrieron los otros gases noblesy se les asignó el grupo cero.

# Todos los espacios que dejó en blanco se fueronllenando al descubrirse los elementoscorrespondientes. Estos presentabanpropiedades similares a las asignadas por Mendeleiev.

6.3 Desventajas de la Tabla de Mendeleiev

# El hidrógeno no tiene lugar adecuado en la tabla(IA o VIIA).

# Como la Ley de Mendeleiev establecía que elordenamiento de los elementos es un ordencreciente a sus masas atómicas, esto se rompióen 4 oportunidades; el Ar precede al K, el Co, alNi, el Te al I y el Th al Pa.

#

Los elementos poseen una valencia, lo cual esfalso.

# Los metales y no metales, no siempre seencuentran claramente diferenciados, así el Mn(metal), se halla en el mismo grupo del cloro (nometal).

# Su clasificación era incompleta, pues no incluyóa los gases nobles (aún no se habíandescubierto).



TABLA PERIÓDICA MODERNA (forma larga)

En 1913 un brillante científico, el inglés Henry Moseley,basándose en sus experimentos con rayos X, descubrióen el espectro atómico de los elementos, que a medidaque crecía el número atómico de los elementos, laslíneas de cada serie o banda se desplazaban en formaregular en dirección de las longitudes de ondadecreciente (ë)

Esto significaba que los números atómicos de loselementos estaban relacionados en forma inversa consus longitudes de onda y naturalmente en formadirectamente proporcional a sus frecuencias de radiación( í).

Por lo cual Moseley propone lo siguiente : “La raízcuadrada de la inversa de la longitud de onda es unafunción lineal del número atómico de los elementos”. Estotambién se puede enunciar mediante el uso del empleode las frecuencias en la forma siguiente: “La raízcuadrada de la frecuencia de las rayas dadas en elespectro de los rayos X es función lineal o proporcionalal número atómico del elemento”

Matemáticamente :

Donde : í = Frecuencia de radiaciónZ = Número atómicoa, b = Constantes específicas de la línea espectral

LEY PERIÓDICA ACTUAL

Henry Moseley luego de su experimento con rayos X en

lo que comprueba de que las propiedades de loselementos dependen de su número atómico (Z) enuncióla Ley Periódica Moderna en el siguiente sentido :

“LAS PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS SONFUNCIÓN PERIÓDICA DE SUS NÚMEROS ATÓMICOS”

DESCRIPCIÓN DE LA TABLA PERIÓDICA ACTUAL

1. La T.P. actual es de la forma larga, fue diseñada por el químico alemán J. Werner, en base a la LeyPeriódica de Henry Moseley y la configuraciónelectrónica de los átomos de los elementos

2. Los elementos están ordenados en el ordencreciente al número atómico de sus átomos

3. La T.P. actual está constituida por 7 filas o periodos,a los 3 primeros periodos se denominan “cortos”, elcuarto y quinto se denominan “largos” y los restantes“extralargos”

4. Presentan 18 columnas que constituyen 16 grupos ofamilias que se ordenan en 8 grupos “A” y 8 grupos“B”

GRUPOS A:

También denominados “Principales oRepresentativos”, la configuración electrónica de susátomos neutros terminan en el subnivel “s” o “p”

GRUPOS B:

Están constituídos por los elementos de “Transición”

y los elementos de “Transición Interna”

a. Elementos de Transición :La configuración electrónica de sus átomosneutros termina en el subnivel “d”

b. Elementos de Transición Interna:La configuración electrónica de sus átomosneutros termina en el subnivel “f”

5. Ubicación de un elemento en la Tabla Periódica

5.1 Periodo:

Es el ordenamiento de los elementos en filas, tienenpropiedades diferentes.

Los periodos indican el número de niveles de energíaque tienen los átomos de los elementos

Número de Período = Número de niveles de energía

5.2 Grupo:

Es el ordenamiento de los elementos en columnas.Generalmente tienen propiedades químicassemejantes.

5.2.1 Elementos Representativos :

Periodo Último nivel de energía

Grupo AN° de electrones de “s” y “p” del últimonivel

Ejemplos :



5.2.2 Elementos de Transición :

Periodo Último nivel de energía

Grupo BN° de electrones del último subnivel“s” y del subnivel “d” incompleto

Ejemplos :

OBSERVACIONES :

1. Si el subnivel “d” está completo se considera sólo 1ó 2 electrones del último subnivel “s”

Ejemplo :

2. Si termina en d7 o d8 pertenecen al Grupo VIIIB

5.2.3 Elementos de Transición Interna:

Para este tipo de elementos se aplica la regla del“By Pass”, que consiste en pasar un electrón delsubnivel “f” al subnivel siguiente, es decir :

Ejemplo :

, de acuerdo a esta configuraciónelectrónica el lantano debe ubicarse en el grupo delos elementos de transición interna, pero siobservamos la T.P. el lantano se ubica en loselementos de transición. ¿Cómo lo ubicamos?

Simplemente empleamos la regla del “By Pass”

Ahora termina en el subnivel “d” por lo tanto es unelemento de transición.

6. Grupos o Familias :

6.1 Grupo de los Elementos Representativos :

GRUPO

ELECTRONESDE VALENCIA

FAMILIA

IA ns1 Alcalinos(excepto H)

IIA ns2 Alcalinos Térreos

IIIA ns2np1 Térreos o Boroides

IVA ns2np2 Carbonoides

VA ns2np3 Nitrogenoides

VIA ns2np4 Anfígenos oCalcógenos

VIIA ns2np5 Halógenos

VIIIA s2np6 Gases Nobles

6.2 Elementos de Transición :

GRUPOELECTRONESDE VALENCIA

FAMILIA

IB ns1 (n - 1)d10 Metales de Acuñación

IIB ns2 (n - 1)d10 Elementos Puente

IIIB ns2 (n - 1)d1 Familia deEscandio

IVB ns2 (n - 1)d2 Familia del Titanio

VB ns2 (n - 1)d3 Familia del Vanadio

VIB ns2 (n - 1)d4 Familia del Cromo

VIIB ns2 (n - 1)d5 Familia delManganeso

VIIIB ns2 (n - 1)d* MetalesFerromagnéticos

donde : * = 6; 7; 8



7. Tipos de Elementos :

7.1 Por su Estructura Atómica:

El ordenamiento de los elementos en la T.P. se haformulado en base a la carga nuclear y laconfiguración electrónica externa análoga. Estopermite, de acuerdo a la ocupación de los electronesen los orbitales, dividir los elementos en la T.P, en

bloques : “s”, “p”, “d” y “f”

CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS DE LAT.P.POR SU ESTRUCTURA ATÓMICA

7.2. Por sus Propiedades:

En base a las propiedades de los elementosestos pueden clasificarse en metales, nometales y semimetales.

G Metales :Constituyen aproximadamente el 80% de loselementos

Propiedades Físicas :

1. Son buenos conductores de la electricidad, laconductividad eléctrica disminuye al aumentar la temperatura.

El metal que mejor conduce la corrienteeléctrica es la plata, luego, el cobre, oro

Ag > Cu > Au

2. Tienen alta conductividad térmica3. Son maleables (se convierten en láminas

delgadas) y dúctiles (se puede convertir enhilos), al estado sólido

El oro es el más maleable y dúctil de losmetales ya que puede formar láminas de5,46.10-8 m y de 1 g se puede formar un hilohasta 3 km de longitud.

Au > Ag > Cu > Al4. Son cuerpos opacos, ya que impiden el paso

de la luz.5. Poseen brillo metálico, a excepción del cobre

(rojo) y oro (amarillo), el brillo metálico esdebido al movimiento de los electrones en lasuperficie del metal.

6. Presentan densidad variable.7. La temperatura de fusión y ebullición es

variable, generalmente alta.

Propiedades Químicas :1. Tienen 1 a 4 electrones en el nivel de energía

más externo, pero generalmente no más de 32. Forman con facilidad cationes3. Se oxidan (pierden electrones) por lo cual son

buenos agentes reductores4. Son electropositivos esto es que sus números

de oxidación son positivos5. Forman óxidos básicos e hidruros salinos

G No Metales

Son todos los elementos que carecen de lascaracterísticas de los elementos metálicos. Sonaproximadamente 22 elementos no metálicos

aparte del hidrógeno.

Propiedades Físicas :

1. Son malos conductores de la electricidad, aexcepción de la forma alotrópica del carbonollamado “GRAFITO”

2. Son buenos aislantes térmicos3. No poseen el brillo metálico (excepto el grafito)4. No son maleables ni dúctiles5. Algunos elementos no metálicos tienen el

fenómeno de la alotropía mediante el cualexisten dos o más formas del elemento en elmismo estado físico.

6. Poseen baja densidad

Propiedades Químicas

1. Tienen de 4 a 8 electrones en su último nivelde energía

2. Forman aniones con facilidad (los gasesnobles son estables químicamente)

3. Se reducen (ganan electrones), por lo cual sonbuenos agentes oxidantes

4. Son electronegativos, esto es que susnúmeros de oxidación son negativos

5. Forman óxidos ácidos

G Semimetales

También llamados metaloides, se encuentranubicados entre metales y no metales, tienenpropiedades intermedias de los metales y nometales a temperatura ambiente laconductividad eléctrica es baja pero al aumentar la temperatura la conductividad eléctricaaumenta, estos son : boro, silicio, germanio,arsénico, antimonio, teluro, polonio y astato;siendo el silicio y germanio los más utilizados enla fabricación de transistores.



CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS DE LA T.P.POR SUS PROPIEDADES

8. Estado Físico de los Elementos :

A condiciones ambientales (25 °C) tenemos 11elementos en estado gaseoso, 2 elementos enestado líquido, siendo los restantes sólidos.

ESTADONATURAL METAL

NOMETAL

GASNOBLE

GASEOSO ............... N2, O2, F2, Cl2,H2

Todos

LÍQUIDO Hg Br 2 ...............

SÓLIDO Restantes Restantes ...............

OBSERVACIÓN :

El Cs, Ga, Fr, tienen baja temperatura de fusión, por locual a temperaturas mayores de 30 °C se encuentran enestado líquido.

9. Abundancia de los Elementos en la Naturaleza

9.1 El elemento más abundante en el Universo esel hidrógeno

9.2 El elemento más abundante en la atmósfera esel nitrógeno

9.3 El elemento metálico más abundante de lacorteza terrestre es el aluminio

9.4 El elemento no metálico más abundante de lacorteza terrestre es el silicio

10. Propiedades Periódicas de los Elementos :

Las propiedades de los elementos estándeterminadas por sus configuraciones electrónicas,varían periódicamente en el número atómicocreciente. Estas entre otras son: los tamaños odimensiones atómicas (volumen, radio atómico, radioiónico), energía de ionización, electroafinidad,electronegatividad.

10.1 Electronegatividad (E.N.)

Es la capacidad del átomo para atraer electronesde enlace cuando realiza interacciones químicas.Para cuantificar la electronegatividad se haelaborado varias escalas, entre estas tenemos1. La de Milliken2. La de Pauling (la más conocida)3. La de Sanderson

4. La de Allred y Rochow

Variación en la Tabla Periódica :

OBSERVACIONES :

1. Los metales son los menos electronegativos,mientras que los no metales son los máselectronegativos

2. Los elementos de mayor electronegatividad son:el oxígeno (3,5) y el fluor (4,0)

3. Oficialmente el más electronegativo es el fluor 4. Los elementos de menor electronegatividad son

el cesio y francio, ambos tienen 0,7 ,se consideraal cesio ya que el francio es radioactivo.

10.2 Carácter no Metálico

Los no metales tienen la característica principalde ganar electrones :

Variación en la Tabla Periódica

10.3 Energía de Ionización (E.I.):Es la energía que se le debe suministrar a unátomo en fase gaseosa para arrancarle unelectrón de más alta energía.Si el átomo es neutro, se dice Primera Energíade Ionización

En general :



Ejemplo :

Un ion a su vez puede perder un segundo, tercer,etc electrones al agregar una cantidad adicionalde energía y se denomina segunda, tercera, etc,energías de ionización.

Ejemplo :


10.4 Afinidad Electrónica (A.E.)

También se le denomina electroafinidad, es laenergía absorbida o liberada por un átomo en fasegaseosa cuando acepta un electrón.

Si el átomo es neutro se denomina primera afinidadelectrónica, si es un ion se denomina segundaafinidad electrónica, tercera afinidad electrónica, etc.

Generalmente la primera afinidad electrónica esnegativa (exotérmica) y la segunda, tercera afinidadelectrónica es positiva (endotérmica)

En general :

En casos especiales :

Ejemplos :

1.

2.

3.


10.5 Carácter Metálico :

Los metales tienen como característica de perder con mucha facilidad los electrones del último nivel.


10.6 Radio Atómico (R.A.)

La distribución de los electrones en los átomos, estádeterminada por una función de “probabilidad”, deforma que, inclusive a grandes distancias del núcleo,puede haber una densidad electrónica apreciable. Demanera que no es posible determinar de modoriguroso el tamaño de un átomo, puesto que lalocalización de los electrones no es precisa y su

delimitación es arbitraria, además la distribuciónelectrónica puede verse sustancialmente modificadapor la presencia de átomos vecinos. Sin embargo,son empleados métodos como la difracción deelectrones, las técnicas de los rayos X y otrosmedios espectroscópicos, para determinar ladistancia entre átomos.

El radio atómico se mide por el parámetro deLennard - Jones (ó) , donde :



El radio del átomo, se toma entonces comola mitad del parámetro de Lennard - Jones (ó),o sea como mitad de la distancia internuclear entre dos átomos idénticos en fase gaseosa

enlazados. Si los átomos están en fase gaseosadeben tener valores de radio atómico mayoresque en fase sólida.


10.7 Radio Iónico (R.I.)Es medible a partir de las distancias entre losiones en un cristal que se mantienenaproximadamente constantes, se pueden hallar por difracción de rayos X.

Para un “catión”, el radio disminuye encomparación con su átomo neutro debido a queexiste mayor fuerza de atracción nuclear hacialos electrones.

Para un “anión”, el radio aumenta encomparación con el átomo neutro, como la carganuclear no varía, el átomo neutro al ganar electrones estos ejercerán una fuerza derepulsión con el consiguiente aumento delvolumen, por lo tanto aumenta el radio del anión.

En general :

Tendencia Periódica de los Radios Iónicos

1. Para los miembros de una serie isoelectrónica, elradio iónico disminuye con el aumento del númeroatómico.

2. En una familia de la T.P., los iones aumentan suradio conforme se desciende en la columna

3. Para cationes de un mismo elemento, el radio

disminuye con la carga del ion

4. Con los iones del mismo elemento, el radio aumentacon el aumento de la carga del ion:

5. Los iones de los metales de transición con igual

carga iónica presentan variación en los radios iónicoscon el aumento del número atómico.

10.8 Radio Covalente (R.C.)El radio covalente puede definirse como lamedida de la distancia internuclear entre dosátomos de un mismo elemento cuando estánunidos por un enlace covalente.El radio covalente es menor que el radio atómicoo radio metálico.


10.9 Volumen Atómico (Va) :Según Lothar Meyer, calculó los volúmenesatómicos dividiendo la masa atómica de unelemento entre su densidad tomando comocantidad de sustancia un mol de átomos

Unidades :

m.A :Masa atómica en gramosñ :Densidad en g.mL-1

No :6,023.1023 átomos





( ) , consti tuyen una triada de

Dobereiner.( ) Newlands clasifica a los elementos en orden

creciente a su masa atómica promedio.( ) Mendeleiev no logró la ubicación exacta del

hidrógeno.( ) Actualmente los elementos están clasificados

en función al número de protones.( ) Chancourtois: arreglo helicoidal donde los

elementos semejantes tendían a coincidir enuna columna al cual denominó “CaracolTelúrico”.

A) 5 B) 4 C) 3D) 2 E) 1

02. Indicar cuántas proposiciones son no correctas:( ) Los metales son buenos conductores del calor

y electricidad.( ) Los gases nobles son totalmente inertes.( ) Todo elemento no metálico posee un brillo

característico.( ) Los semimetales se ubican en la izquierda de la

T.P..( ) Todos los halógenos son gases a temperatura

ambiente.

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5


( ) El metal más pesado es el osmio y el metal más

ligero es el litio.( ) Los semimetales aumentan su conductividad

eléctrica al aumentar su temperatura.( ) Los metales al aumentar la tempertaura

disminuyen su conductividad eléctrica.( ) Los metales son reductores y los no metales

son oxidantes.( ) Los gases nobles están constituidos por

moléculas monoatómicas.

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5


( ) Los elementos anfóteros son principalmentemetales pesados.

( ) Orden de maleabilidad: Au > Ag > Cu

( ) Los no metales son los únicos que presentanalotropía.

( ) Los metales en la naturaleza se encuentranformando sales y óxidos y muy pocos seencuentran en estado nativo como el Cu, Au,

Ag, Pt.( ) El silicio y el germanio son semimetales

empleados en la fabricación de transistores.

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5


( ) Los metales tiene alto punto de fusióngeneralmente y los no metales bajo punto defusión.

( ) El arsénico es un metaloide.( ) Todos los metales son sólidos a temperatura

ambiente.( ) A condiciones ambientales hay 11 elementos

gaseosos.( ) A los elementos del grupo VIIIB se les

denomina elementos ferromagnéticos.

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5


( ) El Fe se oxida más rápido que el sodio( ) Los alcalinos no se encuentran libres en la

naturaleza( ) De los 12 metales activos que pertenecen a los

grupos IA y IIA, el menos activo es el berilio( ) Los no metales se presenta en estado sólido,

líquido y gaseoso a temperatura ambiental( ) El metal más maleable y dúctil es el oro.

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

07. Indicar cuántas proposiciones son no incorrectas:( ) Los átomos de 12J son más pequeños que el

56L( ) El Ca tiene mayor electronegatividad que el Mg( ) Los elementos de transición pertenecen a la

zona “d” mientras que los representativos a lazona “s” y “p”.

( ) Cada periodo comienza en un metal alcalino ytermina en un gas noble.

( ) Los metales de acuñación son: Au, Cu, Pb.

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

08. Indicar cuántas proposiciones son no incorrectas:( ) Calcógenos : Se - Te - Po( ) Boroides : Ga - In - Tl( ) Alcalinos : Li - Ce - Rb( ) Nitrogenoides : P - As - Sb( ) Halógenos : Br - Cl - Y( ) Anfóteros : Mn - Cr - B( ) Semimetales : Si - Ge - Al

A) 3 B) 4 C) 5D) 6 E) 7




( ) De acuerdo a como conducen la corrienteeléctrica, los elementos químicos se clasificancomo metales y no metales

( ) Hay más elementos no metálicos queelementos metálicos

( ) Los metales en el nivel de valencia poseen 1; 2;3 ó 4 electrones

( ) El hidrógeno es el elemento más liviano( ) El cloro es un gas diatómico.

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5


( ) El cuarto periodo empieza con el postasio ytermina con el xenón.

( ) El boro es un semimetal.( ) Los semimetales aumentan la conductividad de

la corriente eléctrica al aumentar la temperatura( ) El sexto periodo contiene 32 elementos.( ) El helio es el elemento de menor energía de

ionización.

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

11. De:

I. El 8J2- es un calcógeno

II. Para los siguientes elementos se cumple:11J : Es representativo y es paramagnético.15L : Pertenece al tercer periodo y grupo VA.17Q : Es un halógeno.

III. El 38J es un alcalinoes (son) no incorrecta(s):

A) Sólo I B) Sólo II C) I y IIID) II y III E) Sólo III

12. La carga nuclear del ion J2+ es +4,16.10-18 C.Determinar el periodo y su configuración electrónica.

A) 3; [Ar] 4s0 3d6 B) 3; [Ar] 4s2 3d8

C) 4; [Ar] 4s1 3d5 D) 4; [Ar] 4s2 3d4

E) 4; [Ar] 4s2 3d6

13. Un átomo “Q” tiene el mismo número de electronesque un catión de carga tres de otro átomo y a su vez

éste es isóbaro con el átomo 59J e isótono con .

Determinar a qué grupo de la T.P. pertenece “Q”.

A) IIA B) VB C) IIIBD) IIIA E) VA

14. El momento magnético de un catión de carga uno delátomo “J” es 6,92 ìB. Si la mayoría de sus orbitalesatómicos semillenos tienen energía relativa igual a6, determine la ubicación en el sistema periódicoactual de J3-.

A) Periodo : 6 B) Periodo : 5 C) Periodo : 5Grupo : IIIB Grupo : VIB Grupo : IVA

D) Periodo : 5 B) Periodo : 4Grupo : VIIIB Grupo : VIIB

15. Imagine un universo en que el número cuánticosecundario pudiera tomar los siguientes valores:

I = 0; 1; 2; 3; ............; ny se conserva el conjunto permitido para el númerocuántico magnético. Determinar el periodo y grupo alque pertenece un elemento cuyos átomos tienen una

carga nuclear de 34.

A) Periodo : 5 B) Periodo : 3 C) Periodo : 2Grupo : VIIIA Grupo : VIA Grupo : IIIA

D) Periodo : 3 B) Periodo : 5Grupo : VIIIA Grupo : IIIB

16. Las especies J3+ y L2- tienen el mismo número deelectrones. Determinar la ubicación de “L” en la T.P.actual, sabiendo que “J” se encuentra en el quintoperiodo y es un alcalino térreo.

A) Periodo : 5 B) Periodo : 4 C) Periodo : 5Grupo : IIIA Grupo : VA Grupo : VIIA

D) Periodo : 4 B) Periodo : 5

Grupo : IIA Grupo : VIIB

17. Determinar la ubicación que tendrá en el sistemaperiódico el siguiente elemento cuyos átomos serepresentan mediante:

A) Periodo : 9 B) Periodo : 7 C) Periodo : 8Grupo : IIA Grupo : VIIIB Grupo : VIIIB

D) Periodo : 8 B) Periodo : 9Grupo : IIIB Grupo : IIIB

18. ¿Cuál (es) de los gráficos indica de manera nocorrecta la tendencia general de las propiedades

periódicas si la dirección de la flecha indicaaumento?


19. Indicar cuántas proposiciones son no correctas:( ) Los metales del grupo IA cuando reaccionan

con el agua lo hacen lentamente( ) En cuanto al radio iónico:

8O2- > 11Na1+ > 12Mg2+

( ) En cuanto al potencial de ionización:Si4+ > Si2+

( ) En cuanto al radio iónico:9F

1- > 8O2- > 7N

3-

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 0



20. Con respecto a las propiedades periódicas, indicar cuántas proposiciones son no incorrectas:

( ) La electronegatividad aumenta de arriba haciaabajo en una familia.

( ) En un mismo periodo al aumentar laelectronegatividad también aumenta laelectroafinidad y el potencial de ionización.

( ) El carácter no metálico disminuye de abajo

hacia arriba en un grupo.( ) El radio atómico aumenta en un grupo de arriba

hacia abajo según aumenta la carga nuclear.( ) El radio iónico del Na es más pequeño que el

radio iónico del Li.

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

TAREA

01. Completar el siguiente párrafo:

“La propiedad fundamental de un átomo es la carganuclear, la estableció ................. en 1913. Esto lodemostró en sus experimentos con los rayos............”

A) Becquerel - “ã”B) Mendeleiev - “UV”C) Newlands - cósmicosD) Mos“X”E) Meyer - “IR”


( ) Ce : Alcalino( ) S : Anfígeno( ) As: Semimetal

( ) Mn : Anfótero( ) Cu : Acuñación( ) Al : Boroide( ) Br. Halógeno( ) P : Nitrogenoide

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

03. Se tiene 3 elementos “J”, “L” y “Q” cuyos átomostienen por carga nuclear: a-2; a; a+2respectivamente. Si “L” es un elemento no metálicolíquido a la temperatura de 25 °C, indicar a quéfamilia pertenece “J” y “Q”.

A) Calcógeno - halógenoB) Nitrogenoide - boroideC) Halógeno - anfígenoD) Nitrogenoide - alcalinoE) Alcalino - boroide

04. Indicar la suma de la carga nuclear mínima ymáxima del átomo de un elemento “J” que seencuentra ubicado en el quinto periodo de la T.P.actual, además tiene 6 electrones de valencia.

A) 91 B) 92 C) 93D) 94 E) 95

05. Según los valores de energía de ionización, ordenar de menor a mayor dificultad para formar cationesmonovalentes, a partir de sus respectivos átomosneutros.

Ar Mg Na P Cl

1521 738 497 1012 1251

A) Ar - Cl - P - Na - MgB) Na - Mg - P - Cl - Ar C) Ar - Cl - P - Mg - NaD) Cl - Ar - P - Mg - NaE) Na - Mg - P - Ar - Cl

06. Indicar cuántas proposiciones son correctas:

( ) Sólo los no metales presentan alotropía.

( ) La actividad no metálica aumenta al disminuir elnúmero atómico con el grupo.

( ) El elemento más abundante en el universo eshidrógeno bajo la forma de tritio.

( ) El elemento más abundante en el planeta Tierraes hierro.

( ) En el cuarto periodo existen elementos químicosen los 3 estados físicos: sólidos, líquido,gaseoso.

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5


( ) Los metales son los elementos más numerosos( ) A temperatura ambiente los elementos líquidos

son Hg y Br.( ) El oro es un elemento representativo.( ) El elemento más abundante en el aire es el

nitrógeno.( ) El primer elemento en la T.P. posee carga

nuclear igual a 1.

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5



08. Se tiene el siguiente conjunto de probables númeroscuánticos para el átomo “J”:

ø (3; 0; 0; +1/2)que corresponden al electrón energéticamentesuperior de un:

A) Alcalino B) Alcalino térreoC) Halógeno D) CarbonoideE) Nitrogenoide

09. De:

I. + e- + 204,5 kJ.mol-1

corresponde a la segunda afinidad electrónica.

II. K(g) + 100 kJ.mol-1 + e-

corresponde a la energía de ionizaciónIII. El proceso: Na(g) Na(g) + e-, se libera energíaes (son) no incorrecta(s):


10. Indicar cuántas proposiciones son no incorrectasrespecto a la variación de las propiedades periódicasen la T.P. actual.

( ) El radio atómico aumenta de izquierda aderecha.

( ) La electronegatividad aumenta de arriba haciaabajo.

( ) La energía de ionización disminuye de derecha

a izquierda.( ) El volumen atómico disminuye de arriba hacia

abajo.( ) La electroafinidad disminuye de abajo hacia

arriba.

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5



QUÍMICA NUCLEARCONCEPTOEs la parte de la química que centra su estudio en laestructura, composición y las energías involucradas enlos procesos de transformación que ocurre en los núcleosatómicos. El estudio de la química nuclear se inicia conel descubrimiento de la radioactividad.

RADIOACTIVIDADSe considera como el resultado del decaimiento, odesintegración de núcleos inestables; es decir, por laemisión de radiaciones (partículas y/o energía) a partir denúcleos inestables. Este proceso puede ser natural oartificial (inducido).

RADIOACTIVIDAD NATURALConsiste en la transmutación espontánea originada apartir de un núcleo atómico inestable. Este proceso fuedescubierto en forma accidental por el químico francésHenri Becquerel en el año 1896 al investigar lafluorescencia y fosforescencia de una sal que conteníaminerales de uranio como el sulfato de potasio y uranio,

K2(UO2)(SO4)2.2H2O.

Becquerel observó que dicho mineral podía oscurecer una placa fotográfica quedando dibujados en ella la formade sus cristales aunque ésta se cubra para protegerla dela luz; y concluyó que la radiación emitida por los cristalesera de un nuevo tipo, uno que no requería estimulaciónexterna.

Posteriormente, en 1898, Marie Sklodewska con suesposo el francés Pierre Curie continuaron los estudiossobre la radioactividad y en un corto tiempo descubrierondos nuevos elementos que son el polonio y el radio alanalizar la composición de un mineral denominadoPechblenda.

Ernest Rutherford, en 1899, comenzó a investigar lanaturaleza de las radiaciones emitidas por el uranio.Encontró dos tipos de radiaciones, a las cuales nombrócomo alfa y beta posteriormente denominando comosustancias radioactivas a aquellas que emiten estasradiaciones. En el año 1900, Paul Villard descubrió losrayos gamma, un tercer tipo de radiación que emiten las

sustancias radioactivas siendo similares a los rayos X.

ESQUEMA SIMBÓLICO:

Las principales características de las radiaciones emitidas en el proceso de desintegración se indican en la siguienteTabla:

RADIACIÓN DESCRIPCIÓN VELOCIDADPODER DE

PENETRACIÓNPROPIEDADESGENERALES

Partícula á

Está constituida por 2 protones y 2neutrones y es similar al núcleo de

helio.

20 000 km.s-1 Hoja de papel0,1 mm de Al

* Ionizan al medio gaseoso que las rodea.* Impresionan a las placas fotográficas.

Partícula â

Es un electrón originado en el núcleopor la desintegración de un neutrón:

1n 1p+ + 1e- +270 000 km.s-1

5mm de Al1mm de Pb

* Originan la fluorescencia y fosforescenciade los cuerpos sometidos a ellas.

* Producen efectos mecánicos, caloríficosy químicos.

Rayos gamma

Onda electromagnética muy energéticaconstituida por fotones, tienen un altopoder de penetración.Masa en reposo = 0

300 000 km.s-1

(Velocidad de la luz)

1 m de hormigónarmado

30 cm de Fe5 cm de Pb

* Están acompañados por una granantidad de energía.

* Las sustancias que las emiten setransforman en otras.



EFECTO DE UN CAMPO MAGNÉTICO

OBSERVACIONES:

1° Las partículas â, más livianas, se desvíanconsiderablemente más que las partículas alfa.

Las partículas á y â se desvían en direccionesopuestas debido a sus cargas.El campo magnético no afecta la trayectoria de losrayos gamma.

2° Poder de Ionización:Consiste en la capacidad que tienen las radiacionespara arrancar los electrones de las sustancias conlas cuales colisionan y se debe tener en cuenta elsiguiente orden para las siguientes radiaciones.

á > â > ã

NOTACIÓN DE LAS PARTÍCULAS

a: Número de masa (p+ y n)b: Carga relativa (+; 0; -)

CUADROS DE LAS PRINCIPALES PARTÍCULAS

Partícula Carga Masa Notación

Alfa 2 4

Beta -1 0

Positrón 1 0

Electrón -1 0

Protón 1 1

Neutrón 0 1

Deuterón 1 2

Tritón 1 3

No corpusculares

Gamma 0 0

Neutrino 0 0

Antineutrino

0 0

ESTABILIDAD NUCLEAR

Es una característica que manifiestan algunos núcleosatómicos la cual se origina a partir de la relación queexiste entre las fuerzas presentes en el núcleo como sonlas fuerzas de repulsión electrostática y las de cohesiónnuclear.Esta relación entre las fuerzas en el núcleo esdependiente de la cantidad de neutrones y protones queexistan en el núcleo, tal es así que para núcleos atómicosligeros, la cantidad de neutrones y protones son muycercanos a la igualdad, mientras que a medida que sevaya incrementando el número atómico la cantidad deneutrones excede a la cantidad de protones para poder contrarrestar la repulsión electrostática entre ellos

mediante sus fuerzas nucleares atractivas.

CARACTERÍSTICAS

1. Los núcleos que contienen como número deprotones o neutrones a 2; 8; 20; 28; 50; 82; 126 alos que se les denomina números mágicos tiendena presentar mayor estabilidad.

2. Existen aproximadamente 284 núcleos estables,donde generalmente son más estables aquellos quetienen una cantidad par de protones y neutrones.



Distribución de núcleos estables:

Z PAR PAR IMPAR IMPAR

N PAR IMPAR PAR IMPAR

NúcleosEstables

166 57 53 8 284

TOTAL

3. Realizando un gráfico de N vs Z, se logra observar una región denominada como banda de estabilidaddonde se ubican a los 284 núcleos estables,observando que los núcleos con más de 83protones son todos inestables (radioactivos)

RADIOACTIVIDAD ARTIFICIAL

Se denomina también como radiactividad inducida y sonprocesos de desintegración nuclear provocados por unbombardeo con ciertas partículas sobre los núcleosatómicos generalmente estables. Estos procesos seconsiguen con los llamados aceleradores de partículas,con los cuales se abrió grandes posibilidades paraproducir reacciones nucleares artificiales.Las reacciones nucleares se representan mediante lasecuaciones nucleares cuyo esquema se indican acontinuación :

ó

“Esquema simplificado”

Donde:J: Núcleo “blanco” o de origen

X: Partícula proyectilL: Núcleo resultanteY: Partícula o radiación emitida

Ejemplo:

Descubrimiento del protón en 1919 por Rutherford

En el año 1934 los científicos y esposos franceses,Frederic Joliot e Irene Curie de Joliot, hija de los espososCurie, realizaron en París la primera transmutaciónartificial que diera origen a un núcleo radioactivo.Efectuaron la reacción nuclear bombardeando núcleos dealuminio con partículas alfa, logrando obtener el isótopoP - 30.

donde este isótopo era radioactivo, desintegrándose, enmuy corto tiempo con la emisión de un positrón, según:

Leyes del decaimiento o desintegración natural. Paraestos procesos se debe tener en cuenta la siguienterepresentación:

donde:

J: Núcleo inicial o de origen (padre)L: Núcleo resultante o descendiente (hijo)X: Radiación emitida (partícula o energía)

Se cumple:

1. Conservación del número de masa:

De lo anterior:

2. Conservación de la carga:

De lo anterior:

Z1 = Z2 + b

TIPOS DE DECAIMIENTO Y LEYES DE SODDY -FAJANS

A. Decaimiento Alfa:

Se manifiesta en aquellos núcleos pesados dondesus cargas nucleares son mayores o igual a 84 (Z 84) y su número de masa mayor a 200 (A > 200)



originando un núcleo disminuido en dos protones ydos neutrones por lo tanto el número de masa seencuentra disminuido en 4 unidades.

OBSERVACIONES:

1. “L” se ubica dos posiciones antes en la T.P.A.respecto a “J”.

2. Las partículas alfa tienen corto recorrido entre 2a 5 m en el aire.

B. Decaimiento Beta:

Se manifiesta en aquellos núcleos que presentanexceso en su cantidad de neutrones, donde unneutrón se desintegra en un protón junto al electróny un antineutrino, dando origen a un núcleo quepresenta su número atómico incrementado en unopero disminuido en uno su cantidad de neutrones,

por lo tanto esta emisión de partículas â originanúcleos isóbaros son los núcleos padres.

+

OBSERVACIONES:

1. “L” se ubica una posición delante en la T.P.A.respecto a “J”.

2. Desintegración del neutrón:

C. Decaimiento Positrónico (â+)

También se denomina decaimiento beta positivodebido a que el positrón es la antipartícula delelectrón. Este proceso se manifiesta en núcleos quepresentan exceso de protones, donde el protón sedesintegra formando un neutrón junto con el positróny un neutrino, dando origen a núcleos atómicos conun protón menos pero incrementados en un neutrón;

es decir la emisión de las partículas â+

originanúcleos isóbaros con los núcleos padres.

+

OBSERVACIONES:

1. “L” se ubica una posición antes en la T.P.A.respecto a “J”.

2. Desintegración del protón:

D. Captura Electrónica

Este proceso consiste en la atracción por parte deun núcleo atómico inestable hacia un electrón de sunube electrónica generalmente el electrón 1 s(captura electrónica K), aunque algunos casos estoocurre a partir de la capa energética “L”.

Características

a. Este proceso origina núcleos similares a los de undecaimiento positrónico.

b. En este proceso se emite energía en forma de rayosX, aunque también se liberan neutrinos yradiaciones gamma.

o

E. Decaimiento Gamma

Este proceso se caracteriza por ser notransmutativo debido a que sólo consiste en laemisión de energía obteniéndose el mismo núcleopero con mayor estabilidad.

; Núcleo más estable+

OBSERVACIÓN:

Las emisiones alfa y beta suelen ir asociadas con laemisión gamma con la cual los núcleos adquierenmayor estabilidad.

INVESTIGA:

1. Explica por qué si un núcleo emite una partícula

beta se transforma en un núcleo de mayor númeroatómico que el que tenía originalmente.

2. Dos alumnos discuten sobre las radiacionesnucleares. El alumno A opina que la desintegracióndel radio no es perjudicial, porque emite partículasalfa. El alumno B opina que es perjudicial, porquese emiten radiaciones gamma. ¿Cuál de ellos tienerazón?

3. En algunos países se han construido refugiosnucleares para protegerse de un ataque nuclear.



¿De qué materiales estarán construidos estosrefugios? Argumenta tu respuesta.

PROCESOS NUCLEARES

Son considerados como procedimientos prácticos para laobtención de una gran cantidad de energía y estos sonlos procesos de fisión nuclear y fusión nuclear los cuales

se detallan a continuación.

FISIÓN NUCLEAR

La fisión o escisión de un núcleo atómico, es un procesoque consiste en el fraccionamiento de un núcleo pesadogenerando dos núcleos ligeros con la emisión de dos otres neutrones, radiación y liberación de gran cantidad deenergía (aproximadamente de 200 MeV/núcleo) que setransforma finalmente en calor.

Este proceso es provocado por el impacto de estosnúcleos con neutrones lentos de baja energía.El proceso de fisión nuclear fue descubierto en el año1938 por los científicos Otto Hahn y Fritz Strassmanncuando bombardeaban isótopos de U - 235 conneutrones originando productos inesperados como losisótopos de Ba-141 y Ke - 92 así como neutrones, comose observa en el siguiente esquema.

Características

1. En estos procesos de fisión nuclear en condicionescontroladas se basa el funcionamiento de losreactores nucleares.

2. Se generan grandes cantidades de energía comoresultado de la conversión de una pequeña cantidadde materia, en energía.

3. La mayor parte de los núcleos producidos sonradioactivos, y se continúan desintegrando hastaque terminan en núcleos estables.

4. Se originan 2 ó 3 neutrones por cada núcleo

fisionado los cuales pueden colisionar con otrosnúcleos originando la reacción en cadena.



En las siguientes ecuaciones se muestran otras de lasmuchas maneras posibles en las que se puede fisionar el

+

+ + 3 ó + Energía

+ + + 2 ó + Energía

OBSERVACIONES:

1. Se debe tener en cuenta que en los reactoresnucleares se llevan a cabo las reacciones encadena las cuales se logran controlar por medio demoderadores o reguladores; como son el grafito,agua pesada, óxido de berilio, etc, que reducen lavelocidad de los neutrones, para que se produzcanlos procesos de fisión o absorben los neutronespara terminar la reacción y de esta forma se

obtienen grandes cantidades de energía que seutilizan para bienes pacíficos.

2. Las reacciones de fisión no controladas se usanpara la producción de las bombas atómicas lascuales tienen fines bélicos matando por el calor generado y las radiaciones esparcidas que tienenefectos devastadores.

3. A la cantidad mínima de una sustancia necesariapara experimentar una reacción autosostenida encadena se le llama masa crítica.

4. El 16 de julio de 1945 estalló por primera vez unabomba atómica en el desierto del Álamo Gordo enNuevo México y un mes después el mundo observócon horror la destrucción de Hiroshima y Nagasaki,dando casi inmediatamente finalizada la Segunda

Guerra Mundial.

5. La bomba atómica en Hiroshima (6 de agosto de1945) tuvo como material fisionable al U-235,mientras que tres días después en Nagasaki tuvocomo material fisionable al Pu - 239.

FUSIÓN NUCLEAR

Conocida también como proceso termonuclear el cualconsiste en la unión de núcleos ligeros para producir otros núcleos más pesados liberándose gran cantidad deenergía. Los elementos más apropiados para ser utilizados en procesos de fusión nuclear son livianos,

entre ellos los núcleos de los isótopos del hidrógeno.

Estas reacciones ocurren en forma constante yespontáneamente en el Sol, las estrellas y en el estadoplasmático donde existe una temperatura promedio de2.108 K para poder vencer la repulsión entre los núcleosa fusionarse.

Ejemplo:



Características:

1. Se denomina como procesos “limpios”, debido a quemuy pocos de sus productos son radiactivos y decorta vida media siendo por esta causa muyfavorables desde el punto de vista ecológico.

2. Se obtiene una cantidad de energía mucho mayor que la obtenida en procesos de fisión nuclear.

3. Se produce con material fusionable muy fácil deobtener como son los isótopos de hidrógeno, que seencuentran en el agua.

Una aplicación de la fusión nuclear es la producción de la“bomba de hidrógeno” (bomba H), la cual se caracterizapor ser sus posibles reacciones.

Esta bomba termonuclear consiste en dos pasos para suproceso donde el primero es la utilización de una bombaatómica de la cual deriva la temperatura necesaria paraconcluir el proceso con las fusiones indicadasanteriormente.

OBSERVACIONES:

1. Estos procesos serían favorables para la obtenciónde energía tanto es así que teniendo en cuenta queel deuterio se encuentra en el agua de mar, en unaconcentración de 34 g por cada kilogramo, la fusiónde todo el deuterio contenido en un litro de aguaproduciría una energía equivalente a la obtenida en

la combustión de 300 litros de gasolina.2. EL PEOR ACCIDENTE: En abril de 1986 se produjo

el peor accidente en la historia de la energíanuclear, en la unidad 4 de la central de Chernobil.Para evitar la salida de radicación al exterior, seconstruyó, en seis meses, un sarcófago que cubríael reactor deteriorado. En diciembre del 2000,Ucrania cerró la unidad 3 de Chernobil, la última queestuvo funcionando. Pero su desmantelamientorecién comienza; los expertos afirman que laextracción total del combustible reactivo culminará

en el 2003, mientras que el mantenimiento y larehabilitación de la zona podrían demorar entre 30y 100 años.

APLICACIONES DE LOS RADIOISÓTOPOS

En la medicina:

# Na-24: Se emplea para análisis de problemascirculatorios.

# Tc-99: Sirve para obtener imágenes de los órganos,mediante la técnica de la gammagrafía.

# I-(3): Combate afecciones a la glándula tiroides(hipertiroidismo)

# Co-60 y Cs - 137: destruyen tumores cancerígenos.

# Rb-86: Funcionamiento renal.

# Zn-65: Diagnóstico del cáncer a la próstata.

En la industria:

# Po - 210: Como fuente de irradiación en alarmascontra el fuego.

# Am - 241: Detección de yacimientos de petróleo.

# Br-82: Medida de flujo y detección de fugas en líneade tuberías.

En la agricultura:

# Fe - 59; Ca-45: Para la nutrición de plantas yanimales y sus tierras.

# P-32: Para conservar mayor tiempo los vegetales.

En la química:

# S - 35; Br - 82: en estudios de estructuras químicas.

# Cr - 51; Cl - 36: para estudios de mecanismos dereacción y su cinética.

En arqueología:

# C-14: Antigüedad de restos fósiles hasta con 50 000años de antigüedad.

# K-40; U - 238: Antigüedad de rocas con miles deaños.

Vida Media (t1/2)

También denominado tiempo o periodo de semidesintegración y corresponde al tiempo que transcurrepara la desintegración de la mitad (50%) de la masa olos núcleos de una muestra radiactiva.



Ejemplo:

Se observa que : t = nt1/2 n =

Además, la masa final (mf ) del material radiactivo será:

mf = = 2n

Tomando logaritmos, se tendrá:

Log = Log2n

Log2 = 0,3Donde:

mo: Cantidad inicial en masa o núcleos radiactivos.mf : Cantidad final en masa o núcleos que quedanluego de la desintegraciónt: tiempo transcurridot1/2: tiempo de vida media

VIDA MEDIA DE ALGUNOS ISÓTOPOS RADIACTIVOS

ISÓTOPO PERIODO

Hidrógeno 3Carbono 14Sodio 22Fósforo 32Potasio 40Cobalto 60Yodo 125Radio 223Radio 226Uranio 235

Plutonio 241

12,5 años5,7.103 años6,6.102 días9,9 días1,3.109 años5,7 años58 días7,8 días1,6.103 años2,5.109 años

1,7.109 años

OBSERVACIÓN:

Otras aplicaciones de la Energía Nuclear :

1. Muchas enfermedades tumorales pueden ser tratadas mediante radioterapia, que consiste enbombardear los órganos afectados con rayosgamma producidos por una bomba de cobalto.

2. Los rayos gamma se utilizan también para esterilizar el instrumental o material quirúrgico

3. La vida media es independiente de la cantidad denúcleos del material radiactivo.

INVESTIGA:1. Explica por qué se utiliza el carbono 14 para datar

restos arqueológicos de varios miles de años de

antigüedad. ¿Por qué no se usa el radio 223 o elfósforo 32?

2. Un científico descubrió que los restos de un vegetalprimitivo tienen 50% del carbono 14 que hubieratenido el ser vivo en esa época. ¿Hace cuántotiempo vivió el vegetal?

LA ENERGÍA NUCLEAR EN EL PERÚ El Perú no tiene centrales nucleares que cuenten conreactores capaces de generar electricidad. El únicoreactor existente es el que está instalado en el centronuclear “Óscar Miró Quesada, RACSO” (Huarangal) y esutilizado con fines de investigación. Su potencia llega a10 megavatios y los radioisótopos que produce sonusados principalmente en diagnósticos y tratamientosmédicos y, en menor medida, en la industria y laagricultura.

La planta de irradiación multiuso, ubicada en Santa Anita(Lima), brinda servicios de descontaminación microbianade alimentos y de esterilización de productos médicos.Existe, además, otro reactor de “potencia cero” que esempleado sólo con fines educativos y de investigación.En cuanto a los desechos radiactivos, éstos sealmacenan y luego se eliminan en la Planta de Gestión deResiduos Radiactivos del Centro RACSO. El InstitutoPeruano de Energía Nuclear (IPEN), organismodescentralizado del Ministerio de Energía y Minas, es laentidad encargada de supervisar, promover y desarrollar todas las actividades relacionadas a la energía nuclear.

EL PROBLEMAEl mayor problema de la energía nuclear consiste en losresiduos que genera. Se pueden clasificar según suestado físico (sólidos, líquidos o gaseosos), su formaquímica, el tipo de radiación emitida (alfa, beta o gamma)o su nivel de radiactividad (baja, media o alta).Generalmente, los residuos de baja y media actividadcontienen sólo productos de fisión y de activaciónneutrónica, por lo que su radiactividad decae en unosdecenios. Se almacenan en instalaciones debidamenteautorizadas.

Pero el principal problema surge al almacenar oreprocesar los residuos de alta actividad, que tardanentre 800 y 5 000 años en perder su radiactividad. Estosresiduos deben ser previamente enfriados durante añosantes de ser almacenados de forma definitiva.




01. Determinar cuántas proposiciones son noincorrectas:

( ) Henry Becquerel en 1896 descubre laradioactividad natural que es el procesomediante el cuál una sustancia se desintegraespontáneamente.

( ) El proceso radioact ivo se genera por inestabilidad del núcleo.

( ) El núcleo atómico es más estable cuandopresenta número par de protones y neutrones,aun en el caso de que sean iguales.

( ) Un aumento o disminución de neutronesinestabiliza el núcleo, más aún si el número deneutrones es impar.

( ) Para átomos con números atómicos entre 20 y83, los núcleos más estables son aquellos quetienen más neutrones que protones.

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5


( ) Las radiaciones “ã” son más penetrantes yenergéticas.

( ) Las partículas “â” son flujo de electrones queprovienen de la zona extranuclear de un átomoradioactivo.

( ) La radioactividad natural fue descubierta por Becquerel estudiando la Pechblenda.

( ) La radioactividad artificial fue descubierta por Irene Joliot Curie mediante el siguiente proceso:

( ) Existen aproximadamente unos 284 núcleosestables.

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

03. De las proposiciones sobre las emisiones á, â, ã,indicar cuántas proposiciones son no incorrectas:( ) Poder de penetración : ã < â < á( ) Velocidad : á < â < ã( ) Relación de masas : á > â > ã( ) Poder de ionización : ã < â < á( ) Las part ículas á, â son de naturaleza

corpuscular mientras que las radiaciones “ã”son de naturaleza ondulatoria

A) 1 B) 2 C) 3

D) 4 E) 504. Indicar cuántas proposiciones son no incorrectas:

( ) Los núclidos inestables son aquellos donde lacarga nuclear es mayor o igual a 84

( ) Los núclidos con Z > 84 emiten partículas alfa.( ) Los núclidos con exceso de protones emiten

positrones.( ) Los núclidos con exceso de neutrones emiten

partículas beta.( ) Los radioisótopos pueden ser naturales y

artificiales.

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5


( ) Las partículas “á” son núcleos de .

( ) Las partículas “â” son electrones producidosdentro de los núcleos.

( ) Los rayos “ã” no se componen de partículas ytienen masa de reposo cero.

( ) Las partículas “á” y “â” son desviadas de sutrayectoria por campos eléctricos y magnéticos

( ) Los rayos “ã” son desviados solo por camposmagnéticos.

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

06. Indicar cuántas de las siguientes proposiciones sonno incorrectas:

( ) Las radiaciones gamma son radiacioneselectromagnéticas.

( ) En la radioactividad artificial se lleva a cabocuando un elemento estable se convierte enradioactivo al bombardearlo con partículaselementales aceleradas.

( ) Las partículas “á” tienen una velocidadaproximada de 20 000 km.s-1.

( ) Los elementos transuránicos son obtenidosartificialmente por medio de reaccionesnucleares.

( ) Valor absoluto de sus cargas reales: á > â > ã

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

07. Del gráfico:

¿cuántas proposiciones son correctas?( ) “J” no son los rayos “x”( ) “Q” son las partículas “á” y son de carga

negativa.( ) “L” son de carga positiva y son las partículas “â”( ) “J” son las partículas “â”, que son electrones( ) “J” tiene similitud con los rayos “X”

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5



08. En la captura electrónica, señale cuántas son nocorrectas:

( ) Es un proceso exclusivamente nuclear.( ) Produce un descendiente isóbaro con el inicial( ) Genera la misma variación en la carga nuclear

y el número de masa del núcleo “padre”, que laemisión â.

( ) Provoca la conversión de un protón nuclear en

un neutrón.( ) Generalmente se libera luz visible e infrarroja.

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

09. Indicar cuántas proposiciones son no incorrectas:( ) Los núcleos con número impar de protones son

más inestables.( ) La radioactividad natural es la espontánea

emisión de partículas y/o radiación.( ) Si un núcleo inestable emite partículas alfa, su

carga nuclear no se altera.( ) Las partículas “á” pueden ser detenidas por

láminas de papel.

( ) En el aire las partículas “á” ionizan una cantidadde éste transformándose en Helio.

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

10. Del siguiente gráfico indicar cuántas proposicionesson no incorrectas:

( ) “J” es un núclido estable( ) “L” puede estabilizarse por captura “K” para

llegar a “L1”.( ) “Q” puede estabilizarse por emisiones “â” y

llegar a “Q1”.( ) “R” puede estabilizarse por emisiones “á”.( ) “T” es igual a 83.( ) E n l a r e g i ó n s o m b re a d a e x i s t e n

aproximadamente unos 284 núcleos estables.

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

11. De los siguientes procesos de desintegraciónradiactiva, señale cuál no permite obtener un núcleodescendiente isóbaro con el núcleo inicial:I. Desintegración “â-”II. Desintegración “â+”III. Captura “K”IV. Desintegración “á”V. Captura “L”


12. En el siguiente proceso:

determine el número de nucleones neutros delnúcleo final.

A) 143 B) 140 C) 142D) 144 E) 146

13. Una posible modalidad de la fisión de U-235 inducidapor neutrones es:

Determinar el número de neutrones y electrones delos productos respectivamente.

A) 4 y 3 B) 1 y 7 C) 2 y 7D) 5 y 3 E) 2 y 6

14. Indique el número de partículas “á”, “â” y “â+”

emitidos en la desintegración total del para

transformarse en , si la emisión positrónica es

la mitad de la electrónica.

A) 4; 6; 3 B) 6; 6; 3 C) 4; 4; 2

D) 8; 4; 2 E) 5; 10; 515. Si los núclidos “J” y “L” se estabilizan mediante un

sólo tipo de emisión cada uno y llegan a . El

área del triángulo es 50 u2 y . Se pidedeterminar la suma de los números de neutrones de“J” y “L”

A) 197 B) 201 C) 247D) 265 E) 275



16. El radio isótopo J-113 experimenta el siguienteproceso nuclear:

con un tiempo de vida media de 119 días. Siinicialmente se tiene 120 núcleos de J-113, ¿cuántosprotones tienen los átomos padres que no se

desintegran y los descendientes obtenidos al cabo de357 días?

A) 4 876 B) 5 126 C) 4 125D) 3 125 E) 5 895


( ) Sólo la reacción de fusión es termonuclear.( ) En fisión se libera mayor energía que en la

fusión.( ) Desde el punto de vista de contaminación

ambiental, la reacción de fusión tiene másventajas que la de fisión.

( ) Una alternativa para llevar a cabo la fusión es la“botella magnética”.( ) La fisión nuclear inducida es una reacción en

cadena, mientras que la fusión nuclear es unareacción termonuclear.

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

18. Se tiene 1 kg de cada una de las siguientes especies

y . Luego de 600 días transcurridos, ¿cuál es

la relación de las masas finales que quedan de y

respectivamente, sabiendo que el tiempo de

vida media de J - 210 es 50 días y de L - 7 es 60

años respectivamente?

A) 2; 1 B) 3; 2 C) 1; 4D) 4; 1 E) 2; 3

19. Indicar cuántas proposiciones son no correctasrespecto a las aplicaciones de radioisótopos:

( ) En la agricultura se emplea para controlar plagas y conservación de frutos, semillas, etcpor periodos largos.

( ) En medicina se emplea en radioterapia ygammagrafía.

( ) El C-14 se emplea para determinar antigüedadesde más de 50 000 años.

( ) En química, se emplea como trazadores oseñaladores.

( ) En la industria se emplea para detectar fugas através de tubería de ciertos fluidos y paradetectar fallas internas en materiales defabricación.

A) 1 B) 2 C) 3

D) 4 E) 5


( ) La fisión nuclear es una reacción termonuclear ( ) La bomba atómica se fundamenta en la fisión

nuclear ( ) El positrón se aniquila con un electrón si ambos

colisionan( ) La masa crítica es la requerida para provocar la

reacción en cadena( ) El tiempo de vida media e independiente de la

cantidad de sustancias radiactiva

A) 1 B) 2 C) 3

D) 4 E) 5

TAREA

01. Indicar cuántas proposiciones son correctas:( ) Los rayos “ã” y “x” son radiaciones

electromagnéticas tienen la misma forma deorigen.

( ) Las partículas “á” tienen menor grado dedesviación sólo por su menor velocidadrespecto a “â” al exponerse a un campomagnético.

( ) La radioactividad es la trasmutación espontáneadel isótopo estable e inestable.

( ) Las partículas “â” son atraídas por la placapositiva del campo eléctrico

( ) Si emite una partícula beta se forma un catión.

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

02. Indicar cuántas proposiciones son no correctas:( ) En la bomba atómica se emplea como núcleos

fisionables el U-238 y el Pu-239.( ) En una emisión “á” siempre hay liberación de

radiaciones “ã”.

( ) Las partículas “â” son un flujo de electrones queprovienen de la zona extranuclear de un átomoradiactivo.

( ) Los residuos de fisión nuclear causan efectosnocivos instantáneos.

( ) La bomba neutrónica es más destructiva que labomba atómica.

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

03. Indicar cuántas proposiciones son no incorrectas:( ) Con el aumento de la cantidad de protones se

requiere un exceso cada vez más grande deneutrones para disminuir las fuerzas derepulsión en el núcleo.

( ) El núcleo más estable y grande es el

( ) La radiación “ã” acompaña frecuentemente atodos los otros tipos de desintegraciónradiactiva.

( ) La emisión de â+ origina la conversión de un



protón nuclear en un neutrón nuclear.( ) En la emisión de un â+ se observa un espectro

de las energías â+, similar al observado por la

emisión “â” y se postula la producciónsimultánea de antineutrinos.

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

04. Señale las relaciones no incorrectas:

I. C - 14 : Edad de fósilesII. U - 235 : Fisión nuclear III. I - 131 : TiroidesIV. Co - 60 : Tumores cancerígenosV. Na - 23 : Sistema circulatorio

A) Sólo II B) Sólo IV C) II, IV y VD) I, III y IV E) Todas

05. Se sabe que el isótopo ytrio-90, tiene un periodo desemidesintegración de 64 horas. Determinar eltiempo que transcurrirá para que de una masa inicialúnicamente quede un 16,67%

A) 128 horas B) 166 horas C) 192 horasD) 94 horas E) 107 horas

06. Calcular el valor de “E”, si:

A) 4 B) 6 C) 8D) 17 E) 10

07. Respecto a las partículas: “á”, “â” y “ã”, indicar cuántas proposiciones son no incorrectas:

( ) Relación de masas á > â > ã( ) Poder ionizante á > â > ã( ) Orden de penetración á < â < ã( ) Relación de velocidades á > â > ã

( ) Las partículas á son positivas

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

08. El núcleo U - 238, luego de sucesivas emisiones departículas á yâ se convierte en Pb - 206. Determinar el número de partículas á y el número de partículasâ para que ocurra dicha transformación.

A) 7 y 5 B) 8 y 6 C) 15 y 8D) 5 y 2 E) 13 y 12

09. De las siguientes afirmaciones:

I. Los radioisótopos se emplean en agricultura, enfechado, como trazadores, etc.

II. La fusión nuclear genera mayor energía que lafisión por ello es la forma más usada en lospaíses para obtener energía.

III. La fisión nuclear es tecnológicamente másfavorable que la fusión nuclear.

es(son) no incorrecta(s):

A) Sólo I B) Sólo II C) I y IID) I y III E) I, II y III

10. Indicar cuántas proposiciones son no incorrectas:( ) La emisión de partículas “á” ocurre en núcleos

pesados de Z > 84.( ) La emisión de partículas “â” ocurre en núcleos

con exceso de neutrones.( ) La emisión de partículas “â” ocurre en núcleos

con exceso de protones.( ) Si un núcleo inestable que se encuentra debajo

de la banda de estabilidad con Z > 84, entoncesemite radiación “â+”.

( ) Si un núcleo inestable que se encuentra por debajo de la banda de estabilidad con Z < 84,

entonces emite radiación electrónica.

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5



ENLACE QUÍMICOEl enlace químico son las fuerzas que mantienen unidosa los átomos para formar moléculas o a los ionesformando sólidos iónicos o los arreglos metálicos.

PROPIEDADES

1. Son fuerzas de naturaleza electromagnética.2. Intervienen los electrones más externos o de

valencia.3. La electronegatividad influye en el comportamiento

de los átomos.4. Los átomos conservan su identidad porque la

estructura de sus núcleos no se alteran.5. Los átomos adquieren un estado energético más

estable, debido a que disminuye su energíapotencial.

6. Se generan cambios térmicos.

FACTORES QUE INFLUYEN EN EL ENLACE QUÍMICO

1. ELECTRONES DE VALENCIA

Son los electrones que se encuentran ubicados en elúltimo nivel de energía, estos electrones son los queparticipan en los enlaces químicos.

Ejemplo :

DIAGRAMA DE LEWIS :

Consiste en abreviar la configuración electrónica delos elementos representativos, graficando alrededorde su símbolo químico los electrones del últimonivel o de valencia, mediante puntos o aspas

Representación esquemática :

Ejemplos :

Notación Lewis para los elementos representativos :

Grupo IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA

Notación

2. REGLA DEL OCTETOEs un criterio genérico que establece que los átomosadquieren estabilidad química al completar ochoelectrones en su nivel más externo (configuraciónelectrónica semejante a la de un gas noble). Sepresenta en la mayoría de los elementosrepresentativos enlazados.Los átomos pueden completar el octeto formandoenlaces químicos, mediante los siguientesmecanismos :

2.1 Transferencia de electrones:

Ocurre en la formación del enlace iónico, los metalesmás activos (IA; IIA) ceden electrones a los nometales (principalmente VIIA y oxígeno). Se formaniones de cargas opuestas que se atraenelectrostáticamente.

Ejemplo : NaCl

2.2 Compartición de electrones:

Se produce en la formación del enlace covalente,generalmente los átomos de elementos no metálicoscomparten sus electrones del último nivel de energía.

Ejemplo : SCl2



En el enlace :

EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO

1. Octeto incompleto.- Se presenta cuandoalgunos elementos de los grupos IIA (Be) y IIIA(B, AI) forman enlace sin completar ochoelectrones externos. También se incluye alhidrógeno.

Ejemplo 01 :

Ejemplo 02 :

Ejemplo 03 :

2. Octeto expandido .- Se produce en átomos quecontienen más de ocho electrones externos alconstituir el enlace

Ejemplo : PCl5

CLASIFICACIÓN DE LOS ENLACES QUÍMICOSPara su mayor comprensión es útil clasificar a losenlaces según su naturaleza o mecanismo deformación entre los átomos. Según:

ENLACES INTERATÓMICOS

1. ENLACE METÁLICO

Como sabemos a excepción del mercurio (Hg) encondiciones ambientales los metales son sólidos

cristalinos de gran conductividad eléctrica, granconductividad térmica, poseen brillo, son dúctiles ymaleables y forman aleaciones con otros metales.Todas estas propiedades pueden explicarsemediante el enlace metálico.

Así por ejemplo, en la estructura cristalina del sodiocada átomo de sodio está ionizado según :

Cada átomo de sodio forma un catión dejando un

electrón libre deslocalizado en todo el cristal(obsérvese que cada átomo de sodio está rodeadopor 8 átomos de sodio). Debido a qué respecto alátomo no existe especie estática, los electrones devalencia libres saltan de un átomo a otro creando asíuna nube de electrones deslocalizados “Mar deelectrones” dándose así el enlace metálico entreiones y electrones. Según :

“El Enlace Metálico es lafuerza de atracción coulómbicaproducida por los cationes deun metal y el mar de electronesde valencia deslocalizados a lolargo del sólido”



La fuerza electrostática del enlace metálico aumenta conforme aumenta la carga iónica del catión, esto influye en el puntode fusión de los metales, así para los siguientes metales:

Metal Potasio Calcio Escandio

Ion formado 19K1+

20Ca2+21Sc3+

Tfusión(°C)

637 777 1 541

2. ENLACE IÓNICO o ELECTROVALENTE

Resulta de la atracción electrostática de iones que tienen cargas opuestas, constituyendo agregados regularesllamados sólidos cristalinos.

Ejemplo 01 : Cloruro de sodio : NaCl

Ejemplo 02 : Óxido de potasio : K2O

PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS

01. A condiciones ambientales son sólidos cristalinos.02. Tienen elevado punto de fusión y ebullición03. Son sólidos duros y quebradizos.04. La atracción iónica es polidireccional.05. Son conductores eléctricos sólo estando fundidos o en disolución.06. No forma moléculas sólo agregado ordenado de iones.

07. En compuestos iónicos binarios, generalmente la diferencia de electronegatividades ( ÄE.N.) cumple :

08. Están constituidos por metal y no metal los compuestos iónicos binarios :(NaCl, K2O, CaF2)

09. Si los iones son compuestos, pueden ser sólo no metales :

10. Un considerable número de compuestos iónicos es soluble en agua.



3. ENLACE COVALENTE

Se produce mediante la compartición de electrones principalmente entre átomos de elementos no metálicos (tambiénpueden intervenir metales poco activos, como el: Be, Al, Hg. Se produce la superposición de orbitales atómicos (OA),llamado solapamiento, generando orbitales moleculares (OM).

CLASIFICACIÓN DE LOS ENLACES COVALENTES

01. Por el origen de los electrones compartidos

Enlace covalente normalCuando los dos átomos quese unen aportan loselectrones de enlace.

Enlace dativo o covalentecoordinado

Un sólo átomo aporta loselectrones compartidos.

02. Por la polaridad de enlace

Enlace covalente apolar (compartición equitativa delos electrones)

Se produce entre átomosd e i g u a l E . N . ,principalmente del mismoelemento.

Enlace covalente polar (compartición desigual delos electrones)

Entre átomos de diferenteE.N., los electronescompartidos se aproximanmás al de mayor E.N.

03. Por el número de pares compartidos

Enlace simpleUn sólo par de electronesc o m p a r t i d o s q u econstituyen un enlacesigma(ó)

Enlace múltiple

Enlace doble que estáconstituido por :1 enlace sigma1 enlace pi

Enlace triple que está

constituido por :1 enlace sigma2 enlaces pi

PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS COVALENTES

01. A condiciones ambientales pueden ser sólidas, líquidas o gases.02. Generalmente tienen bajo punto de fusión y ebullición03. Son muchos más compuestos covalentes que iónicos.04. Mayormente sus soluciones no son conductoras de electricidad.05. Constituyen moléculas que son agregados de un número definido de átomos iguales o diferentes (O2, H2SO4, .....)



06. Generalmente :

PARÁMETROS DEL ENLACE COVALENTE

1. ENERGÍA DE ENLACE (E)

Es la energía que se requiere para romper una unión o enlace covalente, o como la que se libera cuando se formaun enlace covalente; generalmente expresada en función de una mol de enlaces.

Curva de Energía Potencial para el Hidrógeno

En la disociación o ruptura de enlace hay absorción de energía

En la formación del enlace hay liberación de energía

2. LONGITUD DE ENLACE (L)Es la distancia promedio de separación entre los núcleos de dos átomos enlazados en una molécula.

Variación :

2.1 La longitud de enlace varía en relación directa con el número atómico

2.2 A mayor unión química, menor longitud de enlace

2.3 A menor longitud de enlace, mayor es la energía de disociación

Ejemplo :

ENLACE L (pm) E (kJ.mol-1)

154 348

134 614

120 839



3. ÁNGULOS DE ENLACE (á) :

Es el ángulo formado por las líneas imaginarias que unen los núcleos de un átomo central enlazados a otros dosátomos.

Ejemplo 01 : En el agua (H2O) Ejemplo 02 : En el propano (C3H8)

4. RESONANCIA:

La resonancia es aquel fenómeno en el cual los electrones pi se encuentran deslocalizados en toda la molécula o ion,es por ello que se pueden establecer para una estructura diversas representaciones de Lewis pero ninguna representala verdadera estructura, pero si se genera un híbrido de resonancia que representa una mezcla de todas lasestructuras resonantes.

Ejemplo 01: Óxido sulfúrico (SO3) Híbrido de Resonancia del

SO3

Ejemplo 02 : Benceno (C6H6) Híbrido de Resonancia del

C6H6




01. En relación al enlace químico; ¿cuántasproposiciones son no incorrectas?

( ) El enlace químico t iene por objetivo alcanzar estabilidad, es decir una mayor energía

( ) Al generarse un enlace, se absorbe energía( ) Un enlace químico se da en una combinación( ) En general, se verifica mediante los electrones de

los niveles de valencia( ) Si es un enlace entre un metal y un no metal, es

necesariamente electrovalente.

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

02. Respecto al enlace químico:

I. Los átomos al enlazarse forman sistemas conmenor contenido energético y mayor estabilidad.

II. Al formarse el enlace H - Cl se libera mayor energía que al formarse el enlace H - Br.

III. Generalmente participan en el enlace loselectrones de valencia.

IV. El ion (PO4)3- posee un total de 33 electrones de

valencia.son correctas:

A) Sólo IV B) Sólo III C) I y IIID) I, II y III E) I, II, III y IV

03. Completar:

“Dos o más átomos o iones se unen mediante enlacequímico para establecer un sistema ................ y de................” Indicar cuántas proposiciones son nocorrectas:

( ) más estable - alta energía( ) químico - condición neutra( ) simétrico - baja estabilidad( ) más estable - menos energía( ) iónico - neutralidad eléctrica

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

04. Respecto al enlace metálico indique el número deproposiciones correctas:

I. La atracción electrostática entre los cationesmetálicos y el mar de electrones deslocalizadosen la red cristalina dentro de un sólido metálico,

explica las propiedades del metal.II. El brillo metálico se da porque los electronessaltan de estados superiores de energía aestados inferiores de energía.

III. Los metales forman aleaciones


05. Respecto al enlace metálico, indique cuántasproposiciones son correctas:

( ) Es la fuerza de atracción coulómbica entre el

núcleo atómico y el mar de electrones.( ) Un metal es dúctil y maleable porque los cationes

pueden “resbalar” unos sobre otros frente a unapresión externa.

( ) La deslocalización de los electrones origina laconductividad eléctrica en el metal.

( ) Los metales son conductores eléctricos de primer orden.

A) 0 B) 1 C) 2D) 3 E) 4

06. Respecto al enlace iónico, indicar cuántasproposiciones son no correctas:

( ) Los compuestos iónicos se presentanambientalmente como sólidos cristalinos

( ) El berilio es un metal, pero puede formar enlaceiónico o enlace covalente

( ) En el K2O cada ion tiene 8 electrones en el mayor nivel

( ) Los compuestos iónicos se consideranconductores eléctricos de segundo orden

( ) En un compuesto binario se determina que la Ä E.N 1,7, entonces necesariamente existeenlace iónico.

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

07. Respecto al enlace iónico indicar cuántasproposiciones son no incorrectas:

( ) Generalmente se da por transferencia deelectrones entre un metal de bajo potencial deionización y un no metal de alta afinidad

electrónica.( ) Entre el [NH4]1+ y el (PO4)3- no puede existir

enlace iónico.( ) Son compuestos iónicos: CaO, BeCl2, NaCl,

CuO, CrN.( ) Los compuestos iónicos a T.P.E. son sólidos

cristalinos duros y frágiles.

A) 0 B) 1 C) 2D) 3 E) 4

08. Respecto al enlace iónico, indicar cuántasproposiciones son no incorrectas:

( ) Los sólidos iónicos son solubles en solventes dealta polaridad y alta constante dieléctrica( ) Los sólidos iónicos son conductores eléctricos a

temperaturas mayores a su punto de fusión.( ) En el compuesto iónico la atracción es

polidireccional.( ) La molécula del cloruro de sodio es diatómica

Es (son) no correcta(s):

A) 0 B) 1 C) 2D) 3 E) 4



09. Sobre el enlace electrovalente, indicar cuántasproposiciones son no incorrectas:

( ) Es de carácter electrostático( ) Los compuestos iónicos son insolubles en

solventes polares( ) Se genera entre un átomo de bajo potencial de

ionización con otro de alta afinidad electrónica( ) Son sólidos a temperatura ambiente y son muy

buenos conductores( ) Poseen altas temperaturas de fusión y ebullición

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

10. Sobre el enlace covalente, son correctas:( ) Se presenta en los compuestos orgánicos al

estar constituidos por C, H, O, N, principalmente( ) Su intensidad es mayor que el enlace iónico( ) No siempre se comparten electrones( ) Se cumple la regla del octeto siempre( ) Si los átomos enlazados tienen igual

electronegatividad, entonces es no polar.

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

11. Respecto al enlace covalente indique cuántasproposiciones son no incorrectas:( ) Se produce por compartición de electrones entre

no metales generalmente.( ) Son compuestos covalentes: O2; H2O, BeCl2;

Hg2Cl2( ) Los compuestos covalentes generalmente son

solubles en el agua.( ) En un enlace covalente puro la compartición de

electrones es equitativa.( ) La electronegatividad es la atracción que el

núcleo ejerce sobre todos los electrones.

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

12. De las siguientes proposiciones:I. Según la cantidad de electrones aportados en la

formación del enlace covalente este puede ser simple o múltiple.

II. En el enlace covalente polar el par electrónico escompartido equitativamente.

III. En un enlace covalente los pares electrónicos sedistribuyen de tal modo que sus repulsioneseléctricas sea mínima.

es (son) correcta(s) :

A) Sólo I B) I y III C) Sólo IID) Sólo III E) I, II y III

13. ¿Cuál de las siguientes especies presenta enlacesdel tipo Sigma y Pi?

A) H2S2O3 B) HNO3 C) HClO4D) PCl5 E) H2SO4

14. ¿Qué compuestos presentan en su estructuramolecular, tanto enlace múltiple como enlace

coordinado?

I. Cl2O7V. CO2

II. H2SO3 VI. HClO4III. HSbO3 VII. P2O5IV. C3H8 VIII. HNO3

A) Sólo VII B) III, VI y VIII C) VII y VIIID) I, II, VI y VIII E) Todas

15. De las siguientes proposiciones:

I. Según la longitud de enlace: H - I > H - Cl > HFII. Según la energía de enlace: C - C < C=C < C CIII. Según el ángulo de enlace:

H2O > H2S > H2Se > H2Tees (son) correcta(s):


16. Considere la estructura molecular del nitrato deamonio: NH4NO3

¿Qué tipos de enlaces no presenta?I. Covalente polar II. Covalente coordinadoIII. Covalente apolar IV. ElectrovalenteV. MetálicoVI. Covalente múltiple

A) V y VI B) II, V y VI C) III, IV y VD) III y V E) I, IV, V y VI

17. Indicar cuántas de las relaciones son incorrectas:

( ) Ca(OH)2 : Presenta internamente enlacecovalente.

( ) LiF : Es una sustancia iónica.( ) BeCl2 : Su estructura tiene enlace covalente.( ) P - H : Es un enlace polar.( ) PCl5 : Tiene octeto expandido.

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

18. Respecto a la resonancia, indicar cuántasproposiciones son no incorrectas:

( ) Es un modelo teórico para explicar hechosexperimentales no explicables con una solaestructura de Lewis para la molécula

( ) Consiste en la deslocalización de electrones en

dos o más enlaces de la molécula( ) La resonancia en una molécula explica unamayor estabilidad de la misma

( ) La molécula de H2CO3, posee dos estructurasresonantes

( ) El SO2, SO3 y CO2 poseen estructurasresonantes

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5



19. En relación a la resonancia, indicar cuántasproposiciones son no correctas.( ) Una especie química presenta resonancia, si se

le puede representar por un solo modelo

( ) El ion nitrato presenta 3 híbridos de

resonancia( ) El efecto máximo de resonancia es cuando la

estructura molecular es plana

( ) O3 tiene resonancia A) 0 B) 1 C) 2D) 3 E) 4

20. ¿Qué especies químicas no presentan híbridos deresonancia?I. O3 II. SO3 III. CO

IV. C6H6 V. VI. CH2=CH2

A) I y V B) II y IV C) II y IIID) III y VI E) IV y V

TAREA

01. ¿Cuántas de las siguientes propiedades no serelacionan con el enlace metálico?

( ) Superficie brillante.( ) Poca capacidad de deformación.( ) Elevada conductividad eléctrica.( ) Altas densidades.

( ) Elevada maleabilidad; pero baja ductilidad.( ) Muy solubles en el agua.( ) Electrones con bastante libertad.

A) 7 B) 3 C) 4D) 6 E) 1


( ) El enlace electrovalente es generado entre ionesde cargas opuestas

( ) El enlace covalente es generado por lacompartición de pares electrónicos que giranalrededor de ambos núcleos

( ) En el enlace covalente coordinado el par de

electrones lo aporta un solo átomo( ) La escala de electronegatividad que utilizamos es

la Pauling( ) La clase de enlace químico depende de la

naturaleza de los átomos que se unen

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

03. De:I. Los compuestos que se forman entre elementos

no metálicos tienen mayor carácter covalenteII. El enlace iónico se presenta siempre entre

elementos metálicos y no metálicosIII. Ningún compuesto que tenga enlace iónico está

constituido de moléculasIV. Las sustancias con enlace iónico, fundido o en

solución son conductores de la electricidadson no incorrectas:

A) I y II B) I, III y IV C) II y IVD) I, II y IV E) Todas

04. Se tiene los siguientes elementos yelectronegatividades.

O N Br As B Ca

35 30 28 20 20 10

en cuánto a enlaces químicos señale cuántasproposiciones son no correctas:

( ) Ca-O : Polar muy fuerte( ) H - O : Covalente polar ( ) N - O : Covalente polar ( ) As - B : Covalente apolar ( ) N - B : Covalente polar

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

05. Según las siguientes distribuciones electrónicas dedos átomos:J : [Ar] 4 s2 3d10 4p5

L : [Ne] 3 s1

indicar cuántas proposiciones son no incorrectas:

( ) En la molécula JL, el enlace es covalente( ) L es un halógeno( ) L es un alcalino.( ) En JL se forma enlace iónico.( ) No se pueden enlazar químicamente.

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5


( ) El enlace iónico es polidireccional( ) Si Ä E.N. 7 es enlace iónico( ) En cada enlace participan siempre los electrones

del subnivel “d”

( ) Si el enlace es polar entonces hay disloque decargas en el enlace

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 0

07. Para la molécula BeCl2, ¿cuál es la estructura deLewis?




( ) El enlace químico tiene por finalidad buscar laestabilidad de los átomos

( ) En el enlace covalente la fuerza que une a losátomos es de naturaleza electromagnéticapredominantemente eléctrica

( ) Mediante la interacción electrostática de cationesmetálicos y el “mar de electrones” se denominaenlace metálico

( ) El diagrama de Lewis de Al2O3 es:

( ) Los sólidos iónicos son duros pero quebradizos

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5


( ) El BeF2 posee dos enlaces iónicos( ) El Cl2O, NO y el NO2 no cumplen la regla del

octeto( ) No existen compuestos con 100% de carácter

covalente( ) Los compuestos covalentes, en general tienen

baja temperatura de ebullición y fusión

A) 0 B) 1 C) 2

D) 3 E) 4

10. Respecto a la resonancia, indicar cuántasproposiciones son incorrectas:

( ) Una especie química tiene resonancia si utilizasólo un modelo para su representación

( ) Se verifica con enlaces sigma y pi( ) El efecto máximo de resonancia es cuando la

estructura molecular es plana( ) El ozono O3 presenta 4 modelos resonantes( ) Resonancia significa que varias estructuras de

una sustancia están en equilibrio

A) 5 B) 4 C) 0

D) 1 E) 3

HIBRIDIZACIÓN - GEOMETRÍA MOLECULARFUERZA INTERMOLECULAR

HIBRIDIZACIÓNConsiste en el reacomodo de los orbitales atómicos del nivel de valencia mediante la mezcla de cierto número de orbitalespuros diferentes, para obtener igual número de orbitales híbridos equivalentes, distribuidos simétricamente en el espacio.

ORBITALES ATÓMICOS PUROS ORBITALES ATÓMICOS HÍBRIDOS

1. Se mezclan “n” orbitales.

2. Son diferentes entre sí.

3. Tienen diferente orientación espacial.

4. Generalmente no concuerda con lageometría molecular

1. Se obtienen “n” orbitales.

2. Todos son equivalentes.

3. Su distribución es simétrica.

4. Explica la geometría molecular.

Para facilitar el desarrollo de una estructura se debe ubicar el átomo central y según el grupo al que perteneceutilizar :

GRUPO IIA IIIA IVA VA VIA

DIAGRAMA DELEWIS

REPRESENTACIÓN

HIDRIDIZACIÓN sp sp2 sp3 sp3 sp2 sp sp3 sp2



GEOMETRÍA MOLECULAR

Basados en la TRPECV, TEV y por la hibridación se puede distribuir espacialmente, (de una forma más estable posible)a los pares de electrones enlazantes (PEE) y a los pares de electrones solitarios (PES) de un átomo, a esto se conocecomo “Geometría Electrónica”. La forma de la molécula está determinada por la distribución espacial de los átomos queforman a dicha molécula, a esto se conoce como “Geometría Molecular”.

Una forma práctica para determinar la hibridación, forma y polaridad de una molécula de la forma Axn o similares (“A” esel átomo central), es calculando la suma del número de enlaces sigma (ó) con los pares de electrones solitarios (PES)

o no enlazantes del átomo central de la molécula. Dependiendo del valor que tome esta suma se tendrá el tipo dehibridación del átomo central y por lo tanto la forma de la molécula y con esto se puede deducir su polaridad. El siguientecuadro resume este método práctico:

GEOMETRÍA DE LOS PARES ELECTRÓNICOS Y FORMAS MOLECULARES

N° de pareselectrónicos

Distribución de lospares electrónicos Geometría Molecular Ejemplos

2

B - A - B BeCl2

3 BF3

4CH4

5

Bipiramidal trigonalBipiramidal trigonal

PCl5

6

Octaédrica

..

Octaédrica

SF6



GEOMETRÍA DE LOS PARES DE ELECTRONES COMO FUNCIÓN DEL NÚMERO DE PARES ELECTRÓNICOS

Tipo deMolécula

N°total depares

electrónicos

Número depares

enlazantes

Númerode pares

libres

Distribución de pareselectrónicos

Geometría Ejemplos

AB2E 3 2 1

Plana trigonal

Angular SO2, O3

AB3E 4 3 1

Tetraédrica

Piramidaltrigonal

NH3

AB2E2 4 2 2

Tetraédrica

Angular H2O

AB3E2 5 3 2

Bipiramidal trigonal

Forma de T CIF3

AB2E3 5 2 3

Bipiramidal trigonal

Lineal XeF2

AB5E 6 5 1

Octaédrica

Piramidalcuadrada BrF5

AB4E2 6 4 2

Octaédrica

Cuadradaplana

XeF4

MOMENTO DIPOLAR DE ENLACE ( )

Es un parámetro que mide el grado de polaridad de unenlace, se le representa mediante un vector que vadesde el átomo de menor electronegatividad hacia elátomo de mayor electronegatividad indicando eldesplazamiento de la densidad electrónica, se mide enDebye (D). Luego se define como:

Donde :

= Momento dipolar de enlace (Debye)

q = Valor absoluto de la carga del electrón = 1,6.10-19 C

d = Longitud de enlace (m)



Ejemplo :

Determinar la polaridad del enlace H - O, si la longitud de enlace es 96 pm

De : = q . d .................. (á)

Datos :q = 1,6 . 10-19 C

d = 96 pm . = 96 . 10-12 m

Reemplazando en (á) :

= 1,6 . 10-19 C . 96 . 10-12 m .

PORCENTAJE DE CARÁCTER IÓNICO (% C.I)

El porcentaje de carácter iónico de un enlace sedetermina mediante los siguientes métodos:

1. Método Empírico : Hannay - Smith

2. Método Experimental: Se fundamenta en lacomparación teórica y experimental que presenta elmomento dipolar.

Ejemplo:

Determinar el porcentaje de carácter iónico para el enlace en HCl, sabiendo que el momento dipolar experimental es 1,03D y la longitud del enlace es 127 pm

De : % C.I = .............. (á)

Cálculo del momento dipolar teórico :

de : = q . d

Reemplazando :

= 1,6 . 10-19 C . 127 pm .

Reemplazando en (á)%C.I =

% C.I = 16,88%

PORCENTAJE DE CARÁCTER COVALENTE (% C.C)Se calcula mediante la siguiente relación :

%CC = 100 - %C.I

Del ejemplo anterior :%C.C. = 100 - 16,88

%C.C = 83,12%



MOLÉCULAS POLARES Y APOLARES

Si una molécula tiene enlaces covalentes polares nonecesariamente la molécula es polar, ésta puede ser apolar, a su vez si una molécula tiene enlaces covalentesapolares no necesariamente la molécula es apolar, éstapuede ser polar.

1. Molécula Polar :

Es aquella molécula que presenta un momento dipolar

resultante diferente de cero ( 0). Presenta una

estructura asimétrica

Ejemplo 01:

Ejemplo 02:

Cuando la molécula es asimétrica produce un dipolo

2. Molécula Apolar :

Es aquella molécula que presenta un momento dipolar

resultante igual a cero ( =0). Presenta una estructura

simétrica.

Ejemplo 01 :

Ejemplo 02 :

# Las moléculas de los hidrocarburos son apolares.

# Cuando la molécula es apolar no produce dipolo:

Reglas prácticas para determinar si una molécula esapolar o polar

1. Cuando el átomo central tiene electrones sincompartir, la molécula es polar

Ejemplo 01:

Ejemplo 02 :

2. Cuando el átomo central tiene todos los electronescompartidos y los átomos que lo rodean son iguales,la molécula es apolar

Ejemplo 01:

Ejemplo 02 :

3. Cuando el átomo central tiene todos los electronescompartidos pero uno de los átomos que lo rodea esdiferente a los demás, la molécula es polar

Ejemplo 01 :



Ejemplo 02 :

FUERZAS INTERMOLECULARES

Son interacciones (y no enlaces) eléctricas existentesentre moléculas y que se da a corta distancia, conocidasgeneralmente como Fuerzas de Van Der Waals; este tipode interacciones permite comprender las propiedades dela materia condensada en fase sólida ó liquida así comonos permite medir su influencia en las propiedadesmacroscópicas de la materia como la temperatura defusión, la temperatura de ebullición, la solubilidad, etc.

Comparativamente con las fuerzas intramoleculares(enlaces químicos) las fuerzas intermoleculares son demenor intensidad, como veremos en el siguienteesquema:

Para disociar una mol de moléculas de agua se necesitande un total de 920 kJ de energía.

Para vaporizar una mol de moléculas de agua senecesitan de un total de 41 kJ de energía.

Conclusión:

Según magnitud

FuerzasIntermoleculares

< FuerzasIntramoleculares

OBSERVACIÓN:

I. Son estos tipos de interacciones los que desvían del

comportamiento ideal a los gases como veremosmás adelante.

II. Para que una sustancia líquida se disuelva en otro esnecesario que presenten una similitud entre susfuerzas intermoleculares así que la regla práctica delo semejante disuelve a lo semejante es de utilidadpara predecir si dos sustancias son solubles.

Anal izar em os tres casos de in te racc ionesintermoleculares

a. Fuerzas dipolo-dipolo o fuerzas de Keeson

Son fuerzas de atracción que actúan entre moléculaspolares (ìR 0 D); su origen es electrostático y sepuede entender en función de la ley de Coulomb. Sumagnitud es directamente proporcional al momentodipolar, como veremos a continuación:

1. P a ra m o lécu laspolares como el HCl,

HBr y HI el de mayor grado de polaridadserá el de mayor d i f e r e n c i a d eelectrónegatividades,ya que tendrá mayor momento dipolar.

El orden creciente depolaridad será:

HI < HBr < HCl

2. = 1,87 D

= 1,46 D

= 0,24 D

El orden crecientede polaridad será:

NF3 < NH3 < H2O

b. Interacción puente de hidrógeno (pH)

Este es un tipo de interacción dipolo-dipoloparticularmente fuerte cuya fuerza está determinada

por la interacción coulómbica entre el par libre deelectrones de un elemento altamente electronegativo(como el flúor, oxígeno y nitrógeno) y el núcleo dehidrógeno de otra molécula que esté unidacovalentemente al F, O, N. Esquemáticamente serepresenta así:

Donde: x es: F, O o N

Dado que en la formación del puente de hidrógeno

sólo intervienen unos cuantos elementos (F; O; N)éste se trata como categoría aparte.

A continuación veremos algunos tipos de interacciónpuente de hidrógeno:

Para el H2O :



Para el NH3

1. El agua líquida forma 4 puentes de hidrógenointermolecularmente.

2. Las especies orgánicas como los ácidoscarboxílicos R - COOH y los alcoholes R - OHforman puentes de hidrógeno.

La energía promedio de un puente de hidrógeno (más de40 kJ

mol-1) es demasiado grande para una interacción

dipolo - dipolo simple (4 kJ.mol-1) así que los puentes dehidrógeno tienen un poderoso efecto en la estructura ypropiedades de muchos compuestos.

En la siguiente gráfica se muestra cómo varía latemperatura de ebullición de los compuestos delhidrógeno de los elementos de los grupos 4A, 5A y 7A.

Aunque se esperaría que el punto de ebullición aumentecuando se baja en un grupo, se puede ver que trescompuestos (NH3; H2O y HF) se comportan distinto. Laanomalía se puede explicar en función de los enlaces dehidrógeno intermoleculares.

Investigar:I. Explique por qué la densidad del hielo es menor que

la del agua utilizando los puentes de hidrógeno.

II. Determine el número de enlaces puente de hidrógenoque forma el CH3-CH2OH y el CH3-COOH.Deduzca cuál presenta mayor temperatura deebullición.

Dimerización del fluoruro de hidrógeno (HF)

En el fluoruro de hidrógeno sólido las moléculas noexisten como unidades individuales, en lugar de estoforman grandes cadenas en zigzag según:

El dimero del HF es H2F2

En la fase líquida las cadenas en zigzag se rompen perolas moléculas todavía están unidas entre sí por puentesde hidrógeno, como es difícil separar moléculas queestén unidas por puentes de hidrógeno, en consecuenciael HF líquido tiene un punto de ebulliciónexcepcionalmente alto (Teb = 19,6 °C)

FUERZA DE DISPERSIÓN DE LONDON

Entre moléculas polares es lógico entender que existiráatracción entre ellas, pero, ¿cómo se puede explicar elhecho que las moléculas no polares como el Br 2 o el I2,existan en estado líquido o sólido respectivamente?Para responder a esta pregunta analicemos a unamolécula no polar, en ésta el centro de carga positiva yel centro de carga negativa coinciden. Pero en cualquier instante dado los electrones pueden encontrarse en unextremo de la molécula y en otro momento pueden estar en el otro extremo de la misma. Estos movimientoselectrónicos dan origen a dipolos temporales omomentáneos.



Un dipolo, por momentáneo que sea, puede inducir undipolo momentáneo similar en una molécula vecina. Estoda como resultado una fuerza de atracción entre elextremo rico en electrones de una molécula y el extremopobre en electrones de la siguiente. A estas fuerzas deatracción pequeñas y transitorias entre moléculas nopolares se llaman Fuerzas de Dispersión o Fuerzas deLondon.

Donde :D.I. Dipolo inducidoD.T. Dipolo temporal

OBSERVACIÓN:

I. Las fuerzas de dispersión son más intensas en moléculas no polares grandes que en las pequeñas, esto se debe ala mayor superficie de contacto, esto motiva a una mayor atracción entre las moléculas, por ejemplo la atracción entreel I2 es más intensa que el Br 2 y ésta es más intensa que el F2.

II. Las fuerzas de London son las causantes de que los gases puedan licuarse, es decir que se mantengan unidas enfase líquida.

III. Las fuerzas de London están presentes en todas las interacciones moleculares.

CRITERIOS DE SOLUBILIDAD:

Las sustancias de polaridad semejante se disuelven entre sí, así tenemos :

1.

2. Solvente Apolar - disuelve - Soluto : Apolar

Ejemplos :

Sustancia Polaridad Condición

I. Metanol

Asimétrica

DipoloSoluble en agua



II. Tetracloruro de carbono

SimétricaNo polar

No soluble en agua

III. Hexano

Simétrica

No polar No soluble en agua


01. Respecto a la hibridización, cuántas proposicionesson no incorrectas.

( ) La hibridización consiste en la mezcla de lasreempes puros provocada por una excitaciónenergética

( ) La hibridización implica la combinación de lasecuaciones matemáticas correspondientes a losorbitales puros

( ) Se hibridizan únicamente átomos individuales, sinformar enlaces

( ) Los orbitales híbridos sp2 se obtienen al mezclar tres orbitales atómicos puros

( ) Los orbitales híbridos admiten como máximo 2electrones

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5


( ) La hibridización consiste en el reacomodo de losreempes puros provocado por una excitaciónenergética externa de baja intensidadformándose nuevos reempes de igual energía alos que se llama “orbitales híbridos”

( ) Cuando se mezcla un orbital “s”con dos orbitales“p” de la capa de valencia de un átomo seobtienen 3 orbitales sp2

( ) Los orbitales sp3 resultan de mezclar cuatroorbitales atómicos.

( ) En una hibridización sp la forma geométrica de lamolécula es planar y el ángulo de enlace es 120°.

A) 0 B) 1 C) 2D) 3 E) 4

03. Según los orbitales híbridos, indicar cuántasproposiciones son no incorrectas:

( ) sp : Lineal( ) sp3 : Triangular ( ) sp2 : Tetraédrica( ) sp3d2 : Bipiramidal cuadrangular ( ) Todos se encuentran en un plano

A) 0 B) 1 C) 2D) 3 E) 4

04. La molécula del clorometano CH3Cl se representa dela siguiente forma:

¿Cuántas proposiciones son no incorrectas?( ) Es una molécula apolar ( ) El C está hibridizado en la forma sp3

( ) El compuesto es soluble en agua( ) Presenta 3 enlaces sigmas y un solo enlace pi( ) Cloro está hibridizado en la forma sp1

A) 2 B) 5 C) 1D) 3 E) 4

05. Desarrolle la estructura del tricloruro de aluminio AlCl3, indique el número de proposiciones nocorrectas:

( ) Se trata de una molécula apolar ( ) El cloro se debe hibridizar en forma sp3

( ) Tanto el Cl como el Al, verifican la Regla delOcteto

( ) Aluminio se hibridiza en la forma sp2

( ) Su geometría molecular corresponde a la planatriangular

A) 1 B) 5 C) 4D) 3 E) 2

06. Relacione adecuadamente el compuesto y el tipo deorbitales híbridos para su átomo central. Indicar locorrecto :I. sp2 a. PCl5II. sp3d b. SO3

III. sp1 c. CO2

IV. sp3 d.

A) II - b B) III - a C) IV - dD) I - a E) III - b



07. Respecto a la geometría molecular, indicar elnúmero de relaciones incorrectas:

( ) BF3 : Planar triangular planar ( ) CCl4 : Tetraédrica( ) C2H2: Lineal planar ( ) H2S: Angular

( ) : Tetraédrica

( ) BeCl2: Angular

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

08. Los elementos centrales de compuestos binariospresentan una semejanza geométrica aproximadasegún el grupo de la TPA donde se encuentren. Quéproposiciones son incorrectas en:

( ) BH3 : Triangular planar ( ) AlH3 : Triangular planar ( ) NH3 : Piramidal triangular ( ) H2O: Angular ( ) PH3 : Lineal

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

09. En relación al momento dipolar, cuántasproposiciones son no correctas:

( ) Permite estimar el grado de desviación de unenlace covalente

( ) Se expresa en la unidad Debye (D)( ) Si el momento dipolar es 0, la molécula es apolar ( ) Si el momento dipolar es mayor que 1,7 el enlace

es polar ( ) El momento dipolar se relaciona con la geometría

molecular ( ) Para el H2O, el momento dipolar es 1,87

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

10. Marque cuántas proposiciones son no correctas:

( ) Si, para una molécula ÄEN = 1,7; es de carácter electrovalente.

( ) Si, para una molécula ÄEN = 0,0; es covalenteapolar.

( ) Si, el porcentaje de carácter iónico de unamolécula es 59%, entonces el porcentaje decarácter covalente es 41%.

( ) Si, CO2 es una molécula apolar, entonces ÄEN=0( ) Si para LiH, ÄEN = 1,1 entonces es covalente

polar.

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

11. El módulo del vector momento dipolar del enlace H-F, se determinó experimentalmente, igual a 1,98 D.Si además, el enlace tiene 55% de carácter covalente, hallar la distancia entre cargas para elenlace H-F expresado en pm.

A) 8 B) 92 C) 75D) 25 E) 50

12. El momento dipolar del clorobenceno

es 1,69 D. Predecir el momento dipolar para:

A) 2,93 D y 1,69 D B) 1,46 D y 0 DC) 2,93 D y 0 D D) 1,69 D y 1,46 DE) 0 D y 0 D

13. Dadas las siguientes moléculas, ¿cuántas sonpolares; y cuántas apolares?

( ) NH3 ( ) CH4

( ) HBr ( ) CO2

( ) Cs2O ( ) H2S( ) CH3OH ( ) F2O

A) 5 y 2 B) 4 y 3 C) 4 y 4D) 7 y 1 E) 3 y 5

14. De las siguientes moléculas, son polares:

( ) BCl3 ( ) HCl ( ) CH3I( ) C2H4 ( ) H2S

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

15. Con respecto a las fuerzas intermoleculares; señalecuantas son correctas:

( ) Sólo se presentan en moléculas polares( ) Se denominan en general fuerzas de Van der

Waals( ) La fuerza por puente de hidrógeno se presenta

en moléculas que contienen H unidodirectamente a N, O ó F

( ) Las fuerzas de London aparecen a muy cortasdistancias y permiten la licuación de gases

( ) Tienen puente de hidrógeno H2O y HCHO

A) 1 B) 2 C) 3

D) 4 E) 5

16. Indique el número de proposiciones incorrectas:

( ) El puente - hidrógeno permite la dimerización delHF

( ) El enlace metálico explica la conductividadeléctrica y el brillo metálico

( ) Los metales de transición forman enlacecovalente coordinado

( ) Entre moléculas del SO2 predominan las fuerzasde London; pero entre moléculas del NH3, puente



de hidrógeno( ) Entre moléculas del CO2 existe interacción dipolo

- dipolo

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

17. ¿En cuántas de las siguientes moléculas se esperaque existan las fuerzas intermoleculares puente de

hidrógeno?

( ) H2O ( ) CH3OH( ) CH4 ( ) C2H5OH( ) PH3 ( ) HF( ) NH3

( ) HCl

A) 6 B) 5 C) 7D) 4 E) 2

18. Respecto a las fuerzas de London, indique cuántasproposiciones son no correctas:

( ) Se manifiesta en moléculas apolares( ) Son más intensas, cuanto mayor sea la masa

molecular de las sustancias apolares( ) Su intensidad es mayor a menores temperaturas

y mayores presiones( ) Son de mayor intensidad que las fuerzas del

enlace puente - hidrógeno( ) Su existencia explica la licuac ión de las

sustancias gaseosas.

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

19. Ordene en forma decreciente según su solubilidad enH2O.

a. HCl b. KIc. CO2 d. NH3

A) a, b, d, c B) b, d, c, a C) b, a, d, cD) d, a, c, b E) c, d, b, a

20. Si, “lo polar disuelve a lo polar ; y lo apolar disuelvea lo apolar”, ¿cuántos de los siguientes compuestosse disolveran en agua y cuántos en tetracloruro decarbono CCl4 respectivamente

I. CO2 V. C2H6II. NH3 VI. NaClIII. C2H5OH VII. O2

IV. Br 2 VIII. CuSO4.5H2O A) 5 y 3 B) 6 y 2 C) 7 y 1D) 3 y 5 E) 4 y 4

TAREA01. De acuerdo al tipo de hibridización, señale lo

correcto:

I. BeCl2 : spII. CH4 : sp3

III. BH3 : sp2

IV. H2O : sp3

V. CO2 : sp2

A) I B) II C) III D) IV E) V

02. ¿Qué moléculas no corresponden al orbital híbrido?

a. C3H8: sp2

b. CH CH : sp3

c. H2O : sp3

d. NH3 : spe. CH2=CH2 : sp2

f. CH3-CH3 : sp

A) Sólo c y f B) a, d, e y f C) a, b, d y f D) Sólo b E) a, c y d

03. Con respecto a la estructura del acetileno “C2H2”,cuántas proposiciones son no incorrectas:

( ) Es una molécula lineal( ) En cada átomo de carbono han quedado dos

orbitales sin hibridizar ( ) Se comparten 10 electrones( ) El ángulo de enlace es 109,5°( ) Existe hibridización sp

A) 1 B) 2 C) 3

D) 4 E) 5

04. Sobre la estructura molecular del H2SO4, ¿cuántasproposiciones son no correctas?

( ) Existe un enlace múltiple( ) Hay 4 enlaces covalentes apolares( ) El S verifica 2 enlaces coordinados

( ) El enlace O - S es de tipo pi( ) Azufre está hidribizado en la forma sp3

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

05. Con respecto a la polaridad molecular:

I. Se presenta en estructuras con distribuciónasimétrica de sus cargas componentes

II. El momento dipolar “ ” cuantifica la polaridad

molecular

III. En moléculas simétricas : =0

son correctas :


06. Calcular el carácter covalente del enlace H2S,sabiendo que las electronegatividades de H y S son2,1 y 2,5 respectivamente

A) 86% B) 70% C) 93%D) 60% E) 99%



07. La molécula de la fosfina es PH3, indicar cuántasproposiciones son no incorrectas:

( ) Es molécula polar ( ) Tiene 3 enlaces sigma( ) Es piramidal( ) P está hibridizado sp3

( ) Las longitudes de enlace son diferentes

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

08. Se sabe que el momento dipolar del agua es 1,87 D.Hallar la distancia entre el centro de cargas negativay positiva, expresado en pm:

A) 7,2.10-5 B) 1,92.10-4 C) 8,33.10-2

D) 0,056 E) 38,9

09. ¿Cuántas de las siguientes relaciones sonincorrectas?

( ) H2 : Molécula covalente polar ( ) CO2 : Molécula apolar ( ) H2O : Molécula polar ( ) CH CH : 2 enlaces ð( ) H2 : Puente - hidrógeno( ) HCl: Fuerzas intermoleculares de London

A) 3 B) 6 C) 2D) 5 E) 4

10. Indique lo correcto:

I. La molécula del amoniaco NH3 es apolar; pero ladel ion amonio NH41+, polar

II. En el propino C3H4, los tres carbonos estánhibridizados en sp2

III. Entre moléculas del metanol CH3OH hay enlacepuente - hidrógeno.

A) Sólo I B) Sólo II C) Sólo IIID) I y II E) I; II y III



NOMENCLATURA INORGÁNICA I¿Cuáles son los objetivos de la nomenclaturainorgánica?

La nomenclatura inorgánica tiene los siguientes objetivos:1. Diferenciar lo que es valencia de número de oxidación2. Formular un compuesto dado el nombre de éste

3. Nombra a un compuesto dada la fórmula de éste.

Recordar que la nomenclatura inorgánica no es el finsólo es un medio para interpretar los procesosquímicos.

VALENCIADe acuerdo a la concepción clásica proviene del latín“VALENTÍA” que significa vigor, capacidad o aptitud queposeen los átomos de un elemento para combinarsequímicamente con otros; pero en la actualidad lainterpretación más aceptable es aquella que nos indica ala valencia como una representación de la cantidad deelectrones que el átomo de un elemento puede dar,recibir o compartir con otro átomo cuya cantidad es un

número entero que carece de signo.

NÚMERO DE OXIDACIÓN

El número de oxidación (N.O.) es conocido tambiéncomo “Estado de Oxidación” y es un parámetro numéricoque presenta signo el cual nos representa la carga real oaparente que adquieren los átomos de un elemento al

formar enlaces químicos con otros.

OBSERVACIÓN :

1.- El signo del N.O. queda determinado por lacomparación de las electronegatividades de losátomos enlazantes.

2.- Generalmente en muchos casos se verifica :

VALENCIA = |N.O.|

CUADRO DE NÚMERO DE OXIDACIÓN

Grupo IA IIA Grupo B IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA

N.O. 1 2 Ag +1Cu, Hg +1, +2Cd, Zn +2Fe, Co, Ni +2, +3 Au +1, +3Pt +2, +4Sc +3

3 -4+4+2

-3+5+3+1

-2+6+4+2

-1+7+5+3+1

0

PR E

I LN EC MI EP N A TL OE SS

LiNa

KRbCs

BeMg

CaSr Ba

B* Al

GaInTI!

*±3!+1+3

CSi*

Ge*Sn!

Pb!

*±4!+2,+4

NP

As*Sb*

*±3, +5

O*S

SeTe

*-2

F*Cl

Br I

*-1

HeNe

Ar Kr XeRn

ELEMENTOS ANFÓTEROS

ELEMENTOS METAL NO METAL

CromoManganeso

VanadioBismuto

+2, +3+2, +3+2, +3

+3

+3, +6+4, +6, +7

+4, +5+5

El nitrógeno no es un elemento anfótero porque no formaóxidos básicos, ni ácidos, sólo forma óxidos neutros conN.O de +1; +2; +4

En la ruptura heterolítica de enlace hay ganancia ypérdida de electrones, en la ruptura homolítica cadaátomo queda con su electrón por lo cual no hay gananciani pérdida de electrones

Por ejemplo :

Luego de la ruptura de sus enlaces :



En la ruptura del puente de oxígeno O - O, ninguno delos átomos gana o pierde electrones, en la rupturaheterolítica del enlace H-O, el oxígeno gana un electróny el hidrógeno pierde un electrón.

DETERMINACIÓN DEL NÚMERO DE OXIDACIÓN

Existen reglas prácticas para determinar el N.O. del

átomo, ion y molécula

Regla 1 : Todo átomo sin combinación, su N.O. es cero

Regla 2 : El N.O. del hidrógeno al combinarse es +1,excepto en los hidruros metálicos donde es -1.

Regla 3 : El N.O. del oxígeno al combinarse es -2,excepto:

A. Cuando forma peróxidos en donde es -1B. Cuando se combina con el fluor en dondees +2.

Regla 4 : El N.O. de toda molécula simple ocompuesta es cero. Se cumple :

N.O. = 0

Ejemplo 1 : Fe3O4 N.OFe = ?

3(x) + 4(-2) = 0 N.OFe = +8/3

x = + 8/3

Ejemplo 2 : C6H12O6 N.OC = ?

6(x) + 12(+1) + 6(-2) = 0 N.Oc = 0

x = 0

Ejemplo 3 : Ca3(PO4)2 N.OP = ?

3(+2) + 2(x) + 8(-2) = 0 N.OP = +5

x = + 5

Ejemplo 4 :

x = +6

REGLAS BÁSICAS DE NOMENCLATURA

PRIMERA REGLAPara nombrar a un ion monoatómico negativo se colocaprimero el nombre del elemento y luego se usa el sufijo“URO”.

SEGUNDA REGLA

Para nombrar a un ion monoatómico positivo de unnúmero de oxidación, solamente se usa el nombre del

elemento.

TERCERA REGLA

Para nombrar a un ion monoatómico positivo que tienemás de un número de oxidación utilice

a. Sistema Stock : Primero se menciona el nombre delelemento y luego entre paréntesis la valencia ennúmeros romanos.

b. Sistema Común : Se utiliza las terminaciones “OSO”e “ICO” de la siguiente manera:

Prefijo Todos Sufijo 1 V 2 V 3 V 4 V

HipoNombre

del

Elemento

OSO X X

------ OSO X X X

----- ICO X X X X

Hiper-(per)

ICO X

CUARTA REGLA

SISTEMA IUPAC

Emplea prefijos numerales cuando en una sustanciaexisten varios constituyentes idénticos.Los prefijos numerales indican la cantidad de átomosque hay de cada elemento en el compuesto y son :

mono : 1 penta : 5di : 2 hexa : 6tri : 3 hepta : 7tetra : 4 etc ....

Si hay un solo átomo del elemento en la fórmula,entonces se omite el prefijo “mono”

NOTA : Los sistemas que generalmente recomienda laIUPAC son :

a. Sistema Stock : Recomendado para compuestosiónicos

b. Sistema IUPAC : Recomendado para compuestoscovalentes

QUINTA REGLA Al formar un compuesto se deben unir respectivamenteun ion positivo (catión) y un ion negativo (anión), realizanel ASPA de tal manera que el número de oxidaciónresulte cero.



FUNCIÓN QUÍMICA

Es un conjunto de compuestos que se caracterizan por tener en su estructura todas ellas un determinado númerode átomos agrupados en la misma forma, conjunto que

recibe el nombre de grupo funcional, por lo cual tienepropiedades análogas.

CLASIFICACIÓN DE LAS FUNCIONES QUÍMICASINORGÁNICASLas funciones químicas inorgánicas se pueden clasificar de la siguiente manera:

1. FUNCIONES OXIGENADAS

Estos son compuestos que se originan de la combinación del oxígeno en la etapa inicial de su formación.

2. FUNCIONES HIDROGENADASEstos son compuestos que se originan de la combinación con el hidrógeno en la etapa inicial de su formación.



FUNCIÓN HIDRURO

Son combinaciones binarias de un elemento químico conel hidrógeno.

Elemento + Hidrógeno Hidruro

Sólo para esta función el elemento actuará con una desus valencias, la cual está determinada de acuerdo alnúmero de enlaces que realiza con el átomo dehidrógeno.

¿Cuál?

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 loshidruros se pueden clasificar en hidruros metálicos ehidruros no metálicos.

HIDRUROS METÁLICOS

Son compuestos binarios formados por la combinacióndel hidrógeno con ciertos metales, especialmente conelementos del Grupo IA y IIA, los hidruros metálicosgeneralmente son sólidos.

Metal + Hidrógeno Hidruro Metálico

En los hidruros metálicos el hidrógeno actúa con númerode oxidación de -1

Notación :

Donde :M : Metal

x : N.O. del metal

Nomenclatura

Para nombrar los hidruros metálicos se antepone alnombre del metal correspondiente el término “Hidruro”

Hidruro de .................................. (Nombre del metal)

En la fórmula de un compuesto iónico primero se escribela especie positiva (catión) y luego la especie negativa(anión)

Ejemplo :

1. Na1+ + H1-

NaH : Hidruro de sodio

2. Ca2+ + H1- CaH2 : Hidruro de calcio

HIDRUROS NO METÁLICOS

Son compuestos binarios formados por la combinaciónde un elemento no metálico con el hidrógeno, sepresentan en estado gaseoso.

No Metal + Hidrógeno Hidruro No Metálico

En los hidruros no metálicos el hidrógeno actúa connúmero de oxidación de +1, mientras que el elemento nometálico actúa con su menor número de oxidación.

Notación :

donde : nM : No metal y : N.O. del no metal



Los hidruros no metálicos se clasifican en :a. Hidruros especialesb. Anfigenuros y haluros de hidrógeno

a. HIDRUROS ESPECIALES : Son los hidruros que seforman con los elementos de los grupos

Elemento IIIA IVA VA

N.O. -3 -4 -3

Los siguientes elementos se colocan antes del hidrógeno:B, Si, C, Sb, As, P, NEstos hidruros llevan nombres especiales, así tenemos:

Grupo IIIA :B3- + H1+ BH3 : “Borano” (Inestable)

B2H6 : “Diborano”(Estable)

Grupo IVA :C4 + H1+ CH4 : “Metano”Si4- + H1+ SiH

4: “Silano”

Grupo VA :

N3- + H1+ NH3 : “Amoniaco”P3- + H1+ PH3 : “Fosfina” o “Fosfamina”

As3- + H1+ AsH3 : “Arsina” o “Arsenamina”Sb3- + H1+ SbH3 : “Estibina” o “Estibamina”

b. ANFIGENUROS Y HALUROS DE HIDRÓGENO :Son los hidruros formados por los elementos delgrupo VIA y VIIA, excepto el oxígeno, su estadonatural es gaseoso.

Elemento VI A VII A

N.O. -2 -1

Nomenclatura :

.................................. uro de hidrógenoNombre del no metal

Los siguientes elementos se colocan después delhidrógeno :O, S, Se, Te, F, Cl, Br, I.

Grupo VIA :

H1+ + S2- H2S(g) : Sulfuro de hidrógenoH1+ + Se2- H2Se(g) : Selenuro de hidrógenoH1+ + Te2- H2Te(g) : Telururo de hidrógeno

Grupo VIIA:

H1+ + F1- HF(g) : Inestable H2F2(g) : Fluoruro de hidrógeno (estable)

H1+ + Cl1- HCl(g) : Cloruro de hidrógenoH1+ + Br 1- HBr (g) : Bromuro de hidrógeno

H1+ + I1- HI(g) : Yoduro de hidrógeno

FUNCIÓN ÓXIDO

Los óxidos son compuestos binarios formados por unelemento con el oxígeno.

Elemento + Oxígeno Óxido

ÓXIDOS BÁSICOS

Se denominan óxidos básicos a las combinacionesbinarias de un elemento metálico con el oxígeno.Se denominan óxidos básicos porque al reaccionar conel agua originan a las bases o hidróxidos.

Metal + Oxígeno Óxido Básico

Notación :

Mx+O2- M2Ox

Donde : M = Metal x = N.O. del metal

Nomenclatura :a. Nomenclatura Comúnb. Nomenclatura Stock

Ejemplos :1. Óxido de plomo (IV)

Pb4+O2- Pb2O4 PbO2

2. Óxido cúprico : Cu(+1; +2)

Cu2+O2- Cu2O2 CuO

Nombres comunes de algunos óxidos básicos :CaO : Cal vivaFe2O3 : HematitaZnO : CincitaMgO : Magnesia

Al2O3: Alúmina Corindón

BaO : BaritaCu2O : Cuprita

ÓXIDOS ÁCIDOS

Se denominan óxidos ácidos a las combinacionesbinarias de un elemento no metálico con el oxígeno, sedenominan óxidos ácidos porque al reaccionar con elagua originan a los ácidos oxácidos.

A los óxidos ácidos antiguamente se denominaban“Anhídridos”

No Metal + Oxígeno Óxido Ácido



Notación :

donde : nM = No metalx = N.O. del no metal

Nomenclatura:

a. Nomenclatura Comúnb. Nomenclatura IUPAC

1. Óxido sulfuroso : S(+2; +4; +6)S4+O2- S2O4 SO2

2. Óxido perclórico : Cl(+1; +3; +5; +7)Cl7+O2- Cl2O7

Nombres comunes de algunos óxidos ácidos:

SiO2 : Cuarzo - síliceCO2(s) : Hielo seco

FUNCIÓN PERÓXIDO

Son compuestos oxigenados en donde el ElementoMetálico actúa con su mayor número de oxidación y eloxígeno está presente con la estructura -O - O - (enlacepuente de oxígeno) por lo cual el oxígeno actúa connúmero de oxidación de -1 y las fórmulas obtenidas no sesimplifican.

Son generalmente inestables, siendo los peróxidos delGrupo IA y IIA los más estables. Se caracterizan por la

presencia del Grupo Peroxi :

Nomenclatura :

Ejemplos :1. Peróxido de hidrógeno

H1+ H2(O2)1 H2O2

2. Peróxido de calcio :

Ca2+ Ca2(O2)2 CaO2

El agua oxigenada es una solución de peróxido de

hidrógeno en agua en las siguientes proporciones :

1. Del 3% al 10% en volumen se le utiliza comoantiséptico medicinal

2. Del 30% al 50% se le utiliza en cosmetología3. Al 70% se le utiliza en la curtiembre del cuero

FUNCIÓN HIDRÓXIDO

Los hidróxidos o también denominados “bases” secaracterizan por la presencia del grupo hidróxilo uoxhidrilo.

Los hidróxidos provienen de la reacción que ocurre entreel óxido básico y el agua.

Por lo tanto :

Donde :M = Metal x = valencia del metal

A los hidróxidos también se les puede considerar comouna combinación binaria de elementos metálicos congrupo oxhidrilo

Forma Práctica :

Los hidróxidos se caracterizan por :

1. Son jabonosas al tacto2. Azulean el papel de tornasol y tornan un color rojo

grosella a la fenolftaleína3. Poseen uno o más grupos funcionales llamado

oxhidrilo u hidróxilo4. Neutralizan a los ácidos5. Poseen sabor cáustico o amargo

Ejemplos :

1. Hidróxido de sodio : Na1+(OH)1- NaOH2. Hidróxido cúprico : Cu2+(OH)1- Cu(OH)2

3. Hidróxido de aluminio : Al3+(OH)1- Al(OH)3

Nombres comunes de algunos hidróxidos en soluciónacuosa:

NaOH(ac): Soda caústicaKOH(ac) :Potasa cáusticaCa(OH)2(ac) : Lechada de calMg(OH)2(ac) : Leche de magnesia





( ) El número de oxidación del hidrógeno puede ser cero

( ) El número de oxidación representa la cargaeléctrica real o aparente

( ) El signo del número de oxidación depende de laelectronegatividad de los átomos enlazados

( ) El número de oxidación de un átomo de unelemento en un compuesto puede ser fraccionario

( ) En una misma estructura molecular un elementono puede tener átomos con diferentes númerosde oxidación.

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

02. Indicar el número de proposiciones correctas:

( ) El número de oxidación del oxígeno puede ser +2( ) En el S

8 el número de oxidación del azufre es -2

( ) En el PH3 el número de oxidación del fósforo es+3

( ) El número de oxidación de todo ion es igual acero.

A) Cero B) 1 C) 2D) 3 E) 4

03. Indicar el número de oxidación del átomo “J” en elsiguiente compuesto:

(Na Al)3 (JO4)4 . 12H2O

A) +1 B) +2 C) +3D) -5 E) +5

04. Determinar el número de oxidación del azufre en lassiguientes especies, e indicar la suma de ellos.

I. III.

II. IV. SO

A) +8 B) -8 C) -10D) +10 E) +12

05. Determinar el número de proposiciones no correctas:

( ) Metal + Hidrógeno Hidruro metálico( ) Metal + Oxígeno Óxido ácido

( ) Metal (IA) + agua Hidróxido + Hidrógeno( ) Los hidruros formados por los elementos delgrupo VIIA son llamados haluros

( ) Óxido básico + agua oxácido

A) Cero B) 1 C) 2D) 3 E) 4

06. Indicar el número de proposiciones no correctas:( ) Los hidruros son compuestos que se originan de

la combinación del hidrógeno con un elemento( ) El número de oxidación del hidrógeno en los

hidruros metálicos es -1.( ) Los hidruros no metálicos son sustancias

gaseosas pero no son tóxicas.( ) Los hidruros no metálicos del grupo VIA y VIIA en

solución acuosa poseen carácter ácido.

A) 0 B) 1 C) 2D) 3 E) 4

07. Formular los siguientes hidruros e indicar la suma desus átomos de hidrógeno.

I. Hidruro de barioII. ArsinaIII. Hidruro de aluminioIV. AmoniacoV. Telururo de hidrógeno

A) 10 B) 11 C) 12D) 13 E) 14

08. Indique el número de proposiciones correctas:

( ) Los óxidos son compuestos binarios.( ) El número de oxidación del oxígeno en los óxidos

es -2 y también puede ser -1( ) Los óxidos básicos generalmente son sólidos a

temperatura ambiental( ) Los óxidos básicos son compuestos formados

por oxígeno y un no metal( ) Los óxidos ácidos se forman con un no metal y el

oxígeno.

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

09. Formular los siguientes óxidos e indicar la semisumade sus átomos de oxígeno en total.

I. Óxido plúmbicoII. Óxido niqueloso - niquélicoIII. Óxido permangánicoIV. Óxido de cobre IIV. Óxido doble de estañoVI. Pentóxido de dinitrógeno

A) 8,5 B) 10 C) 11D) 10,5 E) 11,5

10. Indique el número de proposiciones no incorrectas:

( ) Los peróxidos son compuestos binarios que secaracterizan por poseer el ion peróxido (O2)1-

( ) El número de oxidación del oxígeno en losperóxidos es -1

( ) El ion peróxido posee enlace puente de oxígeno( ) El agua oxigenada es una solución acuosa de

peróxido de hidrógeno al 3% en volumen( ) Los peróxidos del grupo IA y IIA son los más

estables.

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5



11. ¿Cuál de los siguientes peróxidos contiene la mayor cantidad de átomos de oxígeno?

I. Peróxido de sodioII. Peróxido de calcioIII. Peróxido de estañoIV. Peróxido de níquelV. Peróxido de hidrógeno


12. Indicar cuántas proposiciones son no incorrectas,respecto a los hidróxidos:

( ) Son compuestos ternarios, llamados tambiénbases

( ) Son resbalosos o jabonosos al tacto( ) Enrojecen a la fenolftaleina y también al papel de

tornasol( ) Generalmente se produce por la reacción de un

óxido ácido con el agua( ) Los hidróxidos de los metales alcalinos son

llamados álcalis y son insolubles en agua.

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

13. Formular los siguientes hidróxidos e indicar elnúmero de grupos oxidrilos en total.

I. Hidróxido de magnesioII. Hidróxido de cesioIII. Hidróxido cobálticoIV. Hidróxido platínicoV. Hidróxido de cinc

A) 8 B) 10 C) 12D) 13 E) 15

14. La fórmula del óxido de un metal es pentatómica.Determinar cuántos átomos tiene la unidad fórmuladel hidróxido que formaría dicho metal.

A) 3 B) 5 C) 7D) 9 E) 11

15. ¿Cuántas relaciones son no correctas?

( ) Mg(OH)2 : Leche de magnesia( ) H2O2 : Agua oxigenada( ) NaOH : Soda cáustica( ) CH3OH : Es un hidróxido( ) Fe2O3.FeO : Magnetita

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

16. La hidracina conocida como tetrahidruro dedinitrógeno es un hidruro complejo, respecto a estecompuesto, indicar cuántas proposiciones son nocorrectas:

( ) Posee 5 enlaces covalentes normales( ) Posee 2 pares de electrones solitarios( ) Contiene un enlace covalente apolar ( ) No cumple con el octeto de Lewis

( ) Contiene un enlace Pi.

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

17. ¿En qué pareja de compuestos la suma deatomicidades, es la menor?

A) Óxido nítrico; carburo de hidrógeno

B) Óxido fosforoso : óxido bromosoC) Óxido hiposulfuroso : sulfuro de hidrógenoD) Óxido hiperclórico : cloruro de hidrógenoE) Óxido carbónico : amoníaco

18. ¿Cuántos de los siguientes compuestos presentan 5

átomos?

( ) Amoniaco( ) Óxido cloroso( ) Peróxido de calcio( ) Hidróxido cúprico( ) Óxido de hierro (III)

A) 1 B) 3 C) 4

D) 5 E) 6

19. Están correctamente nombrados:

I. Pb(OH)4: Hidróxido de plomo (IV)II. CdO: Óxido de cadmioIII. SeO2: Óxido selénicoIV. HNO2: Ácido nítrico

A) I y II B) I y III C) II y IIID) I E) I; II y IV

20. ¿Cuál de los siguientes compuestos presenta mayor número de átomos?

A) Óxido carbónico

B) Óxido de plataC) Hidróxido férricoD) Óxido plúmbicoE) Hidróxido de calcio



TAREA

01. En los compuestos NaClO4 y Mg3(PO4)2 marque elnúmero de oxidación del Cl y P respectivamente.

A) 5+; 7+ B) 7+; 6+ C) 7+; 3-D) 7+; 5+ E) 7+; 3+

02. El número de oxidación del S; C; Br; respectivamenteen los aniones es:

(S2O7)2- ; (C2O4)

2- ; (BrO3)1- ;

A) 6+; 4+; 3+ B) 6+; 2+; 5+ C) 4+; 4+; 5+D) 6-; 3+; 5+ E) 6+; 3+; 5+

03. Indicar cuántas proposiciones son no incorrectasrespecto a las siguientes reacciones químicas:

( ) Óxido ácido + agua ácido oxácido( ) Metal activo + agua hidróxido + hidrógeno

( ) Metal + peróxido

( ) Óxido básico + agua hidróxido

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 0

04. El nombre IUPAC y Stock del compuesto Fe2O3 es:

A) Trioxido de dihierro y óxido de hierro (II)B) Óxido de hierro y óxido de hierro (III)C) Dióxido de trihierro y óxido de hierro (II)D) Trióxido de dihierro y óxido de hierro (III)E) Trióxido de hierro y óxido de hierro (III)

05. Marque lo incorrecto:

A) Hidróxido de sodio: NaOHB) Hidróxido de calcio: Ca(OH)2C) Hidróxido férrico: Fe(OH)3D) Cal viva: CaOE) Soda cáustica: KOH

06. De los siguientes peróxidos, determinar la suma totalde las cantidades de oxígeno en cada una de ellas.

1. Peróxido de sodio2. Peróxido de magnesio3. Peróxido de níquel

A) 2 B) 4 C) 6D) 8 E) 10

07. ¿Cuál de los siguientes óxidos presentan mayor número de átomos?

A) Óxido áuricoB) Óxido de bromo (VII)C) Óxido de manganeso (VI)D) Óxido férricoE) Óxido de carbono (II)

08. Señalar el número de relaciones correctas:

( ) KH: Hidruro de potasio( ) HCl(ac): Ácido clorhídrico( ) H2F2(g): Fluoruro de hidrógeno( ) MgH2: Hidruro de magnesio (I)

A) 0 B) 1 C) 2D) 3 E) 4

09. ¿Cuál de los siguientes compuestos contiene menosoxígeno por molécula?

A) Óxido telúricoB) Óxido hipoclorosoC) Óxido perclóricoD) Óxido carbónicoE) Óxido sulfúrico

10. Relacionar:

I. Óxido básico A. Cr(OH)2II. Óxido ácido B. NaHIII. Hidróxido C. Na2OIV. Hidruro metálico D. NH3

V. Hidruro no metálico E. CrO3

A) IA; IIB; IIIC; IVD; VEB) IC; IIE; IIIA; IVB; VDC) IE; IIA; IIIC; IVD; VBD) IA; IIE; IIIC; IVB; VDE) ID; IIB; IIIA; IVC; VE



ÁCIDOS Y SALESFUNCIÓN ACIDO

Está función está formada por compuestos que secaracterizan por :

1. Tener un sabor agrio

2. Enrojecen el papel de tornasol3. Decoloran la solución de la fenolftaleína4. Poseen uno o más hidrógenos sustituibles por

metales o radicales electropositivos para laformación de sales.

5. Neutralizan a los hidróxidos6. Corroen a los metales

CLASES DE ÁCIDOS

I. Ácidos HidrácidosII. Ácidos Oxácidos

I. ÁCIDOS HIDRÁCIDOS

Son los anfigenuros y haluros de hidrógeno en soluciónacuosa, los que se nombran usando la terminaciónhídrico.

Nomenclatura :

Ácido ......................... hídrico

H2S(ac) ...................................... Ácido sulfhídricoH2Se(ac)

...................................... Ácido

selenhídrico

H2Te(ac) ...................................... Ácido telurhídricoHF(ac) ...................................... Ácido fluorhídricoHCl(ac) ...................................... Ácido clorhídricoHBr (ac) ...................................... Ácido bromhídricoHI(ac) ...................................... Ácido iodhídrico

¿Cuál es el ácido que ataca al vidrio?..................................................................................................................................................................................

II. ÁCIDOS OXÁCIDOS

Llamados también Oxiácidos y se obtienen de lareacción de :

Óxido Ácido + H2O Ácido Oxácido

Nomenclatura :En este caso sólo cambiaremos la palabra del Óxido

Ácido por Ácido

Clasificación de los Ácidos Oxácidos :

Los de mayor importancia son :

a. Ácido Simpleb. Poliácidoc. Polihidratados

a. ÁCIDO SIMPLESe obtiene :

1 Óxido Ácido + 1 H2O Ácido Simple

Ejemplo 1 : Ácido sulfuroso S(+2, +4, +6)

S4+O2- SO2 + H2O H2SO3

Ejemplo 2 : Ácido nítrico N(+1, +3, +5)

N5+O2- N2O5 + H2O H2N2O6 HNO3

¿Cuál es la mezcla de ácidos que disuelven al oro ycuál es su composición volumétrica?

.........................................................................................

.........................................................................................

b. POLIÁCIDOS

Se obtiene :

n Óxido Ácido + H2O Ácido Poliácido

donde :

n = 2; 3; 4; ...........Nomenclatura

Se agrega el prefijo : DI, TRI, TETRA, etc., de acuerdo alnúmero de átomos de elemento no metálico en lamolécula.

Ejemplo 1 : Ácido tetra perclórico Cl (+1; +3; +5; +7)Cl7+O2- 2Cl2O7 + H2O H2Cl4O15

Ejemplo 2 : Ácido hexa sulfuroso S (+2; +4; +6)S4+O2- 6SO2 + H2O H2S6O13

c. POLIHIDRATADOSSe obtienen al reaccionar los óxidos ácidos con 1; 2 ó 3moléculas de agua

Óxido Ácido + n H2O Ácido Polihidratado



Nomenclatura

Ácido Prefijo (...................................................) (Nombre del óxido ácido)

Para formular, utilizar el siguiente cuadro :

PREFIJO E : VALENCIA IMPAR E : VALENCIA PARMETA 1 Óxido Ácido + 1 H2O 1 Óxido Ácido + 1 H2O

PIRO 1 Óxido Ácido + 2 H2O 2 Óxido Ácido + 1 H2O

ORTO 1 Óxido Ácido + 3 H2O 1 Óxido Ácido + 2 H2O

CASOS ESPECIALES EN LA NOMENCLATURA DELOS ÁCIDOS POLIHIDRATADOS

ElementoPrefijo

P, As, Sb, B, Si

META Es obligatorio nombrar

ORTO No es obligatorio nombrar

Ejemplo 1 :

Ácido fosfórico P(+1, +3, +5) P2O5 + 3H2O H6P2O8 H3PO4

Ejemplo 2 :

Ácido piro sulfuroso S(+2, +4, +6)S4+O2- 2SO2 + H2O H2S2O5

OBSERVACIÓN :Los ácidos del fósforo tienen anomalías en cuanto al

número de hidrógeno sustituibles

Valencia Ácido N° de “H”sustituibles

1 H3PO2 1

3 HPO2 0

H4P2O5 2

H3PO3 2

5 HPO3 1

H4

P2

O7

2

H3PO4 3

FUNCIÓN SAL

Las sales son compuestos que por lo general son sólidosa temperatura ambiente y se obtiene al sustituir total oparcialmente los hidrógenos del ácido por metales oradicales.Se obtienen generalmente por una reacción deneutralización : ÁCIDO - BASE o por reacción decorrosión

I. REACCIÓN DE NEUTRALIZACIÓN

ÁCIDO + BASE SAL + H2O (Hidróxido)

Ejemplo :

II. REACCIÓN DE CORROSIÓN

ÁCIDO + METAL SAL + H2

TIPOS DE SALES INORGÁNICAS

1. SAL OXISAL : Provienen de los ácidos oxácidos

Ácido Oxácido + Hidróxido Sal Oxisal + H2O

*OSO - ICO

*ITO - ATO

TIPOS DE SALES OXÁCIDAS

A. Sales Neutras : Se obtienen cuando el elementometálico sustituye en forma total los hidrógenosliberales del ácido.

Ejemplos :1. Sulfato de calcio :

H2SO4 + Ca(OH)2 Ca2(SO4)2 CaSO4 + H2O Ácido Sulfato de

sulfúrico calcio2. Fosfato de magnesio

H3PO4 + Mg(OH)2 Mg3(PO4)2 + H2O Ácido Fosfato defosfórico magnesio

Nombre común de algunas sales neutras :

CaCO3 : Calcita o mármol

MnCO3 : Rodonosita



FeCO3 : Siderita

ZnCO3 : Smithsonita o calamida

NaNO3 : Nitro de Chile

KNO3 : Salitre

BaSO4 : Baritina

Ca3(PO4)2 : Fosforita

B. Sales Ácidas : Se obtienen por una sustituciónparcial de los hidrógenos del ácido.

Nomenclatura :

“H” quequedan

y x

1 Ácido Hidro

2 Di Ácido Di Hidro

3 Tri Ácido Tri Hidro..

.

...

Mitad ....... Bi (prioridad)

¿Dónde “x” e “y”?

x : Delante de todo el nombrey : Es intermedio

Ejemplos :

1. Hidro sulfato de calcio :

H2SO4 HS

Ca2+ + HS Ca(H SO4)2

Hidrosulfato de calcioSulfato ácido de calcioBi sulfato de calcio

2. Di hidro fosfato de aluminio :

H3PO4 H2P

AI3+ + H2 Al(H2PO4)3

Di hidrofosfato de aluminioFosfato di ácido de aluminio

C. Sales Básicas : Son aquellas sales en dondeel Radical del ácido contiene radicales

OH1- [ R.Ay-] : la carga total del radical del

ácido se suma a la carga total del número de OH1-

Nomenclatura

Número de [OH]1- y x

1 Básico Hidroxi

2 Di Básico Di Hidroxi

3 Tri Básico Tri Hidroxi

.

.

.

.

.

.

.

.

.

¿Donde “x” e “y”?x : Delante de todo el nombrey : Es intermedio

Ejemplos :

1. Sulfato básico de aluminio

H2SO4 + [(OH)SO4]3-

AI3+

+ [(OH)SO4]3-

AlOHSO4

2. Di hidroxi perclorato de litio :

HClO4 + [(OH)2 ClO4]3-

Li1+ +[(OH)2 ClO4]3- Li3(OH)2ClO4

Nombre común de algunas sales básicas:Cu2(OH)2CO3 : Malaquita

Mg3(OH)2SiO10 : Talco

D. Sales Múltiples : Son aquellas que contienen másde un elemento metálico, pueden sera. Doblesb. Triples

a. Dobles : Son aquellas sales en cuya moléculaexisten 2 elementos metálicos diferentes

Ejemplos :

1. Carbonato de aluminio y magnesio

a. H2CO3

b. AI3+ + Mg2+ [AlMg]5+

c. [AlMg]5+ + [AlMg]2[CO3]5

2. Hidrofosfato de calcio y amonio

a. H3PO4 H

b. Ca2+ + [CaNH4]3+



c. [CaNH4]3+ + H [CaNH4]2[HPO4]3

b. Sales Triples : Son aquellas sales en cuya moléculaexisten 3 elementos metálicos diferentes

Ejemplos :

1. Permanganato de sodio - potasio - calcio :

a. HMnO4 Mn

b. Na1+ + K1+ + Ca2+ [NaKCa]4+

c. [NaKCa]4+ + Mn NaKCa[MnO4]4

2. Di hidrofosfato de amonio - estroncio - aluminio

a. H3PO4 H2P

b. N + Sr 2+ + Al3+ [NH4SrAl]6+

c. NH4SrAl[H2PO4]6

SALES HALOIDEAS

Son aquellas que provienen de los Ácidos HidrácidosEstas sales pueden ser neutras, ácidas, básicas,múltiples

ÁCIDO HIDRÁCIDO + HIDRÓXIDO SAL HALOIDEA + H2O

Nomenclatura

.............................. + URO DE ................................... Nombre del Ácido Nombre

del metal

OBSERVACIÓN :

En la formación de las Sales Haloideas Ácidas sólo seconsideran los Ácidos Hidrácidos del grupo VIA: H2S,H2Se, H2Te

Ejemplos :

1. Bromuro de calcio :

HBr Br 1-

Ca + Br 1- CaBr 2

2. Sulfuro ácido de aluminio :

H2S HS1-

Al3+ + HS1- Al(HS)3

3. Dihidroxi cloruro de níquel (III)

HCl [(OH)2Cl]3-

Ni3+ + [(OH)2Cl]3- Ni(OH)2Cl

4. Selenuro de calcio y aluminio

a. H2Se Se2-

b. Ca2+ + Al3+ [CaAl]5+

c. [CaAl]5+ + Se2- [Caal]2Se5

Nombre común de algunas sales haloideasNaCl : Halita o sal gema

Ag2S : ArgentitaKl : SilvinaZnS : BlendaCuFeS2 : CalcopiritaHgS : CinabrioPbS : GalenaFeS2 : Pirita

SALES HIDRATADASSon aquellas que contienen un cierto número demoléculas de agua, las moléculas de agua adheridas sedenominan aguas de cristalización

Para formularlas se escribe la fórmula de la sal anhidriday a continuación el número de moléculas de agua

Sal Anhidra + H2O Sal Anhidra . n H2O

Nomenclatura :

Nombre de la sal ................................. Sufijo

SUFIJO MOLÉCULAS H2O

Hidratado 1

Dihidratado 2

Trihidratado 3

.

.

.

.

.

.

Ejemplos :1. Sulfato de calcio dihidratado

CaSO4 . 2H2O “Yeso de construcción”

2. Sulfato de cobre (II) penta hidratadoCuSO4.5H2O “Azul de Vitriolo”



Nombre común de algunas sales hidratadas

Na2CO3.10H2O : Sal de sodaMgSO4. 7H2O : Sal de EpsonNa2SO4.10H2O : Sal de Glauber FeSO4.7H2O : Vitriolo verdeNa2B4O7 .10H2O : BóraxKAl(SO4)2.12H2O : Alumbre

DELICUESCENCIA :Es la propiedad que tienen algunas sales y óxidos queabsorven vapor de agua del medio ambiente para formar hidratos.

La delicuescencia ocurre si la presión parcial del vapor deagua en el aire es mayor que la presión de vapor delhidrato a una determinada temperatura.

Ciertas sustancias delicuescentes tienen gran capacidadpara atraer moléculas de agua del aire, incluso puedenformar soluciones saturadas, a estas sustancias se lesllama higroscópicas

Ejemplo:CaSO4(s) + 2H2O(v) CaSO4.2H2OSal anhidra Vapor de Sal hidratada

agua del aire

EFLORESCENCIA:

Es la propiedad que presentan algunas sales y óxidoshidratados de perder su agua de hidratación o agua decristalización por exposición al aire para trasformarse enun hidrato inferior o en un sólido anhidro.

La eflorescencia ocurre cuando la presión de vapor delhidrato sólido es mayor a la presión parcial de vapor de

agua del medio ambiente en donde ocurre este fenómeno

Ejemplo 1 :

CuSO4 . 5H2O(s) CuSO4 . 2H2O(s) +3H2O(v)

Sulfato cúprico Sulfato cúpricopentahidratado dihidratado

Ejemplo 2 :

MgSO4 . 7H2O MgSO4(s) + 7H2O(v)Sulfato de magnesio Sulfato dehepta hidratado magnesio


01. Indicar el oxácido de mayor atomicidad :

A) Ácido carbónicoB) Ácido pirocrómicoC) Ácido ortohipobromosoD) Ácido nitroso

E) Ácido piropermangánico

02. De los siguientes compuestos:J: ácido perclóricoL: ácido hipobromosohallar la diferencia de las atomicidades de: J - L

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

03. Formular los siguientes ácidos polihidratados eindicar la suma total de los átomos de oxígeno:I. Ácido pirofosfórico:II. Ácido ortohipocloroso:III. Ácido pirosulfuroso:

IV. Ácido ortopermangánicoV. Ácido piroarsénico

A) 26 B) 18 C) 32D) 16 E) 30

04. De:I. Ácido dicrómico : H2Cr 2O7II, Ácido fosfórico : H3PO4III. Ácido carbónico : H2CO3IV. Ácido tetrabórico : H3B4O7son correctas:

A) I y II B) II y III C) I, II y IIID) Todas E) I y IV

05. El óxido ácido de un elemento “J” es una moléculapentatómica. Considerando que “J” tiene una solavalencia, determine la fórmula del ácido orto tetra de

dicho elemento

A) H4J4O7 B) H6J4O7 C) H6J4O8D) H6J4O9 E) H6J2O9

06. Determinar la fórmula del compuesto: Ácido orto deca hiperclórico

A) H6Cl10O36 B) H6Cl10O40 C) H4Cl10O42D) H6Cl10O38 E) H6Cl10O41

07. Indicar cuántos oxianiones están correctamentenombrados:

( ) C : ion carbonato

( ) Mn : ion permanganato

( ) S : ion sulfito

( ) CI : ion clorito

( ) Br : ion perbromato

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5




( ) : Amonio

( ) : Nitrato

( ) : Hipoclorito

( ) : Bisulfuro

( ) : Hidrosulfato

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

09. Respecto al compuesto: KHCO3, indicar cuántasproposiciones son no incorrectas:

( ) Es una sal oxisal( ) Es una sal ácida( ) Su unidad fórmula contiene 6 átomos( ) Es el carbonato de potasio

A) 0 B) 1 C) 2D) 3 E) 4

10. Determine cuál de las siguientes sales tiene la mayor

cantidad de átomos:

A) Selenito áuricoB) Carbonato de magnesioC) Permanganato de litioD) Clorito de sodioE) Sulfato de sodio

11. Cuántos de los siguientes compuestos tienen más decinco átomos por unidad fórmula:

( ) Nitrato cúprico( ) Cloruro niqueloso( ) Permanganato de potasio( ) Pirobromito de calcio

( ) Orto hiposulfito niquélico

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

12. Indicar cuántas relaciones nombre-fórmula son noincorrectas:

( ) Nitrato de calcio : Ca(NO3)2( ) Sulfito de sodio : Na2SO3( ) Hipoyodito de berilio : Be(IO)2( ) Fosfato de calcio : Cd3(PO4)2( ) Nitrito de amonio : NH4NO3

A) 1 B) 2 C) 3

D) 4 E) 513. Indicar cuántas proposiciones son no incorrectas:

( ) NaHCO3 : bicarbonato de sodio( ) Ca2HPO4 : dihidrógeno fosfato de calcio( ) Al(HSO4)3; bisulfuro de aluminio( ) MgCrO4 : cromato de magnesio( ) MgPbCl4 : clorato de magnesio y plomo (II)

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

14. Indicar cuántas relaciones nombre - fórmula son nocorrectas:

( ) Dihidrógeno fosfato de barioBa(H2PO4)2

( ) Dihidroxicloruro de bismuto:Bi(OH)2 Cl

( ) Hidrógeno carbonato de sodioNaHCO3

( ) Perclorato pentabásico férricoFe3[(OH)5CIO4]

( ) Hidrógeno sulfuro de cobalto (III):Co(HS)3

( ) Hipofosfito férricoFe(H2PO2)3

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

15. ¿Cuántos de los siguientes compuestos estánnombrados correctamente?

( ) Ca3PO2 : Hipofosfito de calcio( ) NH4IO4 : Iodato amónico

( ) Ba(HCO3)2 : Bicarbonato de bario( ) K2Cr 2O7 : Cromato de potasio( ) Ca3(PO4)2 : Fosfito de calcio

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

16. Cada compuesto se relaciona con su función químicacorrespondiente, indicar cuántas no son correctas:

( ) Na2CO3 : Sal neutra( ) CaF2 : Sal oxisal( ) CaH2 : Hidruro( ) HCl(g) : Ácido hidrácido( ) HNO2 : Ácido oxácido

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

17. Se tiene una molécula formada por un átomo “J”que pertenece a la familia de los anfígenos secombina con el oxígeno ; esta molécula presenta 2enlaces covalentes coordinados y 2 covalenciaspuras. ¿Cuál es la atomicidad del ácido “piro”correspondiente a esta molécula de óxido ácido?

A) 8 B) 9 C) 10D) 11 E) 12

18. Si se combinan 2 moléculas de un óxido ácido tetra

atómico con una molécula de agua, ¿cuántos átomospor unidad fórmula existen en una molécula de saloxisal neutra, obtenida al reaccionar dicho oxácidocon el hidróxido de sodio?

A) 7 B) 9 C) 11D) 12 E) 14

19. El átomo del elemento “J” tiene una carga nuclear,cuyo valor es 13. Al reaccionar el hidróxido formadopor el elemento “J” con el oxácido de un elemento“Q” de la familia de los anfígenos. ¿Cuál será la



fórmula de dicha sal?

A) J2QO4 B) J2(QO3)3 C) J(QO2)2D) JQ3 E) J2Q3

20. ¿Cuál será el tipo de compuesto que forman doselementos “J” y “L, si los probables númeroscuánticos del último electrón del átomo del elemento

“J” son: ø(3; 0; 0; + ) y “L” es un elemento

representativo del cuarto periodo, cuyos átomostienen en el subnivel “p” dos orbitales llenos y unosemilleno

A) Óxido básico B) Óxido ácidoC) Hidróxido D) Hidruro no metálicoE) Sal haloidea

TAREA

01. ¿Cuál de las siguientes sustancias es un compuestobinario y triatómico a la vez?

A) Ácido clorhídricoB) Ácido selenhídricoC) Ácido yodhídricoD) Ácido nítricoE) Ácido mangánico

02. Señale las fórmulas de los siguientes iones

I. DicromatoII. SulfuroIII. Biseleniuro

A) B)

C) D)

E)

03. Ordenar de mayor a menor en relación a la cantidadde átomos por fórmula:

I. Fosfato de potasio

II. Carbonato de sodioIII. Nitrato de plataIV. Clorato de calcioV. Nitrito de magnesio

A) I; II; III; IV y V B) IV; I; II; V y IIIC) IV; I; V; II y III D) I; II; IV; III y VE) III; II; V; I y IV

04. Relacionar correctamente:I. Clorito de cincII. Ácido perclóricoIII. Cloruro de cincIV. Ácido clorhídrico

A. Oxisal neutraB. HidrácidoC. OxácidoD. Haloidea neutra

A) IA; IIB; IIIC, IVD B) ID; IIC; IIIB; IVAC) IB; IIC; IIID; IVA D) IA; IIC; IIID; IVBE) IA; IIC, IIIB, IVD

05. Señalar el nombre de Fe(HSO4)3:

A) Bi sulfito férrico B) Sulfato férricoC) Bi sulfato férrico D) Bi sulfito ferroso

E) Bi sulfuro férrico

06. Indicar cuántas relaciones nombre- fórmula son noincorrectas:( ) Sulfuro de aluminio : Al2S3( ) Bromuro de litio : LiBr ( ) Fluoruro de calcio : CaF( ) Telururo plúmbico : PbTe( ) Seleniuro argéntico: Ag2Se

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

07. Señale la fórmula que tiene la mayor cantidad deátomos por unidad fórmula:

A) Óxido hipo sulfurosoB) Silicato de aluminioC) Bipirocarbonato de sodioD) Biortocarbonato de aluminioE) Pirocromato de potasio

08. Formular los siguientes iones e indicar la suma totalde sus cargas

I. Carburo:II. Boruro :III. Fosfonio :IV. Perclorato :V. Bromito :

A) -6 B) -8 C) -10D) -12 E) -13

09. El análisis realizado en el laboratorio de la Academia“PITÁGORAS” para el talco, que es el material demenor dureza y de uso muy extendido resultó lasiguiente fórmula:Mg3(OH)2Si4O10. Indicar su nombre químico:

A) Orto silicato de magnesio

B) Piro silicato dibásico de magnesioC) Orto silicato dibásico de magnesioD) Tetra orto silicato básico de magnesioE) Tetra silicato dibásico de magnesio

10. El sultato de “J” tiene 17 átomos por unidad fórmula.Determinar la cantidad de átomos por unidad fórmulaque tiene el pirofosfato de “J”

A) 17 B) 8 C) 37D) 28 E) 31



UNIDADES QUÍMICAS DE MASASon formas de expresar las relaciones existentes entre las masas de las sustancias con las cantidades de sus partículasestructurales que pueden ser átomos, iones, moléculas.

ÁTOMOS Y MOLÉCULAS DE UN ELEMENTO

Todos los elementos están constituidos por átomos, en algunos casos éstos se encuentran unidos mediante enlacecovalente constituyendo moléculas.

MOLÉCULAS DE LOS PRINCIPALES ELEMENTOS

ELEMENTO ÁTOMO MOLÉCULA TIPO DE MOLÉCULA

Hidrógeno H H2 Diatómica

Oxígeno O O2 Diatómica

Nitrógeno N N2 Diatómica

Halógeno Q Q2 Diatómica

Fósforo P P4 Tetraatómica

Azufre S S8 OctaatómicaGas noble X X Monoatómica

Donde : Q ----- Halógeno F; Cl; Br; IX ----- Gas noble He; Ne; Ar; Kr; Xe; Rn

En el caso de los gases nobles se tratan como átomos o moléculas indistintamente.

MOLÉCULAS DE UN COMPUESTOLa molécula de un compuesto está formada por un conjunto de átomos unidos mediante enlace covalente. Cuando seseparan los átomos de la molécula el compuesto pierde su identidad.

MOLÉCULAS DE ALGUNOS COMPUESTOSCOMPUESTO MOLÉCULA CLASE DE MOLÉCULA

Dióxido de nitrógeno NO2 Triatómica

Amoniaco NH3 Tetraatómica

Ácido sulfuroso H2SO3 Hexaatómica

Benceno C6H6 Dodecatómica

UNIDAD DE MASA ATÓMICA (u)Es la unidad patrón con quien se compara la masaabsoluta de un átomo y equivale a un doceavo de lamasa de un átomo de C - 12-

Equivalencias :

1 u < > 1,66 . 10-24 g < > 1,66 . 10-27 kg

MASA ATÓMICA (m.A)

Es la masa relativa de un átomo, resulta de lacomparación de la masa absoluta de un átomo con launidad de masa atómica.



Ejemplo :Calcular la masa atómica promedio del átomo dehidrógeno, si :

= 1,6729 . 1027 kg

Luego : m.A =

Reemplazando valores :

m.A =

m.A = 1,0077 u

MASA ATÓMICA PROMEDIO ( )

Es un promedio ponderado que se obtiene en relación alas masas isotópicas o en relación a los números demasa de los isótopos de un elemento teniendo en cuentasus abundancias relativas.

ISÓTOPOS % DEABUNDANCIA

MASAISOTÓPICA

NÚMERO DEMASA

a1 m.I1 A1

a2 m.I2 A2

an m.In An

MASA ATÓMICA PROMEDIO EXACTA ( )Se determina en función a la masa isotópica de losisótopos de un elemento.

donde :%a : Porcentaje de abundancia del isótopom.I : Masa isotópica

MASA ATÓMICA PROMEDIO APROXIMADA

( )Se determina en función de los números de masa de losisótopos de un elemento.

A : Número de masa

Ejemplo :El elemento magnesio contiene tres isótopos, cuyos

datos se dan en el siguiente cuadro:

ISÓTOPOS % DEABUNDANCIA

MASAISOTÓPICA (u)

NÚMERODE MASA

24Mg 7870 239924 24

25Mg 1013 249938 25

26Mg 1117 259898 26

Calcular la masa atómica promedio exacta yaproximada para el magnesio.

Cálculo de la masa atómica promedio exacta :

De :


Cálculo de la masa atómica promedio aproximada :

De :


MASA MOLECULAR ( )

Es la masa relativa de una molécula y resulta de lasumatoria de la masas atómicas de los átomos que laconstituyen, se utiliza en los compuestos covalentes :

En las moléculas diatómicas de los gases : H2; O2; N2; F2;Cl2 se tiene :



Ejemplo 01 :

= 2( m.ABr ) + 5 (m.AO) = 2(80) + 5(16)

Ejemplo 02 :

= 2(m.AH)+1 (m.AC)+3(m.AO) = 2(1)+1(12)+3(16)

MASA FÓRMULA ( )

Es la masa relativa de una unidad fórmula y resulta de lasuma de las masas atómicas de los átomos que laconstituyen, se utiliza para compuestos iónicos.

Ejemplo :

= 1 (m.ACa) + 1 (m.AC) + 3 (m.AO)

= 1(40) + 1(12) + 3(16)

EL MOL

Es la sétima unidad fundamental del SistemaInternacional (SI), la cual se define como la cantidad desustancia que contiene la misma cantidad de partículas(átomos, moléculas, iones, etc).El mol contiene :

Ejemplos :

01. 1 mol de átomos Na ----- contiene -----6,023.1023 átomos Na ----- No átomos Na

02. 1 mol de iones Ca2+ ----- contiene -----6,023.1023 iones Ca2+ ----- No iones Ca2+

03. 1 mol de moléculas H2O ----- contiene -----6,023.1023 moléculas H2O ----- No moléculas H2O

ÁTOMO - GRAMO (at - g)Es la masa de una mol de átomos de un elemento yequivale a su masa atómica promedio expresada engramos :

1 at - g < > 1 mol de átomos < > m.A en gramos

Ejemplo 01 :

Ejemplo 02 :

CÁLCULO DEL NÚMERO DE ÁTOMOS - GRAMOS DEUN ELEMENTO

Ejemplo :

Se tiene una barra metálica de hierro cuya masa es168 gramos. Determinar la cantidad de at - g y elnúmero de átomos de hierro en dicha muestra.

Cálculo del N° at - g

N° at - g Fe =




N° at - g Fe = N° at - g Fe = 3

Pero :1 atg Fe ----- contiene ----- No átomos

Luego se tiene :

3 at - g Fe ----- contiene ----- 3No átomos

MOLÉCULA - GRAMO (mol- g)

Es la masa de un mol de moléculas de una sustanciacovalente y equivale a la masa molecular expresada engramos.

1 mol - g < > 1 mol de moléculas < > en gramos

Ejemplo 01 :

Ejemplo 02 :

FÓRMULA - GRAMOEs la masa de un mol de unidades fórmula de unasustancia iónica y equivale a la masa fórmula expresada

en gramos.

1 fórmula - gramo < > 1 mol de unidades fórmula < > en gramos

Ejemplo :

CÁLCULO DEL NÚMERO DE mol - g (n)

Ejemplo :

Determinar a cuántas mol - g equivalen 343 g deácido sulfúrico, e indique la cantidad de moléculasde ácido sulfúrico en la muestra.

De :

Reemplazando :

= 3,5 mol - g

Pero : 1 mol - g ----- contiene ----- No moléculasEn : 3,5 mol - g H2SO4 --- contiene --- 3,5 No moléculas H2SO4

CONDICIONES NORMALES (C.N)Son aquellas condiciones de presión y temperatura a laque se encuentra una sustancia gaseosa.

Luego : Pnormal = 1 atm = 760 mm Hg = 760 torr = 101,3 kPa

Tnormal

= 0 °C = 273 K

VOLUMEN MOLAR (Vm)Es el volumen que ocupa la mol - g de una sustanciagaseosa a una presión y temperatura determinadacuando la presión y temperatura son las quecorresponden a las condiciones normales se tiene.

1 mol - g (gas) ----- C.N ----- Vm = 22,4 L

además :



El volumen molar es el volumen que ocupa la mol-g decualquier gas.

Ejemplo : Determinar el volumen en C.N que ocupan 320gramos de gas metano.

De :


01. ¿Cuántas de las siguientes proposiciones sonincorrectas?

( ) La unidad de masa atómica es 1/12 de la masadel C - 12.

( ) Un átomo - gramo de un elemento contiene unamol de átomos.

( ) 4 mol-g de oxígeno equivalen a 4 at-g deoxígeno.

( ) Una mol-g de cualquier gas ocupa siempre22,4 L.

( ) Una unidad de masa atómica equivale :1,66.10-27 kg

( ) Un mol de moléculas es la mol-g

A) 6 B) 5 C) 4D) 3 E) 2

02. Un elemento “J” presenta cinco isótopos cuyosnúmeros de masa están en progresión aritmética derazón 2 y cuya suma es 190. Además los porcentajesde abundancia del primero y segundo son 30% y40% respectivamente y de los demás son iguales.Hallar la masa atómica promedio aproximado delelemento “J”

A) 34,2 B) 35,8 C) 37,4D) 36,6 E) 37,4

03. Un determinado elemento químico posee 3 isótoposcuyas masas atómicas están en progresiónaritmética de razón 4 y sus porcentajes deabundancia aumentan en progresión aritmética derazón 2. Sabiendo que la masa atómica promedio es40,14, determine el número de masa del isótopointermedio.

A) 42 B) 41 C) 40D) 39 E) 38

04. Determinar las masas moleculares de los siguientescompuestos:

I. Cl2O7 III. H3PO4II. C2 H5OH IV. P2O5

A) 183; 46; 180; 90 B) 42; 56; 98; 108C) 183; 46; 98; 142 D) 32; 44; 96; 92E) 36; 197,5; 95, 102

05. Completar las siguientes proposiciones:

I. 2 at-g de

II. mol-g de O2=160 g

III. mol-g de CO2=6,023.1024 moléculas

IV. 4 mol-g de H2= g

dar como respuesta la relación “Q”, si :Q = J + C + R + T

A) 63 B) 41 C) 54D) 35 E) 47

06. En 4 gramos de óxido férrico, ¿cuántos gramos dehierro están contenidos?

A) 2,8 B) 5,6 C) 0,28D) 1,2 E) 3,4

07. ¿Cuántos litros de oxígeno, medidos a 0 °C y101,3 kPa, , se podrá obtener con todo el oxígenocontenido en 125 gramos de ácido sulfúrico?

A) 11,2 L B) 22,4 L C) 33,6 LD) 56,0 L E) 112 L

08. Un átomo del elemento “J” tiene una masa de2,65.10-5 ag. Calcular el volumen que ocuparán3 600 g del gas J3 en las condiciones normales

A) 1,68 m3 B) 1,86 m3 C) 22,6 m3

D) 22,4.10-3 m3 E) 1,86.103 m3

09. La masa de la molécula CH2J2, es 2,9.10-22

gramos. Determinar la masa atómica del elementodesconocido J.



A) 20 B) 40 C) 60D) 80 E) 75

10. En un balón se han introducido 4 g de gas hidrógenoy 16 g de gas oxígeno. Hallar el número demoléculas en el balón.

A) 20No B) 10No C) 4NoD) 0,5No E) 2,5No


( ) 12 mol de moléculas de O2 < > 18 mol-g O2( ) 1 mol de electrones < > 54,809.10-5 g( ) 19,20 g HI(g) < > 3,36 L a C.N. de HI(g)( ) 22,2 g de pirofosfato de magnesio contiene 0,1No

átomos de magnesio.

( ) Masa de una molécula < >

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

12. La adrenalina C9H13O3N y la tiroxina C15H11O14NI4son hormonas ampliamente utilizadas en medicina.Si se dispone 18,3 g de la primera y 77,7 de lasegunda, determinar el número total de átomos.

A) 3,1No B) 6,1No C) 8,3NoD) 3,8No E) 6,3No

13. ¿En qué masa de ácido bórico hay el mismo númerode protones de oxígeno que en 0,2 mol-g de peróxidode bario?

A) 6,27 g B) 8,27 g C) 3,18 gD) 6,15 g E) 10,2 g

14. Indicar cuántas proposiciones son no incorrectaspara una muestra de 930 g de fosfato de calcio.

( ) 3 mol-g de fosfato de calcio( ) 9 mol de iones de Ca2+

( ) 6 mol de iones fosfato( ) 18,069.1023 unidades fórmulas del fosfato de

calcio.( ) 62 g de fósforo.

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

15. Si se tiene 500 g de aguardiente que contiene 60%en masa de alcohol, C2H5OH, siendo el resto agua.¿Cuántos átomos de hidrógeno existen en lamezcla?


16. ¿En cuál de las siguientes proposiciones se tiene

una muestra con menor masa?

( ) 56 L de ozono a C.N( ) 3,0115.1022 moléculas de ácido sulfúrico( ) 2,5 L de agua a 4 °C( ) 7 at-g de nitrógeno( ) 10 mol de moléculas de amoniaco


17. Se tiene 6,4 g de oxígeno que se emplean en laobtención de ácido nítrico. ¿Cuántos mL de dichoácido se puede obtener si la densidad del ácido es1,52 g.mL-1?

A) 4,91 B) 5,17 C) 5,53D) 6,23 E) 6,31

18. Una mezcla de los compuestos de hidróxido dealuminio y carbonato de calcio contiene 9,6 mol demoléculas en conjunto y 64 mol de átomos.Determine el porcentaje molar de aluminio en dichamezcla

A) 12,5% B) 22,4% C) 20,2%D) 83,3% E) 87,5%

19. Se tiene el gas J2L5; si una molécula de “L2" tieneuna masa de 5,3.1023 g y una molécula de “J2" tiene

una masa de 1,18.10-22 g. Determine la masamolecular en g.mol-g-1 de dicho gas.

A) 231 B) 151 C) 103D) 302 E) 273

20. ¿Cuántos gramos de sulfato de sodio contienen igualnúmero de moléculas de los que están contenidos en800 g de carbonato de calcio?

A) 695 g B) 860 g C) 345 gD) 1 056 g E) 1 136 g

TAREA01. De las siguientes proposiciones; indicar cuántas son

no correctas:

( ) La masa atómica del hidrógeno es 1 gramo( ) Una mol de átomos de plata posee una masa de

108 g( ) En 36 g de agua existen más moléculas que en

88 g de gas carbónico.( ) En 360 g de glucosa (C6H12O6) existen 2No

moléculas

( ) Un átomo de carbono posee una masa de 12 g

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

02. ¿Cuántas son no incorrectas?

( ) En 12 g de carbono hay 6,023.1023 átomos.( ) La masa molecular del ozono es 48.( ) La masa molecular del agua es 18



( ) Una muestra de 2 moles de moléculas del gaspropano, ocupan un volumen de 44,8 L, encondiciones normales.

( ) Mol gramo y mol de moléculas significan lomismo.

A) 5 B) 1 C) 2D) 3 E) 4

03. En una reacción química se produce 80 g deoxígeno. ¿Qué volumen ocupará si está medido enC.N.?

A) 56 L B) 112 L C) 26 LD) 224 L E) 11,2 L

04. Se dispone de 31,6 gramos de permanganato depotasio. Determinar el número de fórmula - gramo

A) 0,01 B) 0,02 C) 0,03D) 0,04 E) 0,06

05. ¿Cuántos átomos de calcio están contenidos en 50g de un mineral que contiene carbonato de calcio y

un 20% de impurezas?


06. Un globo contiene 6,72 L de oxígeno a condicionesnormales, luego se le adiciona 22,4 g del mismo gas.¿Cuál es el volumen alcanzado con esta adición degas a C.N. ?

A) 22,4 L B) 20 L C) 17,6 LD) 51,4 L E) 11,2 L

07. Una muestra de hidróxido de sodio tiene una masade 100 g. ¿Cuántos electrones están contenidos?

A) 60No B) 50No C) 40NoD) 30No E) 20No

08. Se trató una muestra de carbonato de potasio quetiene una masa de 27,6 g con una serie de reactivosque transformaron todo su carbono a CN1- en elcompuesto K2Zn3[Fe(CN)6]2. ¿Cuántos gramos deeste compuesto se obtuvieron?

A) 4,63 g B) 8,35 g C) 4,98 gD) 11,6 g E) 13,8 g

09. Calcular el volumen de oxígeno en C.N. que seencuentra presente en 180 milimoles de dihidro ortonitrato de aluminio.

A) 62,7 L B) 44,8 L C) 112 LD) 33,6 L E) 24,2 L

10. Un laboratorio de análisis clínicos efectúa un análisisde fósforo en la orina de un enfermo, encontrando5 mg de fósforo por litro de orina. ¿Cuántosátomos de fósforo existen?

A) 1,46.1019 B) 6,02.1019

C) 1,21.1019 D) 1,81.1019

E) 3,01.1019

ESTADO GASEOSO

GASEs el estado de la materia que tiene forma y volumenvariable, las fuerzas de repulsión entre sus moléculas sonmucho mayores que las fuerzas de cohesión.

La palabra “GAS” fue inicialmente usada por el físicobelga Van Helmont, a las sustancias que se desprendíanal quemar madera.

PROPIEDADES GENERALES DEL ESTADO GASEOSO

01. COMPRESIÓN

El volumen que ocupa un gas se puede reducir fácilmente mediante la acción de una fuerza externa, estose explica debido a la existencia de grandes espaciosintermoleculares.



02. EXPANSIÓN

Un gas ocupa todo el volumen del recipiente debido aque las moléculas poseen una alta energía cinética.

03. DIFUSIÓN

Consiste en que las moléculas de un gas se distribuyanen un sólido, líquido o gas, debido a su alta energíacinética y alta entropía.

04. EFUSIÓN

Es el proceso de escape, derrame o laminado de un gasa través de un agujero fino de una placa delgada atemperatura constante y a presión constante.

05. ATMÓLISIS

Es la separación de los componentes de una mezcla gaseosa por difusión a través de una membrana porosa, el másligero se difunde a través de la membrana porosa y el más pesado no puede difundirse a través de la membrana porosa.

Los gases poseen la propiedad de la isotropía, la cual indica que las propiedades físicas y mecánicas son iguales encualquier dirección.

El gas, es el estado de la materia de mayor “Entropía”, que indica el grado del desorden molecular.



VARIABLES TERMODINÁMICAS DEL ESTADOGASEOSO

El comportamiento de un gas, es independiente de sucomposición química y se describe mediante tresparámetros termodinámicos los cuales son : Presión,Volumen y Temperatura.

01. Presión (P)

Un gas ejerce presión debido al choque incesante delas moléculas contra las paredes interiores delrecipiente que lo contiene. La presión de un gas semanifiesta en diferentes direcciones con igualintensidad en cualquier parte interior del recipienteque lo contiene.

RECORDAR :P atmosférica

1 atmósfera

760 mmHg

760 torr

101,3 kPa

La presión manométrica es la presión interna del gas y segenera por el choque de las moléculas del gas contra lasparedes del recipiente.

Cuando no se indica el tipo de presión se considera quees la presión absoluta del gas.

En las leyes del Estado Gaseoso se utilizan presionesabsolutas :

Pabsoluta = Patmósferica + Pmanométrica

02. Volumen (V)

El gas debido a su alta energía cinética ocupa todoel volumen del recipiente, por lo cual su volumen esigual al volumen del recipiente que lo contiene.

03. Temperatura (T)

Es la medida de la agitación de las moléculas delgas, en las leyes del estado gaseoso se utilizan sóloescalas absolutas, en el SI la temperatura se mideen kelvin (K)

K = °C + 273

GAS REAL

Son los gases que existen en la naturaleza, cuyasmoléculas están sujetas a las fuerzas de atracción(mínima) y repulsión. Solamente a bajas presiones y altastemperaturas las fuerzas de atracción son despreciablesy se comportan como gases ideales.

Por ejemplo : N2; O2; .....; etc.

Ecuación de Van der Walls para un Gas Real

Donde :P : Presiónn : N° de mol-gV : VolumenT : Temperaturaa y b : Son parámetros moleculares del gas real

que caracterizan la estructura ypropiedades de sus moléculas.

De lo anterior se tiene :

Pgas ideal = Preal +

Pgas real < Pgas ideal

Vgas real = Vgas ideal - nb

Vgas real > Vgas ideal

GAS IDEAL

Microscópicamente el gas ideal es un modelo abstracto,que cumple con los postulados de la Teoría Cinética delos Gases.

Gráfica para gases ideales y reales :



Teoría Cinética de los Gases IdealesPara explicar el comportamiento de los gases ideales,Clausius, Maxwell y Boltzman crearon un modelo llamadoTeoría Cinética de los Gases, los postulados de estateoría son:

01. Los gases están constituidos por moléculas muypequeñas de carácter puntual, siendo la distancia

promedio entre ellas, tan grande que el volumen realque ocupan es en su mayor parte espacio vacío yestán dotados de una gran energía cinética

02. Las moléculas poseen un movimiento continuo,caótico y rectilíneo, chocando contra las paredes delrecipiente que los contiene y contra ellas mismas.

03. No existen fuerzas de atracción ni de repulsión entrelas moléculas que constituyen un gas ideal. Noexiste fuerzas de rozamiento entre las moléculas por lo tanto, no existe calentamiento si se comprime.

04. Las moléculas se mueven a altas velocidades y enlínea recta y constantemente chocan entre sí ycontras la paredes del recipiente que los contiene;en tales choques no hay pérdida neta de la energíacinética total de las moléculas (choques

perfectamente elásticos)

Luego :

ÄEk = 0

05. No todas las moléculas de un gas, tienen la mismavelocidad, por consiguiente no tienen la mismaenergía cinética, pero el promedio de la energíacinética es proporcional a la temperatura absoluta.

Luego :

................ (á)

donde :

: Energía cinética promedio

m : Masa de una molécula =

: Velocidad promedioEcuación de Boltzman :

................ (â)

Donde :

k : Constante de Boltzman =

R : Constante universal del gas ideal = 8,3

k :

T : Temperatura absoluta

Igualando : á = â

Donde :

= Velocidad mediaT = TemperaturaR = Constante universal del gas ideal

R = 8,3

= Masa molecular en g.mol-g-1

De acuerdo a la Teoría Cinética de los Gases, se cumplela siguiente relación entre la presión, volumen y laenergía cinética.

La velocidad media o velocidad promedio depende dela temperatura y de la masa molecular

Procesos Gaseosos Restringidos

Son aquellos procesos que se realizan a masa constante(isomásico) y además se considera alguna variable deproceso constante, estos procesos son:



01. Isotérmicos02. Isócoros03. Isobáricos

01. Procesos Isotérmicos :Son procesos que se realizan a temperaturaconstante y los rige la ley de Robert Boyle

Ley de Robert Boyle:

“Es un proceso isotérmico, el volumen que ocupa ungas es inversamente proporcional a la presión”.

De la ley de Robert Boyle :

k = P. V

Para el estado inicial se tiene : k1 = P1 . V1

Para el estado final se tiene : k2 = P2 . V2

Luego : k1 = k2

Reemplazando:

P1 . V1 = P2 . V2 = k

Gráficas del proceso isotérmico.

Se cumple : Se cumple

Se cumple :

02. Procesos Isócoros :

Son aquellos procesos que se realizan a volumenconstante y los rige la ley de Gay Lussac

Ley de Gay Lussac:

“En un proceso isócoro la presión que ejerce un gases directamente proporcional a la temperaturaabsoluta del gas”

De la Ley de Gay Lussac :

P á T P = k . T

Para el estado inicial se tiene :

Para el estado final se tiene :

Luego : k1 = k2

Reemplazando :



Gráficas del proceso isócoro

Se cumple : Se cumple :

V3 > V2 > V1 V3 > V2 > V1

03. Procesos Isobáricos :Son aquellos procesos que se realizan a presiónconstante y los rige la laye de Jacques Charles.

Ley de Jacques Charles :“En un proceso isobárico el volumen que ocupa ungas es directamente proporcional a la temperatura

absoluta del gas”

De la Ley de Jacques Charles :

V á T V = k . T

Para el estado inicial se tiene : k1 =

Para el estado final se tiene : k2 =

Luego : k1 = k2

Reemplazando :

Gráficas del proceso isobárico

Se cumple : Se cumple :

P3 > P2 > P1 P3 > P2 > P1

Ecuación General de los Gases Ideales :

De las leyes :

Proceso Isotérmico : P1 . V1 = P2 . V2

Proceso Isócoro :

Proceso Isobárico :

Multiplicando miembro a miembro se tiene :

Luego :

Variación de la densidad de un gas

De : ...................... (á)

Pero : ...................... (â)

(â) en (á) :

; m1 = m2

Luego:



Ecuación Universal de los Gases Ideales

Por Clapeyron :

P.V = R.T.n

donde :

P : Presión absoluta del gasV : VolumenR : Constante universal del gas idealT : Tem peratura absolutan : Número de mol-g del gas

Recodar :

Los valores de la constante universal del gas ideal másusuales son :

Deducciones matemáticas :

De : P.V = R.T.n ............ (á)

............ (â)

Cuando se comparan las densidades de dos gases, éstas deben tener las mismas condiciones de presión y temperatura



Cambio de estado con variación de masa

Aplicando la ecuac ión universal para cada estado setiene:

Para (I) : P1 . V1 = R . T1 . n1

Para (II) : P2 . V2 = R . T2 . n2

la constante universal es la misma, luego :

Cálculo del porcentaje de escape de la masa de ungas

Donde :n1 : mol-g de gas inicialn2 : mol-g de gas que escapó


01. Acerca de la Teoría Cinética de los Gases Ideales,indicar cuántas proposiciones son no incorrectas:

( ) Los choques moleculares contra las paredesdel recipiente originan la presión del gas.

( ) El movimiento de las moléculas es al azar yrectilíneo.

( ) El volumen de las moléculas gaseosas esdespreciable en comparación a las grandesdistancias que las separan.

( ) La energía cinética de una molécula gaseosaes directamente proporcional a la temperaturaabsoluta.

( ) Las fuerzas de atracción y repulsión molecular

en un gas ideal no existen. A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

02. Respecto a los gases ideales, indicar cuántasproposiciones son no incorrectas:

( ) Ejercen igual presión en todas las paredes delrecipiente que lo contiene.

( ) Son muy susceptibles a todo cambio de P y T.( ) Su entropía es mayor que en los líquidos y los

sólidos.( ) A diferencia de los líquidos, los gases poseen

gran facilidad para la compresión.

A) 0 B) 1 C) 2D) 3 E) 4

03. De las siguientes proposiciones:

I. Son variables termodinámicas del gas: presión,volumen, temperatura,

II. Los gases presentan la mayor entropía encomparación con un líquido o sólido

III. Un vapor es un gases (son) correcta(s)

A) Sólo I B) I y II C) I; II y IIID) Sólo III E) I y III

04. Indique el número de proposiciones correctasrespecto al gas ideal:

( ) Son masas puntuales y sus choques sonperfectamente elásticos

( ) Su comportamiento se da a altas presiones ybajas temperaturas

( ) Las fuerzas de repulsión prevalecen sobre lasfuerzas de atracción

( ) Representa al modelo más sencillo del estadogaseoso

( ) No se difunden y tienen movimiento aleatorio A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

05. Si tenemos en dos recipientes distintos CO2 y O2 a147 °C, indicar cuántas proposiciones son noincorrectas:

( ) Ambos poseen igual energía cinética( ) La velocidad de las moléculas de CO2 es mayor

que las moléculas de O2( ) La energía cinética de las moléculas del

amoníaco a 147 °C se iguala a la energíacinética de O2

( ) Si se calienta ambos gases en 30 °C, lavelocidad de sus moléculas aumentan en igualmedida.

A) 4 B) 3 C) 2D) 1 E) 0

06. Respecto a los gases ideales, indicar cuántasproposiciones son no incorrectas:

( ) En condiciones de Avogadro: V á n( ) Los gases se licuan debido a la presencia de las



fuerzas de London - Van der Walls( ) Proceso Isotérmico : Boyle : Pá 1/V( ) Proceso Isométrico : Gay Lussac : V á T

A) 2 B) 3 C) 4D) 1 E) 0

07. Calcular la velocidad cuadrática media del oxígenode 47 °C.

A) 32,6.107 m2.s-2 B) 2,49.105 m2.s-2

C) 7,28.109 m2.s-2 D) 2,49.108 m2.s-2

E) 23,8.10-8 m2.s-2

08. En un cambio de estado la presión de un gasaumentó en 200% de su valor inicial y sutemperatura disminuye en 40% de su valor inicial.¿En qué % aumenta o disminuye su volumen?

A) Disminuye a 20% B) Disminuye en 20%C) Aumenta a 60 % D) Aumenta en 60%E) Disminuye a 80%

09. En un cambio de estado la densidad de un gas “J” se

reduce a 1/3 de su valor inicial y su presiónaumenta en 120% de su valor inicial. Determine latemperatura final si la inicial es 227 °C.

A) 3 000 K B) 3 100 K C) 3 300 KD) 3 900 K E) 1 650 K

10. Cierta masa de un gas “L” ocupa 4,0.10-3 m3 a unapresión de 1013 kPa esta masa es sometido a unproceso isotérmico disminuyendo la presión en 2atm, luego es sometido a un proceso isobáricoaumentando el volumen en 200% y por último essometido a un proceso isócoro siendo la presión final6 atm y la temperatura final es 402 °C. Calcular latemperatura inicial del gas.

A) 47 °C B) 27 °C C) 7 °CD) 67 °C E) 97 °C

11. Indicar cuántos gráficos son correctos :

A) 1 B) 2 C) 3

D) 4 E) 5

12. El aire de un balón esférico a 2 atm de presión estrasladado íntegramente a otro balón de diámetromitad del primero. Si la temperatura no varía, ¿encuántas atm habrá aumentado la presión del aire?

A) En 16 atm B) En 14 atm C) En 12 atmD) En 18 atm E) En 10 atm

13. ¿Cuántos balones de oxígeno de 29,8 litros decapacidad a 202,65 kPa y 25 °C se podrán llenar contodo el oxigeno contenido en un tanque de 3 000litros de capacidad a 506,625 kPa y 27 °C.

A) 5 B) 50 C) 250D) 300 E) 200

14. En el siguiente gráfico señala la secuencia correctade los procesos que cierran el ciclo gaseoso segúnlas flechas.

I. Calentamiento isométricoII. Enfriamiento isócoroIII. Compresión isobáricaIV. Compresión isotérmicaV. Expansión isotérmica

A) IV - I - II - V B) V - II - I - IV C) IV - V - II - ID) III - IV - V - I E) IV - II - V - I

15. Un muestra del gas “J” se procesa según el siguientegráfico. Si P1 = 12 atm, hallar P2 y V2



A) 10 atm - 1,4 L B) 15 atm - 2,1 LC) 20 atm - 1,4 L D) 20 atm - 0,7 LE) 15 atm - 3,6 L

16. El gráfico señala el paso de un gas ideal. Calcular elvalor de “Q”, si : Q = P5 + P2 + T3 + V4

A) 620 B) 435 C) 320D) 210 E) 125

17. La azida de sodio (NaN3) se utiliza en bolsas de aireen algunos automóviles. El impacto de un choquedesencadena la liberación del gas nitrógeno (N2) de

la azida inflando rápidamente la bolsa que seencuentra entre el conductor y el parabrisas.Calcule el volumen de nitrógeno generado a 25 °Cy 894 mmHg por descomposición de 130 g de azida

de sodio (NaN3)

A) 31,2 L B) 15, 6 L C) 62,4 LD) 124,8 L E) 249,6 L

18. Se tiene gas C2H6 en un recipiente de 120 mL a27 °C y 16,6 kPa. Determine el número de átomosgramos de hidrógeno en el recipiente

A) 4,8.10-2 B) 4,8.10-3 C) 4,8.10-4

D) 8.10-4 E) 4.10-5

19. En un recipiente de 40 L se tiene un gas “J” adeterminadas condiciones de presión y temperatura.Este gas es trasladado a otro recipiente de 8 L peromanteniendo la presión y temperatura, si en eltraslado se perdió 10 g de gas se pide hallar la masainicial del gas

A) 18,3 g B) 15,3 g C) 12,5 gD) 10,7 g E) 8,9 g

20. Una vasija abierta cuya temperatura es 27 °C, secalienta hasta 127 °C. Calcular el % del aire que

escapa A) 75% B) 50% C) 14%D) 10% E) 25%

TAREA

01. Se tiene 425 g de un gas “L” a 546 K, 120 L y800 mmHg. Determine el volumen del gas a C.N.

A) 63,15 mmHg B) 68,15 mmHgC) 72,15 mmHg D) 82,15 mmHgE) 92,15 mmHg

02. Un gas se encuentra a una presión de 2 atm ya 27 °C, mediante un proceso isócoro la presiónaumenta en 2 atm, luego mediante un procesoisobárico el volumen final es de 10 litros y sutemperatura final es de 477 °C. Determinar elvolumen inicial

A) 3 L B) 6 L C) 8 LD) 9 L E) 10 L

03. Se tiene 10 litros de un gas a 273 °C y 506,5 kPa.¿Qué volumen ocupará todo este gas a C.N.?

A) 20 dm3 B) 15 L C) 2,5.10-2 m3

D) 3.103 m3 E) 35 L

04. Se tiene un gas encerrado dentro de un recipientecon émbolo movible cuyo volumen total es de 8 L. a25 °C y 1 atm. Si a temperatura constante se duplicala presión, el volumen total del sistema es de 5 L.determinar el volumen ocupado por dicho émbolo

A) 1 L B) 2 L C) 3 LD) 4 L E) 3,5 L

05. Se tiene oxígeno dentro de un recipiente con émbolomovible a 17 °C, 2,9 atm, y 8 L. ¿En cuánto variará

el volumen si la temperatura se incrementa en 34 °Cy la presión disminuye en 1,45 atm?

A) Se incrementa en 123%B) Se incrementa en 50%C) Se incrementa en 25%D) Disminuye en 123%

E) Disminuye en 75%

06. En un experimento, los alumnos de la PITÁGORAS,expansionaron un gas hasta duplicar su volumen,para lo cual tuvieron que calentarlo en 624 K. Siconstataron un aumento en la presión de 2%únicamente, ¿qué temperatura registraron losalumnos al iniciar el experimento?

A) 527 °C B) 327 °C C) 453 °CD) 600 °C E) 240 °C

07. En un calentamiento isobárico el volumen de un gasse incrementó en 25%. Indicar la variación porcentualen su temperatura

A) Aumenta en 75% B) Disminuye en 75%C) Disminuye en 50% D) Aumenta en 50%E) Aumenta en 25%

08. En un recipiente de 2 000 litros se tiene gascarbónico a 1,64 atm y 127 °C. Determinar la masadel gas carbónico

A) 4 000 g B) 4 800 g C) 4 200 gD) 2 800 g E) 4 400 g



09. En un recipiente de 1 200 L se tiene metano a 27 °C.Determine la presión si en el recipiente existe12,046.1024 moléculas del gas.

A) 41,5 kPa B) 425 kPa C) 482 kPaD)12,7 kPa E) 18,8 kPa

10. En un recipiente se tiene gas metano a 450 K y83 kPa. Determine el volumen del gas si en elrecipiente existen 30,115.1023 átomos.

A) 180 L B) 200 L C) 215 LD) 225 L E) 232 L

MEZCLAS GASEOSAS - HUMEDAD RELATIVAGASES HÚMEDOS - DIFUSIÓN GASEOSAMezclas GaseosasLa mezcla gaseosa es una solución homogénea de doso mas gases, donde cada componente conserva suspropiedades.Ejemplo :El aire es una mezcla de : N2, O2, H2, CO2, Ar, H2O,.........Leyes de las Mezclas Gaseosas

01. Ley de las Presiones Parciales o de Dalton :“En toda mezcla gaseosa cada componente ejerce

una presión parcial igual a la que ejercería siestuviera ocupando sólo el volumen del recipienteque lo contiene y a la misma temperatura, y que lapresión total es igual a la suma de las presionesparciales”

Recordar que al sumar las presiones parciales de losgases que constituyen una mezcla, estos debenencontrarse a las mismas condiciones de volumen ytemperatura

Análisis Matemático

Asumiendo que se tiene una

mezcla gaseosa de trescomponentes “J”, “L” y “Q”,ocupando un volumen total “V” ya la temperatura “T”

Aplicando la Ecuación Universalpara un componente se tiene :

Para la mezcla :

..... (1)

.....(2)

..... (3)

02. Ley de los Volúmenes Parciales o de Amagat“En una mezcla gaseosa, cada componente ocupaun volumen parcial igual a lo que ocuparía siestuviera sólo soportando la presión total y a lamisma temperatura, y que el volumen total es iguala la suma de los volúmenes parciales de los

componentes”

Recordar que al sumar los volúmenes parciales de losgases que constituyen una mezcla, estos debenencontrarse a las mismas condiciones de presión ytemperatura

Asumiendo que se tiene una mezclagaseosa de tres componentes “J”, “L”y “Q”, soportando una presión total“P” y a la misma temperatura.

Aplicando la Ecuación Universal para

un componente se tiene :

Para la mezcla :

...... (1)

...... (2)

.....(3)



FRACCIÓN MOLAR - FRACCIÓN DE PRESIÓN YFRACCIÓN DE VOLUMEN

PORCENTAJE MOLAR - PORCENTAJE DE PRESIÓN Y PORCENTAJE EN VOLUMEN

Recordar que :

MASA MOLECULAR APARENTE DE UNA MEZCLAGASEOSA

De :

Mezcla = .................. (á)

pero : mt = mJ + mL + ...... + mn ; m = n.En (á) :

Mezcla =

Mezcla = fmJ . J + fmL . L + ... + fmn . n

PRESIÓN O TENSIÓN DE VAPOR (PV)

Es la máxima presión que ejerce el vapor de un líquido acierta temperatura, esto ocurre cuando se igualan lasvelocidades de evaporación y condensación.

La presión de vapor de un líquido, sólo depende de latemperatura y no de la cantidad del líquido.

Se cumple :

Velocidad de Evaporación = Velocidad de Condensación

GRÁFICA TÍPICA DE LA PRESIÓN v.s TEMPERATURA

HUMEDAD RELATIVA (%HR)

Es el porcentaje de saturación del vapor de agua en undeterminado ambiente.

% HR : Porcentaje de humedad relativa

: Presión que ejerce el vapor de agua

: Presión de saturación del vapor de agua a

una determinada temperatura.

Aire saturado de vapor de agua no indica que está llenode agua.



Respecto si la humedad relativa, se tiene:

1. Aire muy seco :

%HR < 50%

2. Aire seco :

%HR = 70%

3. Aire húmedo

%HR=75%-80%

4. Aire muy húmedo

%HR > 85%

GASES RECOGIDOS SOBRE AGUA:

El gas seco al mezclarse con el vapor de agua, forma lo

que se llama gas húmedo. La presión del gas húmedo esigual a la presión del gas seco más la presión del vapor de agua.

Pgas húmedo = Pgas seco +

Ejemplo:

La descomposición del KClO3(s) por acción del calor y seproduce O2 el cuál es recolectado sobre agua, según :

2KClO3(s) 2KCl(s) + O2(g)

CASO 1 : Cuando la humedad relativa es 100%

Si : %HR = 100% = ............... (á)

pero : Pgas húmedo = Pgas seco + ............... (â)

(á) en (â) y despejando la presión del gas seco:

Pgas seco = Pgas húmedo -

CASO 2 : Cuando la humedad relativa es menor al100%

De : %HR :

se tiene :

= ................. (á)

pero :Pgas húmedo = Pgas seco + ................. (â)

(á) en (â) y despejando la presión del gas seco:

Pgas seco = Pgas húmedo - .

El punto de rocío es aquella temperatura en la cual el airede la atmósfera está saturado de vapor de agua, estoocurre cuando el vapor de agua no puede difundirse enel aire seco, entonces se condensa formando gotitas deagua líquida que se llama rocío a una temperatura mayor a 0 °C

HR = 100%

Se cumple:



Cuando la saturación del aire con vapor de agua ocurrea una temperatura igual o menor de 0 °C, no se formarocío, si no “ESCARCHA” es decir partículas de aguasólida

Cuando un líquido comienza a hervir a una determinadatemperatura y surge la primera burbuja de vapor en elagua se denomina “Punto de Burbuja” o de“EBULLICIÓN” y se cumple:

Pvapor =

además :

%HR =

DIFUSIÓN GASEOSA

Es el fenómeno por el cual las moléculas de un gas sedistribuyen uniformemente en otro gas.

Ley de la Difusión Gaseosa

Fue establecida por Thomas Graham, quien manifiesta losiguiente:

“En las mismas condiciones de presión y temperatura, lasvelocidades de difusión de dos gases son inversamenteproporcionales a las raíces cuadradas de sus masasmoleculares”.

Análisis Matemático

A las mismas condiciones la energía cinética esaproximadamente igual.

Sean los gases : “J” y “L

= . mJ . ................. (á)

= . mL . ................. (â)

igualando (á) y (â)

................. (ã)

pero : m =

En (ã) :

donde:: Velocidad de difusión del gas “J”

: Velocidad de difusión del gas “L”

: Masa molecular del gas “J”

: Masa molecular del gas “L”

La Ley de Thomas Graham también se puede enunciar

de la siguiente manera :“Las velocidades de difusión de dos gases a las mismascondiciones de presión y temperatura son inversamenteproporcionales a la raíz cuadrada de sus densidades”.

De :

; luego dividimos entre “V”

Finalmente :

El gas de menor masa molecular se difunde con mayor velocidad

La velocidad de difusión de un gas es:

Para un mismo volumen se cumple que los tiempos dedifusión son proporcionales a la masa molecular o a ladensidad




01. Señale el número de proposiciones no incorrectas:

( ) La densidad de un gas es directamenteproporcional a la presión que soporta

( ) A las mismas condiciones de presión ytemperatura la densidad relativa de dos gases esproporcionalmente inversa a sus masas molares

( ) La Ley de Thomas Graham se aplica a difusióngaseosa; pero no a la efusión

( ) A las mismas condiciones 4 g de hidrógenoocupan el mismo volumen que 88 g de propano,C3H8

A) 0 B) 1 C) 2D) 3 E) 4

02. Señale el número de proposiciones correctas:

( ) En gases húmedos no se aplica la ley de Daltonde presiones parciales

( ) Los gases húmedos son dispersiones coloidales( ) Se llama presión parcial a aquella que ejerce un

componente al ocupar un volumen igual a la de lamezcla a la misma temperatura

( ) En toda mezcla gaseosa se cumple: %m=%n=%ppara cada componente

( ) En el punto de rocío la H.R=100%

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

03. Determinar cuántas proposiciones son noincorrectas:

( ) La difusión gaseosa es el fenómeno por mediodel cual las moléculas de una sustancia gaseosa

se distribuyen uniformemente en el seno de otra( ) La efusión es el proceso de escape de un gas através de un agujero sino a temperaturaconstante y bajo una presión uniforme

( ) La diferencia entre efusión y difusión, es que enla difusión el gas se reparte a través de un medioporoso

( ) La atmólisis, es la separación de loscomponentes de una mezcla gaseosa,escapándose primero los más ligeros, es decir las moléculas más ligeras o pequeñas, este esun método para separar isótopos.

A) 0 B) 1 C) 2D) 3 E) 4

04. La composición en masa de una mezcla gaseosa es32% de O2; 56% de N2 y 12% de H2. Indicar cuántasproposiciones son correctas:

( ) La presión parcial del O2 es 1 atm si la total es9 atm

( ) El volumen parcial de N2 es 6 L, si el total es 27L

( ) La masa molecular de la mezcla es 11,1 g.mol-g.L

( ) La densidad de la mezcla es C. N. 0,49 g.L-1

A) 0 B) 1 C) 2D) 3 E) 4

05. Una mezcla gaseosa conformada por los gases J, Ly Q la fracción molar de “L” excede a la de “J” en 0,1y la fracción molar de “L” excede a la de “Q” en 0,2Calcular el % volumétrico de “L” en la mezcla.

A) 56,7% B) 43,3% C) 23,3%D) 20,8% E) 76,7%

06. Un recipiente esférico de 10 L contiene H2 a45 mmHg, el cual se encuentra acoplado a otrorecipiente esférico de 5 L de capacidad que contieneO2 a 30 mmHg, luego se abre la válvula que losconecta. Determinar la presión total de la mezcla, sino hay cambios en la temperatura.

A) 5,33 kPa B) 6,82 kPa C) 53,3 kPaD) 68,2 kPa E) 6,66 kPa

07. Cierta muestra de gas natural contiene 95 mol-gde CH4 y 5 mol-g de C2H4. Calcular la densidad de lamezcla en g.L-1 a 27 °C y 1,5 atm.

A) 2,02 B) 1,01 C) 1,3D) 6,2 E) 1,06

08. En un recipiente se tiene una mezcla de los gases “J”y “L”; la presión parcial de “J” es el doble del gas “L”.Calcular la masa de “J” por cada mol-g de “L”, si sesabe que la densidad de “J” a condiciones normaleses 2 g.L-1, el gas “L” se encuentra en C.N.

A) 44,8 g B) 33,6 g C) 89,6 gD) 67,2 g E) 11,2 g

09. Se tiene una mezcla formada por oxígeno y óxidocarbónico si la masa de oxígeno es 80 g y lapresión parcial del óxido carbónico es el doble de lapresión parcial del oxígeno. ¿Cuál es la masa de lamezcla?

A) 200 g B) 280 g C) 220 gD) 230 g E) 300 g

10. Una mezcla formada por 100 gases ocupa unvolumen de 90 L a la presión de 4,1 atm y 27 °C si secumple que:

P1 + P3 + P5 + ..... + P97 + P99 = 2,05 atm

V2 + V4 + V6 + ..... + V96 + V98 = 40,5 Lsi la masa molecular del gas número 100 es10 g.mol-g-1.

Hallar la masa del gas 100 en la mezcla.

A) 75 g B) 7,5 g C) 750 gD) 0,75 g E) 6,8 g

11. Una mezcla de CH4 y oxígeno circula por una tuberíaa razón de 100 litros por minuto cuando latemperatura es de 27 °C y la presión es de 101,3



kPa; siendo la presión parcial del oxígeno de 60mmHg. En un punto de la tubería se inyecta oxígenoa presión de tal manera que la fracción molar deloxígeno es 0,2 con un aumento de temperatura.Determinar la masa de oxígeno que se ha inyectadopor minuto.

A) 195 g B) 196 g C) 197 gD) 196,8 g E) 195,8 g

12. Determinar la humedad relativa en un aula de clase,sabiendo que el porcentaje en volumen de vapor deagua en el aire es 0,5% a 27 °C; considerar lapresión atmosférica normal.

A) 36% B) 15% C) 42%D) 23% E) 14,07%

13. La oficina meteorológica “SENAMHI” emitió elsiguiente comunicado:

I. Temperatura : 18 °C

II. Humedad Relativa : 80%III. Presión : 750 mmHgCon estos datos ¿Cuál es la fracción molar del vapor de agua?

A) 0,016 B) 0,02 C) 0,018D) 0,04 E) 0,019

14. Una muestra de oxígeno húmedo que ocupa 486 mLa 20 °C y presión de 790 mmHg. Tiene vapor deagua en un 80%. Cuál es el volumen ocupado por eloxígeno seco a 25 °C y 800 mmHg.

A) 360 mL B) 460 mL C) 480 mLD) 436 mL E) 385 mL

15. Se desea averiguar la masa de vapor de aguacontenido en una habitación de 5m. 10m. 4m quecontiene aire saturado de vapor de agua a 20 °C

A) 2 kg B) 2,5 kg C) 3,44 kg

D) 3,5 kg E) 4 kg

16. 5 litros de aire a 40 °C y 720 mmHg saturado en un70% con vapor de agua, se comprimen a 780 mmHga la temperatura de 30 °C. Calcular el volumen finalobtenido

A) 6,8 litros B) 7,5 litros C) 4,4 litrosD) 8,3 litros D) 10 litros

17. Se recoge nitrógeno sobre agua a 18 °C. Si lapresión barométrica es 742 mmHg y el nitrógenoseco tiene una masa de 18,163 g, ¿qué volumenocupa el nitrógeno seco a esas condiciones?

A) 14,1 L B) 16,21 L C) 18,1 L

D) 25,3 L E) 15,8 L

18. Calcule las velocidades de difusión relativas de losgases UF6 preparados a partir de los isótopos U -235 y U - 238.

A) 0,005 B) 3,64 C) 1,004D) 2,002 E) 0,243

19. A través de un determinado orificio fluyen 1,555 mLde metano en solo 20 s, si a C.N. 1,555 mL de unamezcla de dióxido de carbono y nitrógeno fluyen por el mismo orificio en 30 s. ¿Cuál es la composición dela mezcla?

A) % CO2 = 20 B) % CO2=15% N2 = 80 % N2 = 85

C) %CO2 = 50 D) % CO2=70% N2 = 50 % N2=30

E) %CO2 = 14%N2 = 86

20. Los gases óxido sulfuroso y sulfuro de hidrógeno, seadmiten a través de un tubo horizontal de 100 cm delongitud y se difunden al mismo tiempo. A quédistancia aparecerá el azufre elemental tomandocomo referencia la entrada del sulfuro de hidrógeno.

A) 47,3 cm B) 64,3 cm C) 57,84 cmD) 34,6 cm E) 84,3 cm



TAREA

01. Se tiene un recipiente de 4 L que contiene nitrógenoa 100 mmHg y otro recipiente de 16 L conteniendooxígeno a 50 mmHg, si ambos gases se llevan a otrorecipiente. Calcular el volumen de la mezcla si lapresión total de la mezcla es 80 mmHg, si latemperatura se mantiene constante.

A) 10 L B) 13 L C) 14 LD) 15 L E) 20 L

02. En una mezcla del gas C3H8 y un gas “J” sedeterminó que : si además se

sabe que el % en masa de “J” es 28. Calcular lamasa molecular del gas “J”.

A) 30,4 g.mol-g-1 B) 20,8 g.mol-g-1

C) 26,5 g.mol-g-1 D) 40,6 g.mol-g-1

E) 10,4 g.mol-g-1

03 Calcular la H.R. de un gas húmedo de 624 litros y27 °C, si contiene 1,62 g de vapor de agua.

= 27 mmHg

A) 10% B) 16% C) 12%D) 22% E) 24%

04. Se tiene una mezcla gaseosa de los gases “J” y “L”.Si 6,4 g de “J” ocupan a C.N.4,48 L y la masamolecular de la mezcla es 34,4, hallar la masamolecular de “L”, sabiendo que la fracción molar de“J” es 4 veces la fracción molar de “L”

A) 42 g.mol-g-1 B) 44 g.mol-g-1

C) 32 g.mol-g-1 D) 48 g.mol-g-1

E) 50 g.mol-g-1

05. De :I. Si la H.R. = 100%, implica el punto de rocíoII. La presión de vapor de agua aumenta con la

temperaturaIII. En un sistema de gas húmedo, la presión ésta

indicada generalmente por el barómetroes(son) no incorrecta(s) :


06. Una muestra de aire húmedo se encuentra a 27 °C,siendo la presión de vapor de agua 25 mmHg. Hallar la H.R. sabiendo que :

A) 90% B) 88,2% C) 92,6%D) 61,5% E) 75%

07. Qué masa de vapor de agua está contenida en 1 m3

de aire húmedo a 27 °C con una H.R.= 83,2%

A) 15 g B) 13,6 g C) 12 gD) 21,6 g E) 23,8 g

08. Una muestra de hidrógeno cuyo volumen es 375 mLse recoge sobre agua a 18 °C y 720 mmHg. ¿Cuáles el volumen de hidrógeno seco a C.N.?

A) 180 mL B) 325 mL C) 326,1 mLD) 400 mL E) 630 mL

09. Si a las mismas condiciones de P y T se difundenmetano y óxido sulfuroso en un mismo tiempo. Enqué relación se encuentran los números de mol-gdifundidos del metano y óxido sulfurosorespectivamente

A) 1 a 4 B) 3 a 2 C) 1 a 3D) 2 a 1 E) 4 a 1

10. Se difunden 10 litros de óxido sulfuroso en 10minutos. Calcular el volumen de difusión del gasmetano en 0,5 h cuando se difunden a igualescondiciones de P y T

A) 10 L B) 6 L C) 6 dalD) 1 dal E) 0,6 dal

REACCIONES QUÍMICASUna reacción es todo proceso en que las sustanciassimples o compuestas tienen una alteración o cambio ensu estructura, produciéndose otras sustancias depropiedades diferentes. Las sustancias iniciales sedenominan “REACTANTES” y las finales “PRODUCTOS”.

FACTORES QUE INFLUYEN EN UNA REACCIÓNQUÍMICA

1. Teoría del Complejo Activado1.1 Energía de Activación (Ea)

Es la mínima energía necesaria que debenabsorver los reactantes para iniciar la reacción.

1.2 Complejo Activado (CA)Es un estado transitorio de reactantes aproductos, en esta condición ocurre formacióny ruptura de enlaces químicos.



2. Teoría de los Choques Efectivos :Indica que para que dos sustancias reaccionen esnecesario que sus partículas (moléculas, átomos oiones) colisionen o choquen, dicha colisión debetener la energía y orientación adecuada para realizar un “choque efectivo”.

ECUACIÓN QUÍMICA :

Es la representación esquemática de una reacciónquímica, en donde se indica el aspecto cualitativo ycuantitativo de los reactantes y productos.

ESQUEMA GENERAL DE UNA REACCIÓN QUÍMICA :

donde :a, b, c, d : Son coef i c ien tes es tequ iomét r icos,

generalmente son números enteros, indica elnúmero de unidades fórmula o de moléculasde los reactantes y productos

El coeficiente actúa como factor, por lo tanto multiplica atodos los subíndices de los elementos de la fórmula.

: Indica el sentido de la reacción

: Indica que la reacción ocurre en

presencia de un catalizador, que sonsustancias que modifican lavelocidad de reacción

P y T : Condiciones necesarias para que ocurra lareacción

En la ecuación química utilizamos otros símbolos que seescriban como subíndices(s) : La sustancia es sólida(l) : La sustancia es líquida(g) : La sustancia es gaseosa(ac) : La sustancia está disuelta en agua : La sustancia se libera como gas : La sustancia es un sólido insoluble o precipitado Ä : Representa a la energía calorífca

Ejemplo :

EVIDENCIAS DE QUE OCURRE UNA REACCIÓNQUÍMICACuando ocurre una reacción química, existen algunasevidencias 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 :

2. Formación de un precipitado :

El precipitado es un sólido insoluble en el agua, quese separa de la solución

Ejemplo :

Cuando se agrega una solución acuosa de nitratoplumboso a una solución acuosa de yoduro de sodiose forma un precipitado amarillo de yoduroplumboso.



Luego :

3. Liberación de calor:

La reacción del ácido clorhídrico con hidróxido depotasio genera liberación de energía

Luego :

4. Cambio de color:

El color de una reacción puede cambiar debido alconsumo de una especie coloreada o la producciónde una especie coloreada o ambos casos

Ejemplo :

5. Cambio en el sabor u olor:

En el proceso de putrefacción se generan olores ysabores que no son agradables debido a laformación de nuevas sustancias las cuales sonresultado de la descomposición química

Ejemplo :

La fermentación de la leche

CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES QUÍMICAS:

Existen diversas formas de clasificar a las reaccionesquímicas; para nuestros fines estableceremos lossiguientes criterios:

I. Por el Mecanismo de Reacción :

1.1 Reacciones de Combinación:

Son aquellas en la que dos o más sustanciasse combinan para formar un solo producto.Este tipo de reacción se representa como :

A + B C

Ejemplos :

Síntesis de Lavoisier :

Síntesis de Haber - Bosh :

N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)

1.2 Reacciones de DescomposiciónLas reacciones de descomposición son loopuesto a las reacciones de combinación, unareacción de descomposición es la ruptura deun 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 lassiguientes denominaciones :

1.2.1 Pirólisis : Debido a la acción del calor

Ejemplo :

1.2.2 Fotólisis : Por acción de la luz

Ejemplo :

1.2.3 Electrólisis : Por acción de la corrienteeléctrica

Ejemplo :

1.2.4 Catálisis : Por acción de una enzima quees una proteína biocatalizadora

Ejemplo :La fermentación de la glucosa produceetanol



1.3 Reacciones de Desplazamiento :En una reacción de desplazamiento, un ion (oátomo) de un compuesto se reemplaza por union (o átomo) de otro elementoLa reacción de desplazamiento se representacomo :

A + BC AC + B

Ejemplo :Mg(s) + H2SO4(ac) MgSO4(ac) + H2(g)

F2(g) + NaCl(ac) NaF(ac) + Cl2(g)

La mayoría de las reacciones de desplazamientose clasifican en :

1.3.1 Desplazamiento de HidrógenoTodos los metales alcalinos y algunosalcalinotérreos (Ca, Sr y Ba), que son losmás reactivos de los elementos metálicos,desplazan de hidrógeno del agua fría

Ejemplo :

2Na(s) + 2H2O(l) 2NaOH(ac) + H2(g)

Ba(s) + 2H2O(l) Ba(OH)2(s) + H2(g)

1.3.1.1 Los metales menos reactivos comoel aluminio y el hierro, reaccionancon vapor de agua para dar gashidrógeno

Ejemplos :2Al(s) + 3H2O(g) Al2O3(s) + 3H2(g)

2Fe(s) + 3H2O(g) Fe2O3(s) + 3H2(g)

1.3.1.2 Muchos metales, incluidos los queno reaccionan con el agua, puedendesplazar al hidrógeno de los ácidos.Por ejemplo el Zn y el Mg noreaccionan con el agua pero sí conel HCl(ac)

Ejemplos :Zn(s) + 2HCl(ac) ZnCl2(ac) + H2(g)

Mg(s) + 2HCl(ac) MgCl2(ac) + H2(g)

1.3.2 Desplazamiento de Metal :Un metal de un compuesto también puedeser desplazado por otro metal en estadolibre

Ejemplos :Zn(s) + CuSO4(ac) ZnSO4(ac) + Cu(s)

Cu(s) + 2AgNO3(ac) CuNO3(ac) + 2Ag(s)

Si se invierten los papeles de los metales, lareacción no se lleva a cabo. Así el cobre metálicono desplazará a los iones del sulfato de cinc, y laplata metálica no desplazará a los iones de cobredel nitrato de cobre.Para predecir si en realidad va a ocurrir una

reacción de desplazamiento de un metal o dehidrógeno, es referirse a una SERIE DE

ACTIVIDAD, en esta serie se resumeconvenientemente los resultados de muchosposibles reacciones de desplazamiento. Deacuerdo con esta serie cualquier metal que seubique arriba del hidrógeno lo desplazará delagua o de un ácido, pero los metales situadosabajo del hidrógeno no reaccionarán ni con el

agua ni con ácidos.

Actividad de los metales

Cuando un metal se ubica por debajo del “H” en la seriede actividad generalmente no reacciona con un ácido ode lo contrario hay producción de H2O pero no dehidrógeno siempre y cuando el ácido sea concentrado

Las reacciones de desplazamiento de metal tienenmuchas aplicaciones en los procesos metalúrgicos en loscuales interesa separar metales puros a partir de susminerales

1.3.3 Desplazamiento de Halógeno :El comportamiento de halógenos enreacciones de desplazamiento dehalógenos se puede resumir en otra seriede actividad

F2 > Cl2 > Br 2 > I2

Ejemplo :Cl2(g) + 2KBr (ac) 2KCl(ac) + Br 2(l)

Cl2(g) + 2NaI(ac) 2NaCl(ac) + I2(s)

En cambio de Br 2(s) puede desplazar al ion I1-



de NaI(ac)

Br 2(l) + 2NaI(ac) 2NaBr (ac) + I2(s)

Invirtiendo los papeles de los halógenos lareacción no se produce

1.4 Reacciones de Doble DesplazamientoEs la reacción de dos compuestos dondeexiste un intercambio de elementos generando

dos compuestos.Este tipo de reacción se representa por :

Ejemplo :

AgNO3(ac) + NaCl(ac) AgCl(s) + NaNO3(ac)

A continuación se muestran algunas reaccionesde doble desplazamiento.

1.4.1 Reacciones de Neutralización:Una reacción de neutralización es unareacción entre un ácido y una base,(Hidróxido) generalmente, en lasreacciones acuosas ácido - base se formauna sal y agua, la cual es un compuestoiónico formado por un catión distinto delH1+ y un anión diferente de OH1- y O2-

Este tipo de reacción se representa por :

Ácido + Base Sal + H2O (Hidróxido)

Ejemplo 01 :

HCl(ac) + NaOH(ac) NaCl(ac) + H2O(l)

Sin embargo, dado que el ácido y la base sonelectrolitos fuertes, están completamentedisociados en la soluciónLa ecuación iónica es:

Ejemplo 02 :

HNO3(ac) + NH3(ac) NH4NO3(ac)

Esta ecuación se ve distinta porque no muestrael agua como producto, sin embargo, si el NH3(ac)se expresa como:

La ecuación se convierte en :

1.4.2 Reacciones de Precipitación :Es un tipo común de reacción en soluciónacuosa que se caracteriza por laformación de un producto insoluble oprecipitado.Un precipitado es un sólido insoluble quese separa de la soluciónEn las reacciones de precipitaciónnormalmente participan compuestos

iónicos

Ejemplo :Cuando se agrega una solución acuosade nitrato plumboso a una soluciónacuosa de yoduro de sodio se forma unprecipitado amarillo de yoduro plumboso.

Luego :Pb(NO3)2(ac) + 2NaI(ac) PbI2(s) + 2NaNO3(ac)

1.4.3 Reacciones de Hidrólisis :Es aquella reacción en donde interviene elagua; este tipo de reacción puederepresentarse por :

Sal + H2O Ácido + Hidróxido

Ejemplo :

CH3COONa(s) + H2O(l) CH3COOH(ac) + NaOH(ac)

II. Por la Variación de Energía :En las reacciones químicas la materia tiene uncambio energético, dicho cambio se da mediante unaabsorción o liberación de calor del medio que losrodea.

Entalpía (H) :Indica el contenido calorífico característico de cada

sustancia química

Cambio de Entalpía (ÄH) :También se le denomina calor de reacción ydetermina la energía absorvida o liberada por unareacción química.

ÄH = HProductos - HReactantes

1. Reacciones Exotérmicas (ÄH < 0)Son aquellas reacciones donde se produce liberaciónde energía en forma de calor (+Q) en razón a que losreactantes tienen mayor contenido energético que losproductos.

Este tipo de reacción se representa por :

A + B C + D + Q

Formas de expresar una reacción exotérmica

Ejemplos : C(s) + O2(g) CO2(g) + Calor

C(s) + O2(g) CO2(g) + 390 kJ.mol-1

C(s) + O2(g) CO2(g) ; ÄH = -390 kJ.mol-1



Gráfico de una Reacción Exotérmica

1.1 Reacciones de Combustión:

Es un tipo de reacción exotérmica que seorigina al reaccionar una sustancia combustible

con el oxígeno, se caracteriza por ser unareacción rápida y existe emisión de luz y calor.En una reacción de combustión existen lossiguientes componentes :

Las reacciones de combustión pueden ser

completa e incompleta; esto depende de lacantidad de oxígeno utilizado.

1.1.1 Reacciones de Combustión Completa : Es aquella en donde la combustión sedesarrolla con la cantidad suficiente deoxígeno y genera una llama azul, que esuna llama no luminosa, en la combustióncompleta de sustancias orgánicasgeneran CO2 y agua.

Ejemplo :

C3H8(g) + 5O2(g) 3CO2(g) + 4H2O(g) + Calor + Luz

1.1.2 Reacciones de Combustión Incompleta:Son aquellas en donde la combustión sedesarrolla con poca cantidad de oxígenoy genera una llama amarilla que esluminosa.En la combustión incompleta desustancias orgánicas se genera C, CO yH2O

Ejemplo :

C3H8(g) + 3O2(g) 2CO(g) + C(s) + 4H2O + Calor + Luz

1.2 Por el Número de Oxidación:También se genera combustión completa eincompleta.

1.2.1 Combustión Completa:

S8(s) + 12O2(g) 8SO3(g) + Calor + LuzEs una reacción de combustión completadebido a que el azufre tiene el mayor

número de oxidación

1.2.2 Combustión Incompleta:

S8(s) + 8O2(g) 8SO2(g) + Calor + LuzEs una reacción de combustiónincompleta debido a que el azufre no tieneel mayor número de oxidación

2. Reacciones Endotérmicas (ÄH > 0)

Son aquellas reacciones donde se produce absorciónde energía en forma de calor (-Q), en razón que losproductos presentan mayor contenido energético quelos reactantesEste tipo de reacción se representa por :

A + B C + D - Q

Formas de expresar una reacción endotérmica :

CO2(g) + 2H2O(v) + 890 kJ.mol-1 CH4(g) + 2O2(g)

CO2(g) + 2H2O(v) + calor CH4(g) + 2O2(g)

CO2(g) + 2H2O(v) CH4(g) + O2(g); ÄH = + 890 kJ.mol-1

Gráfico de una Reacción Endotérmica :

III. Por el Sentido de la Reacción :

1. Reacciones Irreversibles:

Son aquellas reacciones en las cuales losreactantes desaparecen totalmente y se realizanen un sólo sentido. Se caracterizan por tener simple flecha.



Ejemplos :

2KClO3(s) 2KCl(s) + 3O2(g)

NaOH(ac) + HCl(ac) NaCl(ac) + H2O(l)

2. Reacciones Reversibles

Son aquellas reacciones que tienen lugar

simultáneamente en los dos sentidos. En estasreacciones se alcanza un instante en el cualaparece un estado de actividad compensada queconduce una acción aparentemente suspendida,condición denominada “Equilibrio Químico”.

Ejemplos :H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g)

N2(g) + H2(g) 2NH3(g)

IV. Según la Velocidad de Reacción:

1. Reacción Lenta :Es aquella en donde la cantidad de reactante quese consume por unidad de tiempo es muy

pequeña.

Ejemplo:La reacción que ocurre entre el calcio y el aguafría.

Ca(s) + 2H2O(l) Ca(OH)2(ac) + H2(g)

2. Reacción Rápida:Es aquella en donde la cantidad de reactante quese consume por unidad de tiempo es muygrande.

Ejemplo:La reacción entre el sodio metálico y el oxígeno

del aire ocurre instantáneamente4Na(s) + O2(g) 2Na2O(s)

V. Reacciones Catalíticas:Son aquellas en las cuales intervienen sustanciasllamadas “Catalizadores”.

Catalizadores :Son sustancias químicas que alteran la velocidad dereacción, en razón que modifican la energía deactivación, proporcionando así mecanismosalternativos de reacción.

Características del Catalizador :01. El catalizador no se consume en el curso de la

reacción, su cantidad permanece invariable.

02. Un catalizador no se transforma químicamenteen el curso de una reacción, aunque puedetener cambios físicos.

03. El catalizador no inicia una reacción, sólomodifica la velocidad.

04. Una pequeña cantidad de catalizador cambiaconsiderablemente la velocidad de unareacción.

05. La acción de un catalizador es específica, noobstante hay algunos que se utilizan enmuchas reacciones.

06. Los catalizadores modifican la energía deactivación.

Tipos de catalizadores:

1. Catalizador Positivo:Es aquel catalizador que acelera la velocidad de lareacción disminuyendo la energía de activación.

Como ejemplos de catalizadores positivos tenemosMnO2, H2O(v), SiO2, Pt, etc

La reacción es rápida

2. Catalizador Negativo o Inhibidor

Es aquel catalizador que retarda la velocidad dereacción aumentando la energía de activación.

Como ejemplo de catalizadores negativos tenemos :pequeños trazos de ácidos y de alcohol, etc.

La reacción es lenta



3. Catalizador Biológico

Respecto a este tipo de catalizador tenemos lasenzimas, que se encuentran entre los catalizadoresmás importantes, tienen una función esencial en losseres vivos donde aceleran reacciones que de otraforma requerirían temperaturas que podrian destruir la mayoría de la materia orgánica.

Ejemplo :C6H12O6(ac) 2C2H5OH(ac) + H2O(l)

Tipos de Catálisis

1. Catálisis HomogéneaEs aquella cuando el catalizador y las sustancias queintervienen en la reacción se encuentran en la mismafase.

Ejemplo :

CH3COOH(l) + C2H5OH(l) CH3COOC2H5(l) + H2O(l)

2. Catálisis HeterogéneaEl catalizador es generalmente sólido o de contactoy las sustancias que intervienen se encuentran enfase gaseosa o líquida.

Ejemplo :

N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)

VII. Por la Variación del Número de Oxidación:

Reacciones REDOX:

Son aquellos procesos en los que se verifica una

ganancia y pérdida de electrones simultaneamente por loque existe cambios en el número de oxidación.

OxidaciónEs el fenómeno químico por el cual el número deoxidación aumenta por pérdida de electrones.La sustancia que se oxida se denomina AGENTEREDUCTOR.

Forma General

Ejemplos :Fe -2e- Fe2+

2Cl1- -2e- Cl2

N3- -8e- N5+

Reducción

Es el fenómeno químico por el cual el número deoxidación disminuye por ganancia de electrones.La sustancia que se reduce se denomina AGENTEOXIDANTE.

Forma General :

Ejemplos :Mn7+ +5e- Mn2+

S6+ +4e- S2+

+2e- 2I1-

Tipos de Reacciones REDOX

1. REDOX Intermolecular

Cuando el elemento que se oxida y se reduce estáen especies químicas diferentes :

Ejemplo :

2. REDOX Intramolecular:

Cuando en una misma especie química se encuentralos elementos que se oxidan y se reducen :

3. REDOX de Dismutación:

También se denomina desproporción o autoredox,ocurre cuando una misma especie química se oxiday reduce a la vez




01. En las reacciones químicas cuántas de las siguientesproposiciones se cumplen:

( ) En las reacciones químicas las estructurasinternas de las sustancias cambian

( ) Durante una reacción química hay ruptura yformación de enlaces

( ) En toda reacción química se formará siempre ungas

( ) Las reacciones químicas deberán desarrollarsesiempre luego de un calentamiento.

A) 0 B) 1 C) 2D) 3 E) 4

02. ¿Cuántas de las siguientes proposiciones sonevidencia de una reacción química?

( ) Cambio en el sabor ( ) Liberación de un gas( ) Cambio en la acidez( ) Formación de precipitados( ) Cambio de color

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5


( ) En una reacción endotérmica se libera energíacalorífica

( ) Una reacción de desplazamiento simple es unareacción REDOX

( ) En la semireacción 2l-1 I2 + 2e -, el ion yodurose oxida

( ) En una reacción REDOX, el agente oxidantegana electrones( ) En las reacciones de doble desplazamiento no

hay transferencia de electrones.

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5


( ) L a s i g u i e n t e r e a c c i ó n q u í m i c aC3H8+5O23CO2+4H2O: Es de combustióncompleta

( ) En una reacción reversible existen dos sentidosde reacción que son simultáneos

( ) El agua se puede descomponer por electrólisis( ) La masa de un catalizador permanece invariableal final de la reacción

( ) La reacción entre gases es siempre espontánea

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

05. De :

I. En toda reacción química siempre ocurre unaruptura y una formación de enlaces

II. Si ÄH < 0 para una reacción, los reactantes

tienen mayor energía que los productosIII. En toda reacción existe un intercambio de

materia y energíaes(son) no incorrecta(s):


06. ¿Cuántas de las siguientes reacciones sonincorrectas?

( ) CO2 + H2O H2CO3 : Adición

( ) NaHCO3 Na2CO3 + H2O + CO2 :Descomposición

( ) Pb(NO3)2 + KI PbI2 + KNO3 : Metátesis

( ) PbS(s) + CO(g) Pb(s) + CO2(g) ; ÄH = - 640 kJ.mol-1 Reacción endotérmica

( ) Fe + O2 Fe

2O

3 : REDOX A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

07. Indicar cuántas proposiciones son incorrectas :

( ) HgO Hg + O2 : REDOX intramolecular

( ) I2 + KOH KIO3 + KI + H2O : REDOXdesproporción

( ) I2 + Cl2 HIO3 + HCl : REDOX intermolecular

( ) K + H2O KOH + H2 : desplazamiento simple

( ) H2 + O2 H2O : electrólisis

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

08. Indicar cuáles son las proposiciones no incorrectas:I. La síntesis del agua constituye una reacción

REDOX intermolecular II. La disociación del KClO en KCl y en KClO3 es

una reacción de dismutaciónIII. Las especies H2O2; Cl2; NO2 poseen un

comportamiento dual es decir oxidante y reductor IV. La disociación del peróxido de hidrógeno significauna reacción REDOX intramolecular

A) I y II B) I, II y III C) II y IVD) II, III y IV E) I y IV

09. Del gráfico, indicar cuántas proposiciones son noincorrectas respecto a la reacción :

J + L Q



( ) Es una reacción exotérmica( ) El calor de reacción es de +158 kJ.mol-1

( ) El complejo activado se encuentra con unaentalpía de 170 kJ.mol-1

( ) Al usar catalizador positivo la energía deactivación es menor de 198 kJ.mol-1

( ) Al usar catalizador negativo la energía deactivación es mayor de 198 kJ.mol-1

A) 1 B) 2 C) 3

D) 4 E) 510. Para las siguientes reacciones :

J + L QQ R + T

¿cuáles son las correctas?

I. J + L Q; ÄHU = +30 kJ.mol-1

II. Las energías de activación suman100 kJ.mol-1

III. La reacción total : J + L R + T, es exotérmicaIV. La energía de activación de R + T Q es igual

a la de J + L Q

A) I y II B) I y III C) I; II; IVD) I y IV E) III y IV

11. Con respecto al peróxido de hidrógeno, ¿cuántasproposiciones son no incorrectas:

( ) El H2O2 es una sustancia que presenta dualidades decir, actúa como oxidante y como reductor

( ) Como oxidante se reduce a oxígeno( ) Como reductor se oxida a oxígeno( ) En medio alcalino se reduce( ) En medio ácido se oxida

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

12. De las reacciones químicas cuántas proposicionesson no incorrectas:

( ) Los catalizadores positivos aceleran la velocidadde reacción

( ) La energía de activación de una reacciónexotérmica es mayor que en su reacción inversa

( ) Los alcalinos reaccionan violentamente con el

agua( ) Cuánto más finamente divididos están losreactantes, más rápida es la reacción

A) 0 B) 1 C) 2D) 3 E) 4

13. ¿Cuántas de las siguientes reacciones químicasestán mal planteadas?( ) Na(s) + H2O(l) NaOH(ac) + H2(g)( ) N2(g) + H2(g) NH3(g)( ) CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)( ) Ca(OH)2 + HCl CaCl2 + H2O( ) Au + HCl Au Cl2 + H2

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

14. Indicar cuantas proposiciones son no correctas:

( ) El cromato y el dicromato en medio ácido sereduce a Cr 3+

( ) Las siguientes sustancias son buenos oxidantesKMnO4; K2Cr 2O7; K2CrO4; HNO3; H2SO4

( ) Entre los halógenos el yodo es el de mayor poder oxidante

( ) El Mn7+ en medio ácido se reduce a Mn2+ y enmedio neutro o débilmente alcalino a MnO2

( ) El H2O puede actuar como oxidante o reductor

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

15. De las siguientes reacciones; lo incorrecto es:

I. NaOH + HCl NaCl + H2O

II.

III. (NH4)2 Cr 2O7 N2+Cr 2O3 + H2O

A) I es de neutralizaciónB) II es REDOXC) II es REDOX intramolecular D) III reacción de desproporciónE) II es de catálisis heterogénea

16. Indicar lo que no ocurre durante un proceso REDOX:I. Se produce transferencia de electronesII. Durante la reducción siempre se gana electronesIII. El agente reductor cede electrones al agente

oxidanteIV. La sustancia que se reduce es el agente oxidanteV. El agente oxidante y reductor siempre son

sustancias distintas




17. De :

I. H2O2( l ) + MnO2(s) H2O(l) +O2: es una catálisisheterogénea

II. H2(g) + O2(s) H2O(g) : reacción endotérmicaIII. La catálisis puede ser : Homogénea,

Heterogénea, enzimáticaes(son) no correcta(s) :



( ) H2 + O2 H2O : Electrólisis

( ) : Fotólisis con dismutación

( ) MgO Mg + O2 : REDOX intramolecular ( ) Br 2+KOH KBrO3 + KBr + H2O: REDOX

desproporción( ) I2+Cl2+H2O HIO3 + HCl : REDOX

intermolecular

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

19. ¿Cuál de los reactantes REDOX corresponde a unadismutación?

I. H2+Br 2 2HBr II. Zn + HCl ZnCl2 + H2III. Fe + S FeSIV. H3PO3 H3PO4 + PH3V. Au2O3 Au + O2


20. Balancear las siguientes semirreacciones e indiquecuántos son de oxidación y reducción:

I. Mg Mg2+ : .................................

II. S2- S8 : .................................

III. O2 O2- : .................................

IV. Cl7+ Cl1-

: .................................

A) 1 y 2 B) 2 y 2 C) 1 y 3

D) 2 y 1 E) 3 y 1

TAREA

01. La siguiente ecuación química:

Na2CO3 + CuSO4 Na2SO4 + CuCO3

corresponde a una reacción de:

A) CombinaciónB) AdiciónC) Descomposición

D) Doble descomposiciónE) Desplazamiento

02. ¿Cuántas de las siguientes reacciones sonincorrectas:

( ) CO2 + H2O H2CO3 : adición( ) NaHCO3 Na2CO3+H2O+CO2: descomposición( ) Pb(NO3)2+KI PbI2 + KNO3 : metátesis( ) PbS(s) + CO(g) Pb(s) + CO2(g):

ÄH=-64 kJ : reacción endotérmica( ) Fe+O2 Fe2O3 : REDOX

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

03. Las reacciones químicas son las variacionesquímicas en la naturaleza y composición de lassustancias debido a:

I. Efectos termodinámicos como presión ytemperatura

II. Efectos cinéticos como el tiempo y catalizador III. Efectos fotoquímicos como la luz UV

produciéndose otras sustancias de propiedadesdiferentes.

son correctas:

A) Sólo I B) Sólo II C) Sólo IIID) I y II E) Todas

04. Se hace reaccionar el de sodio con agua, entoncesuno de los productos es:

A) Na B) Cl2 C) H2OD) HNa E) NaOH

05. Las reacciones de desproporción tambiéndenominadas reacciones de dismutación o autoóxido - reducción, son aquellas en donde la mismasustancia se oxida y reduce simultáneamente. Indicar cuántas reacciones de este tipo se mencionan acontinuación

( ) H2SO4 + CaF2 CaSO4 + HF

( ) HNO2 HNO3 + NO + H2O

( ) N2 + H2 NH3

( ) Cl2 + KOH KClO

3 + KCl + H

2O

( ) Cu + Cl2 CuCl2

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

06. Indicar cuántas proposiciones son incorrectasrespecto a los tipos de reacciones químicas que seindican:

( ) Catálisis :2KClO3(s) + MnO2(s) 2KCl(s) + 3O2(g)



( ) Exotérmica :2H2(g) + O2(g) 2H2O(g); ÄH=-483,6 kcal

( ) Reversible :N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)

( ) Metátesis :4FeS2(s) + 11O2(g) 2Fe2O3(s) + 8SO2(g)

( ) Hidrólisis :CH3-COONa+H2O CH3-COOH+NaOH

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

07. En el siguiente gráfico indique cuántas proposicionesson no correctas :

( ) Calor de reacción = -80 kJ( ) Energía de activación = 120 kJ.mol-1

( ) Es una reacción exotérmica( ) El complejo activado tiene una energía de

40 kJ.mol-1

( ) ÄH = 80 kJ.mol-1

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

08. ¿Cuántas reacciones van acompañados de susnombres correctos ?

( ) : R e a c c i ó n d e

descomposición( ) 2Mg+O2 2MgO : Reacción de combinación( ) NaOH + HCl NaCl + H2O : Reacción de

metátesis

( ) NH3+H2O

NH4OH : Reacción reversible A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 0

09. Indicar lo no correcto :

I. Descomposición :CaCO3(s) CaO(s)+CO2(g)

II. Síntesis de Haber : N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)III. Desplazamiento: Fe+H2O Fe2O3+H2IV. Combustión : C + O2 CO2V. REDOX desproporción : H2+O2 H2O

A) I B) II C) III

D) IV E) V10. En las siguientes reacciones indicar el agente

oxidante y reductor respectivamente

I. I2+H2O2 HIO3 + H2OII. H2O2+KMnO4 MnO2+KOH+O2+H2O

A) I2 - H2O2B) H2O2 - KMnO4C) H2O2 - H2O2D) I2 - KMnO4

E) I2 - O2

BALANCE DE ECUACIONES QUÍMICASBalance de Ecuaciones Químicas :

Balancear una ecuación química implica igualar lacantidad de átomos de cada elemento en ambosmiembros de la ecuación, y de esta manera determinar los coeficientes mínimos enteros (coeficientesestequiométricos)

MÉTODOS PARA BALANCEAR UNA ECUACIÓN

QUÍMICA

1. Método de Simple Inspección Al utilizar este método se debe tener en cuenta lasiguiente prioridad

Sustancia Metal No metal Hidrógeno Oxígeno

Prioridad Primera Segunda Tercera Cuarta

Ejemplos :

...................................................................................

...................................................................................

...................................................................................

...................................................................................

...................................................................................

...................................................................................

...................................................................................



...................................................................................

...................................................................................

...................................................................................

...................................................................................

...................................................................................

...................................................................................

...................................................................................

2. Método REDOX :

Procedimiento :

1.1 Se determina el número de oxidación de cadauno de los átomos que intervienen en laecuación química.

2.2 Se realiza un balance atómico de aquellosátomos que experimentan cambios en elnúmero de oxidación.

2.3 Se determina el intervalo de pérdida yganancia de electrones y se realiza unbalance de electrones.

2.4 En primer término se balancean las especiesque cambian de número de oxidación

2.5 Se completa el balance mediante el métodode simple inspección

Ejemplos :

...................................................................................

...................................................................................

...................................................................................

...................................................................................

...................................................................................

...................................................................................

...................................................................................

...................................................................................

...................................................................................

...................................................................................

...................................................................................

...................................................................................

...................................................................................

...................................................................................

...................................................................................

...................................................................................

...................................................................................

3. Método de Ion - Electrón :El balance de una ecuación iónica se realiza en lossiguientes mesios :

Procedimiento :

3.1 La ecuación iónica se balancea mediante elmétodo REDOX, sin intentar balancear losátomos de oxígeno

3.2 Se determina la carga neta en cada miembrode la ecuación iónica

3.3 Para balancear la carga en los miembros de laecuación iónica, según el medio en que seefectúa el balance se tiene :3.3.1 Si el balance se realiza en un medio

ácido se adiciona iones H1+ en elmiembro que haga falta

3.3.2 Si el balance se realiza en un mediobásico se adiciona iones OH1- en elmiembro que haga falta

3.4 Por cada átomo de oxígeno su exceso seadiciona una molécula de agua en el miembroque haga falta

Ejemplos :

...................................................................................



...................................................................................

...................................................................................

...................................................................................

...................................................................................

...................................................................................

...................................................................................

...................................................................................

...................................................................................

...................................................................................

...................................................................................

...................................................................................

...................................................................................

...................................................................................

...................................................................................

...................................................................................


01. ¿Cuál de las siguientes reacciones presenta el mayor producto de coeficientes?

I. KClO3

KCl +O2II. H2SO4 + Al Al2 (SO4)3 + H2III. FeO + H2O Fe(OH)2IV. Pb(OH)2 + H2O Pb(OH)4 + H2V. H2 + O2 H2O


02. Balancear la siguiente ecuación y hallar la sumatoriade coeficientes

A) 13 B) 8 C) 18D) 16 E) 20

03. En cuál de las siguientes reacciones, los compuestosdel hierro son oxidantes.I. Fe2O3 + Al Fe + Al2O3II. Fe2O3 + KNO3 + KOH K2FeO4 + KNO2 +H2OIII. FeSO4 + Mg MgSO4 +Fe

A) Sólo I B) II y III C) Sólo IIID) I y III E) I y II



04. ¿Cuántas proposiciones son correctas respecto a lasiguiente ecuación química.

NaClO +AgNO3 NaNO3 +AgClO3+AgCl

( ) El elemento Cloro es el agente oxidante( ) El elemento Cloro es el agente reductor ( ) El nitrato de plata es la sustancia que se oxida( ) El cloruro de plata es la forma reducida( ) El hipoclorito de sodio es el agente espectador

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

05. Al balancear la siguiente ecuación:HNO3 + Cl2 HClO3 + NO2 + H2O

indicar cuántas proposiciones son no correctas:

( ) El agente oxidante gana un electrón( ) El cloro se reduce( ) El agente reductor gana un electrón( ) La molécula de ácido nítrico acepta 10 electrones( ) La molécula del agente reductor gana 10

electrones

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

06. Al ajustar la siguiente ecuación:K2Cr 2O7 + KI + H2SO4 K2SO4 + Cr 2(SO4)3 + I2+ H2O

Indicar cuántas proposiciones son no correctas:

( ) El coeficiente de la forma reducida es 1.( ) Por cada mol del agente reductor se producen

0,5 mol de la forma oxidada( ) En la reacción el agente oxidante dona 6

electrones( ) La relación molar entre la forma reducida y las

mol-g del agua es 1( ) El coeficiente del agente reductor es 6

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

07. De la siguiente ecuaciónCuS+ HNO3 Cu(NO3)2 + NO + H2O +SO2

Indicar cuántas proposiciones son no incorrectas( ) El coeficiente del ácido nítrico es 8( ) Se han producido dos oxidaciones( ) El ácido nítrico es el agente oxidante( ) El número de electrones transferidos es 24.

A) 0 B) 1 C) 2D) 3 E) 4

08. De:J : C6H10O5 + KClO4 KCl + CO + H2OL : C 2 H 6 O + K 2 C r 2 O 7 + H 2 S O 4

CH3CHO+K2SO4+Cr 2(SO4)3+H2Odeterminar la suma de los coeficientes de losagentes reductores y los coeficientes del agua de “J”y “L”

A) 20 B) 21 C) 16D) 13 E) 25

09. Al balancear determinar la relación “L”

L =

KNO2 + H2SO4 K2SO4 + HNO3 + NO + H2O

A) 5/2 B) 3/4 C) 1D) 2/5 E) 3/1

10. En la siguiente ecuación química:KMnO4 + H2C2O4 + H2SO4 MnSO4 + K2SO4+CO2+H2O

determinar la relación “L” si:

L =

A) 5/2 B) 1/3 C) 1/5D) 2/5 E) 2/3

11. Ajustar la siguiente ecuación:

PbS + HNO3 Pb(NO3)4 +H2O + NO+Sdeterminar “L” si:

L =

A) 10,5 B) 9,25 C) 0,37D) 15,5 E) 16

12. Determinar la relación “L”, si :

Pb3O4 + HNO3 Pb(NO3)2 + PbO2 + H2O

A) 2 B) 3 C) 1/5D) 1/3 E) 5

13. Balancear la ecuación y calcular la relación “J”

P4 + KOH + H2O KH2PO2 + PH3

A) 1 B) 2/5C) 3D) 1/2 E) 5

14. Balancear y hallar la suma total de los coeficientes:

As2S3+Mn(NO3)2+K2CO3K3 AsO4+K2SO4+K2MnO4+NO+CO2

A) 78 B) 86 C) 98D) 102 E) 110

15. A partir de la reacción óxido - reducción en mediobásico

ClO1- + S2O32 Cl1- + SO42-

calcular el valor de la relación “J”, si :



A) 2 B) 3 C) 1/2D) 1/3 E) 4

16. En la siguiente ecuación REDOX

H2O2 + Cr 2O72- Cr 3+ + O2

los coeficientes del agua, Cr 2O72- y H1+ en laecuación balanceada, son respectivamente

A) 1; 3; 8 B) 7; 1; 8 C) 1; 3; 14D) 3; 1; 8 E) 3; 1; 14

17. Al balancear en medio ácido :I. Cr 2O72- + NO21- Cr 3+ + NO31-

II. N2O4 + Br 1- NO21- + BrO31-se puede afirmar que el número de proposicionescorrectas es:

( ) En I se transfieren 6 electrones y en II 3electrones

( ) La suma de los coeficientes de agua es 7( ) Los coeficientes de los agentes oxidantes son 1

y 3 respectivamente( ) La suma total de los coeficientes de I y II es 41

( ) Las formas oxidadas son NO31- y BrO31-

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

18. Balancear en medio ácido :FeS + NO31- NO + SO42- + Fe3+

e indicar la relación molar “J”

A) 3 B) 1 C) 1/3D) 3/2 E) 2/3

19. Indicar el número de electrones transferidos y lasuma de coeficientes del ion H1+ y de agua

As2S3 + NO31- AsO43- + SO2 + NO2

A) 30 y 35 B) 22 y 28 C) 16 y 24D) 22 y 24 E) 20 y 18

20. Balancear la siguiente ecuación :

MnO41- + CH3OH MnO2 + HCO21-

determinar la suma de coeficientes

A) 15 B) 17 C) 19D) 21 E) 23

TAREA

01. Luego de ajustar la siguiente ecuación, determinar larelación “J” si:

J =

Pb3O4 + HI PbI2 + I2 + H2O

A) 1/3 B) 4/3 C) 3/1D) 3/4 E) 5/3

02. Al balancear:KOH + Cl2 KCl + KClO3 + H2O

indicar cuántas proposiciones son no incorrectas:( ) El Cloro se oxida y reduce a la vez( ) El oxidante es el cloro( ) El oxidante y reductor tienen el mismo coeficiente( ) El Cloruro de potasio tiene como coeficiente 5( ) El clorato de potasio es la forma reducida

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

03. Balancear la siguiente ecuación y determinar larelación “J”

J =

Ag + HNO3 AgNO3 + NO + H2O

A) 3/5 B) 4/3 C) 5/3D) 2/3 E) 3/4

04. De la siguiente ecuación química, luego debalancear. ¿Cuál es la suma de los coeficientes del

agente oxidante y sustancia oxidada?Sb +HNO3 H3SbO4 +NO2 +H2O

A) 10 B) 7 C) 6D) 4 E) 2

05. Balancear y hallar la raíz cuadrada de la suma de los

coeficientes que tienen los productos de la siguienteReacción Química.K3Fe(CN)6 + FeSO4 Fe3 [ Fe(CN)6 ]2+K2SO4

A) 2 B) 3 C) 4D) 5 E) 6

06. En la siguiente ecuación:

Fe3O4 + MnO MnO2 + Fe2O3

¿Cuál es la ecuación balanceada de reducción enmedio ácido?

A) MnO + 3e- + 4OH1- MnO2 + 2H2O

B) Fe3O4 - 2e- + 6H1+ Fe2O3 +3H2O

C) MnO + 3e- +4H1+ MnO2 + 2H2O

D) Fe3O4 + 3e- + 4H1+ Fe3O4 +2H2O

E) 2MnO +2H2O + 3e- MnO2 + 4H1+

07. Para la siguiente ecuación química

HS2O HSO + S

luego de balancear en medio ácido indicar elcoeficiente del agua.



A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

08. Balancear en medio básico e indicar la suma decoeficientes en:

Zn + NO ZnO + NO

A) 4 B) 7 C) 5

D) 6 E) 809. Ajustar la siguiente ecuación en medio básico.

Al + NO Al (OH) + NH3

e indicar la suma de coeficientes:

A) 40 B) 36 C) 45D) 20 E) 50

10. Determinar la relación “J”, si:

J =

el balance para la siguiente ecuación es en medioalcalino

Cr 3+ + S2O Cr 2 O + SO

A) 3/7 B) 12/5 C) 7/3D) 5/12 E) 6/13

ESTEQUIOMETRÍAEs la parte de la química general que se encarga delestudio de las relaciones cuantitativas tanto en masacomo en volumen entre las sustancias que intervienen enuna reacción química.

Para realizar el análisis cuantitativo se recurre a leyesexperimentales de combinación de la química que seagrupa en Leyes Ponderales y en Leyes Volumétricas

I. LEYES PONDERALESEstas leyes establecen las relaciones entre lasmasas de los reactantes que se combinan paraformar productos.

I.1. Ley de la Conservación de la Masa (Ley deLavoisier)“En toda reacción química ordinaria la suma delas masas de las sustancias reaccionantes, esigual a la suma de las masas de sus productos”

Sea la ecuación balanceada:2SO2 + 1 O2 2 SO3

I.2. Ley de las Proporciones Definidas y Constantes(Ley de Proust)

“En toda reacción química, los reactantes yproductos se combinan manteniendo sus mol-g omasas en una proporción constante y definida. Delo anterior se deduce que cualquier exceso de

uno de los reactivos deja de combinar oreaccionar”

Sea la ecuación: 2 H2 + 1 O2 2 H2O

2 mol-g - 1 mol-g - 2 mol-g

4 g 32 g 36 g

De lo anterior se deduce que las masas guardan larelación:

1 g ——— 8 g ——— 9 g

Reactivo Limitante (RL)

Es aquella sustancia que se consume totalmente (seencuentra en menor cantidad), limitando que el reactivoque se halla en exceso sólo reaccione de manera parcial.

NOTA: En todo problema estequiométrico se aconseja realizar los cálculos con el reactivo limitante

Ejercicios: CH4 + O2 CO2 + H2O

RELACIÓNMOLAR

RELACIÓNEN MASA

E jemplos

6 g

8 g Exceso RL

8 g 36 g

30 g 96 g



Análisis:Si se combinan 2 g de H2 con 20 g de O2; podemosobservar que el H2 sólo reaccionará con 16 g de O2 y elresto (4 g) será el exceso; es decir:2 g H2 + 20 g O2 18 g H2O + 4 g O2

(Exceso)

Luego: El reactivo limitante es el hidrógeno y el reactivo

en exceso es el oxígeno

I.3. Ley de Proporciones Múltiples ( John Dalton )Esta ley establece lo siguiente:

“La razón entre las masas de un elemento que secombinan con una masa fija de un segundoelemento, cuando se forman dos ó máscompuestos, es una razón entre números enterossencillos, como 2:1, 3:1, 3:2 ó 4:3"

Ejemplo: Para los compuestos formados por la combinacióndel cloro con el oxígeno tenemos:

Producto masa de cloro masa deoxígeno

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

Constante Variable

Esta ley fue enunciada por John Dalton (1804). Con sufamosa teoría atómica-molecular, Dalton pudo explicar exitosamente no sólo la ley de proporciones múltiples,sino también la de Lavoisier y la Proust. Si el átomo esindivisible, entonces en una reacción química, el númerode átomos de un elemento en los reactantes debe ser igual que en los productos, razón por la cual la masadebe conservarse. De ese modo logró explicar la ley deLavoisier.

Por otro lado, si la composición en masa de uncompuesto es constante, es debido a que poseecantidades fijas de los elementos que lo constituyen. Deese modo logró explicar la ley de Proust.

I.4. Ley de Proporciones Recíprocas (o masas decombinación)

Fue planteada por J.B. Ritcher y C.F. Wenzel en1792, quien establece lo siguiente:

“Las masas de diferentes elementos que secombinan con una misma masa de otro elementodan la relación en que se combinarán entre sí, obien múltiplos o submúltiplos de estas masas”.

Ejemplo aplicativo:

En una experiencia de laboratorio, 140 g de unelemento A se combina con 60 g de un elementoE para formar cierto compuesto. En otra experiencia,30 g de un elemento D se combina con 15 g de unelemento E. ¿Qué masa de A se combinará con 36g de un elemento D?

Resolución:

Con los datos que nos proporciona el problemaplanteamos las siguientes reacciones y las masasexactas de combinación con una cantidad fija deelemento E (se repite en ambas reacciones).

A + E producto X ...... (1)

140 g 60 g

D + E producto Y ...... (2)

30 g 15 g 120 g 60 g

Observamos que las masas de A ( 140 g ) y D (120g) se combinan con la misma masa de B ( 60 g )luego por Ley de Ritcher y Wentzel tendremos:

A + D producto Z ...... (3)

140 g 120 g

Se observa que la relación de masas de A y Dcuando se combinan entre sí es:

...... (á)

Si la masa de combinación de D es: mD = 36 g ;calcularemos la masa de A que se combina con estacantidad en base a la relación hallada.Reemplazamos en (á)

II. LEYES VOLUMÉTRICAS

Estas leyes establecen la relación entre losvolúmenes de los elementos gaseosos reaccionantes

y productos a las mismas condiciones de presión ytemperatura

Fue dada a conocer por el científico francés JosephGay-Lussac en 1808, como producto de susinvestigaciones sobre la compresión y expansión de losgases, y la reacción entre ellos.

1. LEY DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN

Esta ley establece lo siguiente:



“A las mismas condiciones de presión ytemperatura, existe una relación constante ydefinida de números enteros sencillos, entre losvolúmenes de las sustancias gaseosas queintervienen en una reacción química”.

La relación del número de moles (coeficientesestequiométricos) nos indica la relación de volúmenes delas sustancias gaseosas que intervienen en una reacciónquímica, a las mismas condiciones de presión ytemperatura.

Ejemplo ilustrativo: A las mismas condiciones de presión y temperatura vamos a hacer reaccionar H2(g) y N2(g), para obtener amoniacogaseoso, NH

3(g).

1 N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)

La relación de volúmenes es:

La relación de mol-g es:

Entonces en base a la ecuación química, a lasmismas condiciones de presión y temperaturapodemos plantear también así:

1 N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)

REACCIÓNMOLAR

1 mol-g 3 mol-g 2 mol-g

REACCIÓNSENCILLA

1 V 3 V 2 V

EJEMPLO 3 L 9 L 6 L

Ejercicio: Completa el siguiente cuadro:

1 N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)

4 L RL Exceso

8 mL 25 mL

12 L 30 L

2. Contracción Volumétrica (C)

Consiste en la disminución del volumen de lassustancias gaseosas (reactivos); cuando se formannuevas sustancias en una reacción químicaLuego :

En el cálculo de la contracción volumétrica sólo se tomanen cuenta las sustancias gaseosas.

Si la contracción tiene signo :

contracción volumétrica

expansión

Ejemplos :

1. 1N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)

4V 2V

2. 1COCl2(g) 1CO(g) + 1Cl2(g)

V 2V



3. 3Fe(s) + 4H2O(g) 1Fe3O4(s) + 4H2(g)

4V 4V


01. De:I. La estequiometría, trata de las relaciones que

existen entre las cantidades de los componentesde una reacción química.

II. La ley de conservación de la masa solo secumple en los procesos químicos.

III. El calcio forma óxidos que cumplen la ley de lasproporciones múltiples


A) Sólo I B) I y II C) Sólo II

D) II y III E) I y III

02. Se ha comprobado experimentalmente que unamuestra de 10 g de “J” reaccionan con 45 g de unasustancia “L” y 15 g de “L” reaccionan con 20 g deuna sustancia “Q”. Hallar la masa del producto de lareacción de “J” y “Q”, e indique la ley que se cumple:I. 45 g; proporciones definidasII. 55 g; proporciones múltiplesIII. 70 g; conservación de la masaIV. 80 g; proporciones recíprocasV. 70 g; proporciones recíprocas


03. “Pitagorito” realiza un experimento en el laboratoriode la Academia “Pitágoras” obteniendo los siguientesdatos:I. 40 g de un elemento “J” reaccionan con 200 g de

un elemento “Q”II. 120 g de un elemento “L” reaccionan con 300 g

de un elemento “Q”determinar la proporción en que reaccionan loselementos “J” y “L”

A) 1/2 B) 1/3 C) 3/5D) 2/1 E) 5/3

04. Qué masa de oxígeno se requiere para oxidar 600 gde FeS2 según:

FeS2 + O2 Fe2O3 + SO2

A) 720 g B) 440 g C) 540 gD) 680 g E) 1 200 g

05 Qué masa de óxido de magnesio se obtiene en ladescomposición pirolítica de 800 g de carbonato demagnesio

A) 380,9 g B) 127,6 g C) 389 gD) 621,7 g E) 192,9 g

06. El perclorato de potasio puede prepararse mediantelos siguientes procesos:

Cl2+KOH KClO+KCl+H2OKClO KClO3+KCl

KClO3 KClO4+KCl¿Cuántas mol - g se requieren de cloro para preparar 277 g de perclorato de potasio.

A) 3 B) 5 C) 6

D) 8 E) 1507 ¿Cuántas mol - g de la forma reducida se obtendrán

por acción de 18 g de agente reductor, si el procesoocurre en medio alcalino y está representado por:

A) 0,25 B) 0,75 C) 0,5D) 1,5 E) 2,8

08 Todos los carbonatos reaccionan energéticamentecon el HCl concentrado, produciendo cierto gas, si setratan 100 kg de caliza. Diga Ud, ¿cuántasproposiciones son no incorrectas?

( ) Se formarán 40 kg de CO2 como producto( ) Se formará CO como productos( ) Se formará 44 kg de CO2 como producto( ) Se formará 28 kg de CO2( ) Se requieren 73 kg de HCl para la reacción

completa

A) 1 B) 2 C) 3D) 4 E) 5

09. Un tubo de ensayo abierto que contiene clorato depotasio se calienta hasta la descomposición total, eltubo más el clorato de potasio tiene una masa de21,45 g y después del calentamiento tiene una masade 19,45 g. Determinar la masa del tubo de ensayo.

A) 18 g B) 19 g C) 16,35 gD) 16,9 g E) 17,5 g

10. De la combustión incompleta del pentano:C5H12(g) + O2(g) CO(g)+CO2(g)+H2O(l )

si la reacción molar del CO2 y CO es 1,5. ¿Cuál es lamasa de combustible que se requiere para obtener 658 g de la mezcla gaseosa?

A) 126 g B) 189 g C) 378 gD) 504 g E) 252 g



11 Determinar Q en : Q=J+L

J = Número de mol-g de NO31- producidos a partir de 4 mol-g de oxidante, en :

MnO41-+NO21-MnO2+NO31-(medio básico)

L = Número de mol-g del oxidante necesarios paraproducir 4 mol-g de I2 en :

NaI + KMnO4 + KOH I2 + K2MnO4 + NaOH

A) 11,5 mol-g B) 14 mol-g C) 10 mol-gD) 7,4 mol-g E) 20 mol-g

12 Se tiene una mezcla formada por 32 g de CH4 y132 g de C3H8. Determinar el volumen del airenecesario para la combustión de la mezcla, elcontenido del oxígeno en volumen en el aire es 20%

A) 425,6 m3 B) 21,28 L C) 95 LD) 2,128 m3 E) 0,95 dm3

13. ¿Qué volumen de CO2 recogido sobre agua a 11 °Cy 800 mmHg con HR=80% se obtendrá a partir de152 g de Cr 2O3

Cr 2O3 + CS2 Cr 2S3+CO2

A) 22,4 L B) 33,6 L C) 44,8 LD) 112 L E) 224 L

14. Qué volumen ocupará el CO2 a 27 °C y 780 mmHgobtenido al hacer reaccionar 3 mol -g depermanganato de potasio en medio ácido según:

A) 308 L B) 240 L C) 360 LD) 158 L E) 720 L

15. De acuerdo al siguiente esquema :

+ H2O

se obtiene 615 g de nitrobenceno, entonces elhidrógeno contenido en el ácido nítrico a C.N. ocupa:

A) 52 L B) 54 L C) 56 LD) 58 L E) 60 L

16. ¿Qué volumen de aire se prepararía artificialmente aC.N. Si actúa 20 mol-g de agente reductor en :

MnO41- + OH1- MnO42- + O2 ?

considerar la composición volumétrica del O2 del21% en el aire

A) 533,3 L B) 540 L C) 600 LD) 480,2 L E) 630,3 L

17. Qué volumen de SO2 se produce en C.N por lacalcinación de una tonelada de pirita según:

FeS2(s) + O2(g) Fe2O3(s) + SO2(g)

A) 1,5 m3 B) 37,5 m3 C) 6,2 m3

D) 2,53 m3 E) 373,3 m3

18. Cuando explota la nitroglicerina C3H5(NO3)3 no seproducen productos sólidosC3H5(NO3)3(l)CO2(g)+N2(g)+O2(g)+H2O(v)

¿Cuál es el volumen total de los gases que seproducen en C.N. cuando explota una ampolla quecontiene 454 g de nitroglicerina?

A) 22,4 L B) 44,8 L C) 163 LD) 324,8 L E) 650 L

19. Si se hace reaccionar 20 L de hidrógeno, a C.N, paraobtener amoníaco. Calcular el volumen de amoníacoobtenido a 2 atm y 27 °C

A) 13,6 L B) 11,2 L C) 7,32 LD) 5,6 L E) 2,8 L

20. Se combustiona completamente 10 L de gas propano

C3H8, a 1 atm y 27 °C. ¿Qué volumen de CO2 seobtendría en condiciones normales?

A) 30 litros B) 27,3 litros C) 31 litrosD) 60 litros E) 61,8 litros

TAREA

01. Se tiene 2 muestras de dos elementos en una deellas hay 14 g de “J” con 16 g de “L” y en otra

muestra hay 28 g de “J” con 16 g de “L”, entoncespara “J” y “L” se cumple:

A) Ley de la conservación de la masaB) Ley de las proporciones definidasC) Ley de las proporciones recíprocasD) Ley de las proporciones múltiplesE) Ley de las relaciones sencillas

02. ¿Cuántos gramos de etanol C2H5OH se puedeobtener al hidrolizar 19,14 g de acetato de etiloCH3COOC2H5, la ecuación para el proceso es lasiguiente:

CH3COOC2H5 + H2O CH3COOH + C2H5OH

A) 9,57 g B) 44 g C) 23 gD) 10 g E) 46,5 g

03 Qué masa de dióxido de manganeso se produce apartir de 224 L de gas C2H4 a C.N, si la reacciónocurre en medio ácido.

C2H4 + MnO2+C2H6O2

A) 552 g B) 580 g C) 290 gD) 245 g E) 680 g



04. ¿Cuántos gramos de C12H22O11 se hidrolizan y quévolumen en C.N de CO2 se obtiene?

C12H22O11 + H2O C6H12O6

C6H12O6 C2H5OH+CO2

si el alcohol etílico producido es 184 gramos

A) 520 g; 112 L B) 724 g; 44,8 LC) 527 g; 67,2 L D) 684 g; 89,6 L

E) 342 g; 89,6 L

05. La siguiente ecuación representa el métodocomercial de preparación del NO.

NH3(g) + O2(g) NO(g) + H2O(l)

¿Cuál es el volumen de todos los reaccionantesconsumidos para producir 80 L de NO a C.N?

A) 80 L B) 100 L C) 140 LD) 180 L E) 200 L

06 Determinar la masa en gramos de peróxido dehidrógeno que debe descomponerse para producir eloxígeno requerido para la combustión completa de160 g de metanol, CH3OH. Las ecuaciones son :

H2O2 H2O + O2

CH3OH + O2 CO2 + H2O

A) 680 g B) 75 g C) 159,4 gD) 510 g E) 340 g

07. Al reaccionar una cierta cantidad de Cadmio conácido sulfúrico se colectaron 283 mL de hidrógenorecogidos sobre agua a 27 °C y 740 mmHg.Determinar la masa de Cadmio utilizada

A) 1,16 g B) 2,42 g C) 3,8 gD) 1,9 g E) 1,21 g

08. Para la reacción química representada por lasiguiente ecuación:

PCl5(g)

PCl3(g)

+ Cl2(g)

¿Porqué el volumen gaseoso se duplica?

A) Porque la masa se duplicaB) Porque el número del mol - g de PCl5 es igual al

número de mol - g de PCl3C) Porque el número de mol-g de los productos es

el doble del número de mol-g de la especie quese descompone

D) Porque el número de moléculas de cloro es lamitad del número de moléculas de PCl5

E) Porque aumenta la presión

09. Al reaccionar una cierta cantidad de permanganatode potasio se obtiene 19,37 L de cloro medidos a

20 °C y 746 mmHg. Determinar la masa depermanganato de potasio según:

KMnO4+HCl MnCl2+KCl+Cl2+H2O

A) 32 g B) 45 g C) 34 gD) 50 g E) 48 g

10 ¿Qué volumen de oxígeno se requiere para lacombustión completa de 60 L de C3H8; si todos losgases se encuentran en C.N

A) 30 L B) 300 L C) 40 LD) 400 L E) 50 L

libro 1 anual uni química

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