quimica 2010 2015

BACHILLERATO CLEI

EDUCACION A DISTANCIA

CARTILLA SEIS

QUIMICARevisado y ampliado 2.008 por Fabián Martínez Osorio

Ingeniería Electrónica Universidad Industrial de SantanderSupervisión general: Edgar Eduardo Prada Pradilla

Licenciado de la Universidad Flet de Miami

INCLUYE: PRUEBAS Y SIMULACRO ICFES

PROGRAMA DE BACHILLERATO CLEI 1

PROGRAMA 2.010 - 2.015

BOGOTA D.C. COLOMBIA

QUIMICA


QUIMICA

1. Introducción

2. Estructura de la materia

3. Tabla periódica

4. Enlace químico

5. Nomenclatura química

6. Estequiometría

7. Estado gaseoso

8. Soluciones

9. Equilibrio químico e iónico

10. Compuestos orgánicos

11. Hidrocarburos alifáticos


1. QUIMICA

Ciencia que estudia las transformaciones de la materia y la energía.

MATERIA Y ENERGÍA

Química: Ciencia que tiene por objeto el estudio de la materia teniendo en cuenta su composición, sus reacciones, sus propiedades, y sus transformaciones.

Divisiones:

Química inorgánica: Estudia los elementos excluyendo al carbono.

Química orgánica: Estudia el carbono y sus compuestos.

Fisicoquímica: Estudia la relación materia-energía en función del comportamiento y propiedades de las moléculas.

Química analítica: Estudia la composición de la materia.

Bioquímica: Estudia las transformaciones químicas que ocurren em los seres vivos (metabolismo).

Química nuclear: Estudia las transformaciones químicas del núcleo atómico.

Materia: Es todo aquello que posee masa y ocupa un lugar en el espacio.

Clases:

- Elementos: Sustancias simples formadas por una sola clase de átomos.

- Mezclas: Combinación de dos o más sustancias de propiedades similares o diferentes.


- Compuestos: Sustancias formadas por varias clases de átomos en determinadas proporciones.

2. ESTRUCTURA DE LA MATERIA

LA MATERIA: Sobre la estructura o naturaleza de la materia existen varias teorías :

TEORÍA PROPUESTA POR PLANTEAMIENTO

FATA: (500-430 A.C) EMPEDOCLES El principio u origen de la naturaleza de la materia son 4 elementos: Fuego, Aire, Tierra, Agua.

ATOMISTA (460-370 A.C)DEMOCRITO Y LEUCIPO La materia está formada

por partículas indivisibles llamadas ÁTOMOS.

ALQUIMISTA VII-XIII GEBER BACON, ST TOMAS DE AQUINO

La naturaleza de la materia la forman 3 elementos: Mercurio, Azufre, Sal.

FLOGISTO XVII (sublime teoría)

STAHL (fundador) Toda sustancia combustible contiene un principio inflamable llamado flogisto: Metal + Calos Ceniza (residuo) + FLOGISTO.


MODELOS ATÓMICOS: Son representaciones ideales de la composición o estructura íntima del átomo. En el siguiente cuadro se resumen los modelos propuestos:

MODELO AÑO ESQUEMA GRAF PLANTEAMIENTO

JOHN DALTON 1803

Los átomos son esferas en su mayor parte vacías. Átomos de un mismo elemento tienen propiedades similares. Los átomos se combinan en relación de números enteros.

JOSEPH J. THOMSON 1904

El átomo es una esfera cargada positivamente donde se incrustan partículas negativas en igual número que las positivas.

ERNEST RUTHERFORD

1911

Existe una región central (núcleo) donde se encuentra el total de la carga positiva y la mayor parte de la masa. En determinadas órbitas se localizan las partículas negativas.


NIELS BOHR 1913 Los electrones pueden saltar de un nivel a otro ganando o perdiendo energía en términos de fotones.

fea = fuerza electroestática de atracción fc = fuerza centrífuga

MODELO CUÁNTICO: se basa en los números cuánticos que identifican distintas regiones del espacio atómico permitiendo establecer el estado de cualquier electrón en el átomo. Los números cuánticos son:

- NUMERO CUÁNTICO PRINCIPAL: indica el nivel de energía, se representa por la letra n.

- NUMERO CUÁNTICO AZIMUTAL: indica el subnivel de energía en que se localiza el e-. Se representa por la letra l.

- NUMERO CUÁNTICO MAGNÉTICO: indica la orientación del subnivel en el espacio (orbital). Se representa por ms.


- NUMERO CUÁNTICO DE SPIN: indica el giro del e- sobre su eje. Se representa por me.

PARTÍCULAS FUNDAMENTALES DEL ÁTOMO Son:

PARTÍCULA

SIMB

NATURALEZA

MASA CARGA LOCALIZACIÓN

ELECTRÓN e- Llamados rayos catódicos debido a su carácter negativo

9.11*10-28 gr.

-1.6*10-

19 coul En los orbitales

PROTÓN p+ Llamados rayos anódicos debido a su carácter positivo

1.62*10-24 gr.

+1.6*10-19 coul

NÚCLEO

NEUTRÓN n0 Se consideran como la combinación e y p

1.63*10-24 gr.

0 NÚCLEO

NUMERO ATÓMICO Y MASICO:


Números que hacen referencia a las partículas presentes en el átomo. El número atómico indica el número de protones o de electrones, se representa por (Z). El másico hace referencia a las partículas presentes en el núcleo atómico, es decir , protones y neutrones, se simboliza por A.

ELEMENTO #ATÓMICO (Z)

#MASICO (A)

# DE e-

# DE p+

# DE no

Na ( Sodio) 11 23 11 11 12

Al (Aluminio) 13 27 13 13 14

O (Oxígeno) 8 16 8 8 8

ISOTOPOS:

Son variedades de un mismo elemento que difieren en el número de neutrones. Es decir, tienen algún número atómico y distinto número másico.

ISÓTOPO # ATÓMICO (Z) #MASICO (A)

# DE e- # DE p+

# DE no

PROTIO 1 1 1 1 0

DEUTERIO 1 2 1 1 1

TRITIO 1 3 1 1 2

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA:


Corresponde a la distribución de los electrones e- en los distintos niveles y subniveles de energía. Se realiza con base en el siguiente esquema. Con base en la configuración electrónica es posible determinar el periodo y grupo al que pertenece el elemento de la tabla periódica.

El periodo se determina por el mayor nivel de energía y el grupo por el número de electrones en dicho nivel. Ej:

ELEMENTO # ATOM. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

PERIODO GRUPO

Nitrógeno 1 1s1 1 I A

O 8 1s2 2s2 2p4 2 VI A

Flúor 9 1s2 2s2 2p5 2 VII A

K 19 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 4 I A

Aluminio 13 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 3 III A

Fe 26 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 4 VIII B


C 6 1s2 2s2 2p2 2 IV A

Cromo 24 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 4 VI B

S 16 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 3 VI B

3. TABLA PERIÓDICA

Concepto:

Es un sistema rectangular que consta de filas llamadas periodos y columnas denominadas grupos donde se organizan o clasifican los elementos químicos.

Sistemas de clasificación: Estos se resumen en:

SISTEMA PLANTEAMIENTO

DE ANTOINE LAVOISIER Clasificó los elementos en metales y no metales teniendo en cuenta algunas propiedades

Metales: brillo, maleables, buenos conductores, formadores de bases. No metales: opacos, quebradizos, malos conductores, formadores de ácidos.

TRIADAS DE WOLFANG DOBEREINER

clasificó los elementos en grupos de 3 elementos, donde el peso atómico del elemento intermedio era aprox. Igual al promedio de los pesos atómicos de los elementos extremos de la triada.

OCTAVAS DE JOHN NEWLANDS

Las propiedades de los elementos se repiten cada ocho (8).

TABLA CORTA L. MEYER

clasificó los elementos químicos en 8 grupos y 7 periodos teniendo en cuenta sus propiedades y el orden creciente de los números atómicos.

TABLA LARGA HENRY MOSELEY

clasificó los elementos químicos en 8 grupos mayores, 8 subgrupos y en 7 periodos con base en el orden creciente de los números atómicos.

SERIES DE ELEMENTOS:


Teniendo en cuenta la actual tabla periódica, los elementos pueden dividirse en tres grandes series:

ELEMENTOS REPRESENTATIVOS: Se caracterizan por llenar los subniveles s (máximo 2e-) y p (máximo 6 e-), formado por los grupos mayores identificados con la letra A con las siguientes características:

I: elementos alcalinos (formadores de comp. Básicos) : Li, Na, K, Rb, Cs, Fr

II: elementos alcanotérreos: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra

III: elementos térreos: B, Al, Ga, In, Tl

IV: familia del carbono: C, Si, Ge, Sn, Pb

V: familia del nitrógeno: N, P, As, Sb, Bi

VI: elementos anfígenos: O, S, Se, Te, Po

VII: elementos halógenos: F, Cl, Br, I, At (formadores de sales)

VIII: gases nobles o inertes: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn

ELEMENTOS DE TRANSICIÓN: Elementos ubicados en el centro de la tabla periódica, llenan el subnivel d (máximo 10 e-). Está formado por 8 subgrupos.

TIERRAS RARAS: llamados elementos de Transición Interna, se caracterizan por llenar el subnivel f (máximo 14 e-). Se dividen en dos subseries:

-LANTANIDOS: desde La (lantano) hasta Lu (Lutecio).

-ACTINIDOS: desde Ac (actinio) hasta Lw (laurencio).

PROPIEDADES: Se resumen en:

PROPIEDAD DEFINICIÓN VARIACIÓN

NUMERO ATÓMICO Indica el número de electrones o de protones presentes en el átomo

ELECTRONEGATIVIDAD Es la tendencia que presentan los átomos a ganar electrones


POTENCIAL DE IONIZACIÓN

Energía requerida para liberar o remover un electrón de un átomo

LEY PERIÓDICA:

Es una consecuencia de la base de ordenación propuesta por Moseley: esta ley plantea que las propiedades de los elementos químicos son función periódica del número atómico, es decir, que las propiedades de los elementos que forman un grupo son similares. El grupo indica el número de electrones del elemento en su último nivel llamados electrones de valencia.

Solido Liquido T A B L A P E R I O D I C A Gas Sintetizados

NºAtómico/Nombre

Descubridor

1 1A

Electrones por Capas

Fusión/Ebullición(°C)

18 0

H 2 2A

Peso Atómico

Electronegatividad

13 3A

14 4A

15 5A

16 6A

17 7A

He

Li Be Configuración Electrónica B C N O F Ne

Na Mg 3 3B

4 4B

5 5B

6 6B

7 7B

8 8B

9 8B

10 8B

11 1B

12 2B

Al Si P S Cl Ar

K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br KrRb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I XeCs Ba La/Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At RnFr Ra Ac/Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt

Lantanidos La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb LuActinidos Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr


http://www.geocities.com/CapeCanaveral/Hall/3881/OMQ.htm

4. ENLACE QUÍMICO

Concepto:

Es la fuerza de unión existente entre dos átomos que forman una molécula, cualquiera que sea su naturaleza.

Ley del octeto y dos:

Los elementos (átomos) tienden a combinarse unos con otros para adquirir la configuración electrónica del gas noble correspondiente, es decir, que en su último nivel de energía tengan 8 electrones o 2 electrones.

Clases de enlace:

Para que los átomos de los elementos sean isoelectrónicos con los correspondientes a los gases nobles, deben ganar, perder o compartir electrones, por lo tanto se distinguen las siguientes clases de enlace químico

ENLACE IONICO O ELECTROVALENTE:

CARACTERÍSTICA CONDICIÓN EJEMPLO REPRESENTACIÓN

Transferencia de electrones de un átomo a otro formándose iones positivos (cationes) y negativos (aniones)

Un compuesto presenta enlace iónico si la diferencia de las electronegatividades de los átomos es mayor a 1.7

NaF F 4.0

Na 0.9

3.1

CaO O 3.5

Ca 1.0

2.5


ENLACE COVALENTE: Se caracteriza porque los átomos comparten electrones desapareados

TIPO DE ENLACE

CONDICIÓN EJEMPLO FORMULA ELECTRÓNICA

FORMULA ESTRUCTURAL

PURO SIMPLE

Cada átomo aporta un electrón

H2 H-H

Cl2 Cl-Cl

PURO DOBLE Cada átomo aporta 2 electrones

O2 O=O

PURO TRIPLE Cada átomo aporta 3 electrones

N2

POLAR Se establece entre átomos que presentan electronegatividades diferentes estableciéndose un dípolo

H2O O 3.5

H 2.1

1.4

HCl Cl 3.0

H 2.1

0.9

COORDINADO Uno solo de los átomos aporta el par de electrónico requerido para la

SO3


formación del enlace HNO3

5. NOMENCLATURA QUÍMICA

CONCEPTO: Se encarga de asignar al nombre a cada uno de los distintos tipos de compuestos con base en: El estado de oxidación y el grupo funcional al que pertenece.

ESTADO DE OXIDACIÓN: El estado de oxidación es un número positivo o negativo, que indica el número de electrones ganados, perdidos o compartidos por un átomo cuando forma una molécula. Para determinar el estado de oxidación de un elemento en un compuesto, se deben tener en cuenta las siguientes pautas:

- El estado de oxidación del oxígeno es –2, excepto en los peróxidos que trabaja como con –1

- El estado de oxidación del hidrógeno es +1, excepto en los hidruros donde trabaja con –1

- La suma de los estados de oxidación de los átomos (elementos) en:

Una molécula igual a cero.

Una molécula iónica es igual a la carga del ión.

El estado de oxidación de los elementos está en función del grupo al que pertenece según:

GRUPO

(REPRESENT) I II III IV V VI VII

ESTADOS DE OXIDACIÓN

+1 +2 +1+3

+2+4- 4

+1+3+5

+2+4+6

+1+3+5


-3 -2 +7-1

GRUPO FUNCIONAL: Es la agrupación o disposición de los átomos en una molécula, que le confiere a una serie de compuestos propiedades específicas. Las funciones químicas se resumen en el siguiente cuadro ilustrativo:

M = Representa un elemento metálico

FUNCIÓN HIDRUROcombinación del metal con el hidrógeno

Se identifica por la fórmula MH-1.

Se nombran con la palabra Hidruro seguida del nombre del metal; Ej:

- 2Na + H2 = 2Na+1 H-1 (hidruro de sodio)- Be + H2 = Be+2 H2

-1 (hidruro de berilio)

FUNCIÓN OXIDOcombinación de cualquier elemento excepto el Flúor con el Oxígeno

OXIDO BÁSICO

- Se identifica por la fórmula MO-2

- Se nombran con la palabra óxido seguido del nombre del metal sujeto al estado de oxidación así:

Si el elemento trabaja con un estado de oxidación su terminación será "ico". Ej:

4K + O2 = 2K2+1 O-2 (óxido potásico) – (óxido de potasio (I))

Si el elemento trabaja con dos estados de oxidación su terminación será:

"oso" para el menor estado de oxidación


"ico" para el mayor estado de oxidación

Los siguientes elementos trabajan con dos estados de oxidación:

Fe, Co, Ni (+2, +3) Cu, Hg (+1, +2) Au,Tl (+1, +3)

Pb, Pt, Pd (+2, +4) Sb, Bi (+3, +5)

Ejemplo:

ECUACIÓN QUÍMICA NOMENCLATURA IUPAC NOMENCLATURA STOCK

2Fe + O2 = 2FeO Oxido Ferroso oxido de Hierro (II)

4Fe + 3O2 = 2Fe2O3 oxido Férrico oxido de Hierro (III)

4Au + O2 = 2Au+12O-2 oxido Auroso oxido de Oro (I)

4Au + 3O2 = 2Au2O3 oxido Aúrico oxido de Oro (III)

Pt + O2 = Pt O2 oxido Platínico oxido de Platino (IV)

2Cu + O2 = 2CuO oxido Cúprico oxido de Cobre (II)

OXIDO ACIDO.

Se identifica por la fórmula MO-2

Se nombran con la palabra óxido seguido del nombre del no metal dependiendo del estado de oxidación así:

ECUACIÓN QUÍMICA NOMENCLATURA IUPAC NOMENCLATURA. SISTEMAT.


2Cl2 + O2 = 2Cl2O oxido Hipocloroso Monóxido de Cloro

2Cl2 + 3O2 = 2Cl2O3 oxido Cloroso Trióxido de Cloro

2Cl2 + 5O2 = 2Cl2O5 oxido clórico Pentóxido de Cloro

2Cl2 + 7O2 = 2Cl2O7 oxido perclórico Heptóxido de Cloro

FUNCIÓN BASE O HIDRÓXIDO (combinación de óxido básico con el agua).

Se identifica por la fórmula M(OH)-

Se nombran por la palabra Hidróxido seguida del nombre del elemento metálico teniendo en cuenta su estado de oxidación. Ej:

ECUACIÓN QUÍMICA NOMENCLATURA IUPAC NOMENCLATURA STOCK

NiO + H2O = ni (OH)2 Hidróxido Niqueloso Hidróxido de Níquel (II)

Ni2O3 + 3H2O = 2Ni (OH)3 Hidróxido Niquélico Hidróxido de Níquel (III)

PbO2 + 2H2O = Pb (OH)4 Hidróxido Plúmbico Hidróxido de Plomo (IV)

Na2O + H2O = 2NaOH Hidróxido Sódico Hidróxido de Sodio (I)

ÁCIDOS: los ácidos se clasifican en hidrácidos y oxácidos.

HIDRACIDOS (ÁCIDOS BINARIOS)

Se identifican por la fórmula HM

Se nombran con la palabra Ácido seguida del nombre del elemento no metálico terminado en "hídrico".

ECUACIÓN QUÍMICA NOMBRE ECUACIÓN QUÍMICA NOMBRE

F2 + H2 = 2Hf Ácido Fluorhídrico S + H2 = H2S Ácido Sulfhídrico

Cl2 + H2 = 2HCl Ácido Clorhídrico Se + H2 = H2Se Ácido Selenhídrico

OXACIDOS (ÁCIDOS TERCIARIOS)


Se identifican por la fórmula HMO

Se nombran con la palabra Ácido seguida del nombre del no metal de acuerdo a su estado de oxidación.

ECUACIÓN QUÍMICA NOMBRE ECUACIÓN QUÍMICA NOMBRE

Cl2 + H2O= 2HClO Ácido Hipocloroso SeO2 + H2O = H2SeO2 Ácido Selenioso

Cl2 O3 + H2O= 2HclO2

Ácido Cloroso SO + H2O = H2SO2 Ácido Hiposulfuroso

SALES (COMBINACION ENTRE UN Ácido Y UNA BASE O HIDRÓXIDO)

Se nombran dependiendo del ácido del cual se obtenga según el cuadro:

Ácido

SAL QUE ORIGINA

Sin oxígeno

HÍDRICO URO sin oxígeno

Con oxígeno

OSO ITO con oxígeno

con oxígeno

ICO con oxígeno

Para nombrar una sal, se nombra la parte no metálica con la terminación correspondiente y luego el metal según el estado de oxidación. En las sales ácidas se interpone la palabra "ácido" y para las sales básicas la palabra "básico"

BASE O HIDRÓXIDO

Ácido SAL NEUTRA AGUA

2K+ OH + H2 S-2 = K2+1 S-2 + 2H2O

hidróxido potásico

ácido sulfhídrico

sulfuro potásico

Na+ OH + NCl-1 = NaCl + H2O

hidróxido sódico ácido clorhídrico

cloruro sódico


BASE O HIDRÓXIDO


Na+ OH + H2CO3 = NaHCO3 + H2OHidróxido de

sodioácido

carbónicocarbonato ácido

de sodioKOH + H2SO4 = KHSO4 + H2O

hidróxido potásico

ácido sulfúrico

sulfato ácido de potasio

BASE O HIDRÓXIDO


Mg (OH)2 + HCl-1 = MgOHCl + H2OHidróxido de

magnesioácido

clorhídricocloruro básico de magnesio

Zn (OH)2 + HBr = ZnOHBr + H2O

hidróxido sódico ácido clorhídrico

cloruro sódico

6. ESTEQUIOMETRÍA

CÁLCULOS BÁSICOS:

Son aquellos cálculos que se realizan con base en las sustancias, dentro de estas se encuentran:

ÁTOMO GRAMO (at-gr): 1 at-gr equivale a:

El peso atómico del elemento expresado en gramos.

El número de avogadro (6.023*1023 átomos) de átomos del elemento. Ej:

1 at-gr de S = 32gr S = 6.023*1023 átomos de S1 at-gr de C = 12gr C = 6.023*1023 átomos de C


CANTIDAD DE SUSTANCIA

# AT- GR # DE ÁTOMOS DEL ELEMENTO

8gr S

CANTIDAD DE SUSTANCIA # AT- GR # DE ÁTOMOS DEL ELEMENTO

1.5 at-gr C

PESO MOLECULAR: Es el peso fórmula de una sustancia molecular. Se obtiene al sumar los pesos atómicos de los elementos que forman la sustancia en gramos.

MOL: es la cantidad de sustancia que contiene el número de avogadro de moléculas. 1 mol es equivalente a:

El peso molecular de la sustancia expresado en gramos. El número de avogadro (6.023*1023 moléculas) de moléculas de la sustancia.

1mol NaOH = 40gr NaOH = 6.023*1023 moléculas NaOH1mol H3PO4 = 98gr H3PO4= 6.023*1023 moléculas H3PO4


30grC4H8O4

PESO MOLECULAR

NUMERO DE MOLES


NUMERO DE MOLÉCULAS

Pesos atómicos: C (12), H (1), O (16)

REACCIONES QUÍMICAS:

Es el resultado de combinar dos o más sustancias para originar otras de propiedades distintas. Se representan mediante ecuaciones químicas, donde a la izquierda aparecen los reactivos o reactantes y a la derecha los productos.

CLASES DE REACCIONES EJEMPLOS

REACCIÓN DE SÍNTESIS O DE FORMACIÓN

4Fe + 3O2 = 2Fe2 O3

REACCIÓN DE DESCOMPOSICIÓN 2KClO3 2KCl + 3O2

REACCIÓN DE SUSTITUCIÓN O DE DESPLAZAMIENTO

2Na + 2HCl = 2NaCl + H2

REACCIÓN DE DOBLE SUSTITUCIÓN O DE INTERCAMBIO IONICO

Ag2 Cl- + Na+ NO3- = NaCl + AgNO3

Reacciones Redox: Son aquellas en las cuales se verifica los procesos de reducción (ganancia de electrones) y oxidación (pérdida de electrones). Estos procesos se determinan con base en la variación del estado de oxidación que experimentan los átomos así:

En toda reacción Redox se distinguen dos agentes: el oxidante (corresponde a la sustancia reducida) y el reductor (sustancia oxidada)

REACCIÓN QUÍMICA SUSTANCIA OXIDADA

SUSTANCIA REDUCIDA

AGENTE OXIDANTE

AGENTE REDUCTOR


H+1Cl-1 + Mn+4º2-2 = Mn+2Cl2-1 +

Cl20 + H+12 O-2

Cl-1 = Cl02 Mn+4=Mn+2 MnO2 HCl

CÁLCULOS ESTEQUIOMETRICOS: Cálculos matemáticos que se realizan con base en las sustancias que participan de las reacciones químicas. Para realizar un cálculo estequimétrico se deben tener en cuentan las siguientes pautas:

Plantear la ecuación química que representa al proceso de reacción. Balancear la ecuación química. Interpretar la ecuación química teniendo en cuenta las sustancias que interesan. Se interpreta en términos de las unidades planteadas por el problema (gramos o moles en relaciones de masa). Plantear y resolver la regla de tres simple y directa, con referencia a las sustancias interpretadas de la ecuación química.

LEYES PONDERALES: son las que rigen el comportamiento de la materia en cuanto a las cantidades de las sustancias que intervienen en una reacción química.

LEY PONDERAL DEFINICIÓN EJEMPLO

CONSERVACIÓN DE LA MATERIA- LAVOISIER

El total de la materia de las sustancias que actúan como reactivos en una reacción química es igual al total de la materia de las sustancias que se obtiene.

PROPORCIONES DEFINIDAS – PROUST

Cuando una sustancia se combina con otra para formar un compuesto lo hace en relación de peso invariable.

PROPORCIONES MÚLTIPLES – DALTON

Cuando dos elementos se combinan para originar más de un compuesto, lo hacen en relación de números enteros sencillos.

RELACIONES MASA A MASA: son aquellos cálculos estequiométricos que se realizan en términos de moles o gramos. Pueden ser:


REACTIVO A PRODUCTO: es aquel en el cual se desea calcular la cantidad de producto obtenido a partir de una cantidad dada de reactivo. Ej:

Cuántos gramos de sulfato sódico se obtienen al hacer reaccionar 20 gramos de hidróxido sódico según la ecuación química: NaOH + HS2O4 = Na2 SO4 + H2O

- Balanceamos la ecuación química:

2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O

Interpretamos la ecuación en gramos , para la cual calculamos los pesos moleculares de las sustancias hidróxido sódico y sulfato sódico.

2NaOH = Na2 SO4

2 ( 40gr NaOH) = 142 gr Na2 SO 4

80 gr NaOH = 142 gr Na2SO 4

Planteamos y resolvemos la regla de tres simple y directa

80 gr NaOH -----> 142 gr Na2SO4

20 gr NaOH -----> X

PRODUCTO A REACTIVO:

Es aquel en el que se desea averiguar la cantidad de reactivo para producir una cantidad dada el producto. Ej:

Cuántos gramos de hidróxido cálcico se requiere para producir 16.4 gr de nitrato cálcico según la ecuación química:

Ca (OH)2 + HNO3 = CA(NO3)2 + H2O PESOS AT: C = 40, H = 1, N = 14, 0 = 16

- balanceamos la ecuación:

CA (OH)2 + 2HNO3 = CA(NO3)2 + 2H2O

- interpretamos la ecuación en gramos:

CA (OH)2 = CA(NO3) 2

74 gr CA (OH)2 = 164 gr CA(NO3)2


- planteamos y resolvemos la regla de tres simple y directa:

74 gr CA (OH)2 = 164 gr CA(NO3) 2

X = = 16,4 gr CA(NO3)2 = X = 7.4gr CA (OH) 2

REACTIVO A REACTIVO:

Se desea conocer la cantidad de una sustancia para que reaccione con una determinada cantidad de otra sustancia. Ej:

Cuántos gramos de oxígeno se requiere para que reaccione 11 gr de propano según la ecuación química:

C3H8 + O2 = CO2 + H2O PESOS ATÓMICOS : C = 12, H = 1, O = 16

balanceamos la ecuación:

C3H8 + 5O2 = 3CO2 + 4H2O

interpretamos la ecuación en gramos:

C3H8 ----> 5O 2

44gr C3H8 ----> 5(32gr O2)

44gr C3H8 ----> 160gr O 2

planteamos y resolvemos la regla de tres simple y directa:

44gr C3H8 ----> 160gr O 2

11gr C3H8 ----> X

X = 40gr O 2

7.


ESTADO GASEOSO

GENERALIDADES:

FORMA VOLUMEN MOVIMIENTO

MOLECULAR DIFUSION FUERA DE

COHESION COMPRESI-

BILIDAD DENSIDAD

Es variable dependiendo del recipiente que lo contiene.

Variable dependiendo del recipiente donde se encuentre

Libre y aumenta con la temperatura

Se difunden rápidamente

Prácticamente es nula

Fácil debido al espacio entre las particulas

Baja comparada con los sólidos y líquidos

FACTORES: Los siguientes factores influyen en el comportamiento de los gases:

FACTOR DEFINICION UNIDADES DE MEDIDA

FORMULAS DE CONVERSION

TEMPERATURA

(T) Propiedad que permite determinar el grado o intensidad de calor de un grupo o sustancia.

°C (centígrados o celsius)

° K (Kelvin o absolutos)

°K = °C + 273

°C = °K - 273

PRESION (P) Fuerza ejercida por las moléculas del gas sobre las paredes del recipiente.

Atmósfera (atm), centímetros, milímetros (mmHg), torricellis (torr)

76cmHg

1atm = 760mmHg

760torr


Número de moléculas del gas presentes en una cantidad determinada de masa.

MOLES

GRAMOS Moles = gr SUSTANCIA/peso molec. Gr SUST = moles/ peso molecular

LEYES DE LOS GASES: Leyes que rigen el comportamiento de los gases teniendo en cuenta las condiciones de presión (P), temperatura (T), cantidad de sustancia (n) y volumen (V). Aquí se resumen las principales leyes:

LEY ENUNCIADO EXPRESION

ELEMENTAL CONDICIONES MODELO Y

REPRESENTACIÓNGRAFICA


BOYLE Y MARIOTTE

El volumen de un gas varía inversamente con la presión, si la temperatura es constante

Pi/Po=Vo/Vi

PiVi = PoVo

Pv = es const.

T = es const.

P = V

2P = V/2

4P = V/4

P/2 = 2V

CHARLES El volumen de un gas directamente con la temperatura, si la presión es constante

Vi/Ti = Vo/To

ViTo = VotI

V/T = const

P = const.

T(°K) = V

T/2 = 2P

T/4 = V/4

2T = 2V

GAY – LUSSAC

La presión ejercida por un gas varía directamente con la temperatura, si el volumen es constante.

Pi/Po = Ti/To

PiTo = PoTi

V = const.

T(°K) = P

2T = 2P

T/4 = P/4

3T = 3P

COMBINADA El volumen de una determinada cantidad de gas varía conjuntamente con la presión y la temperatura, inversa con la presión y directa con la temperatura

PiVi/Ti = PoVo/To

PiViTo = PoVoTi

T(°K) – V – P

2T – 4V – P/2

T/2 – V/4 - 2P

T/2 – 2V – P/4


DALTON La presión ejercida por una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de los componentes

Pi = Pr * Xi

P = presión parcial

Pr = presión total de la mezcla

Xi = fracción molar del component

P --- X

P/2 --- X/2

P/3 --- X/3

P/4 --- X/4

AVOGADRO A las mismas condiciones de P y T volúmenes iguales de distintos gases tienen número de moléculas. El volumen ocupado por un gas varía directamente con la cantidad de sustancia

Vi/Vo = ni/no

Vino = Voni

Aq°C y 1atm

1 mol de cualquier gas ocupa un volumen de 22.4LT

V --- n

V/2 --- n/2

3V --- 3n

2V --- 2n


GENERAL (ECUACION DE ESTADO)

El volumen de un gas varía directamente al producto del número de moles por la constante R y por la temperatura e inversamente con la presión

P*V/N*T = R(cons

Uni)

R = 0.082

atm*Lt/mol* °K

P*V = n*R*T

Ecuación de estado

Si P y T constantes se tiene que V varía directamente con n.

V--- n

8. SOLUCIONES

CONCEPTO: Son mezclas homogéneas de dos o más sustancias en proporciones variables, dentro de unos límites definidos.

COMPONENTES: En toda solución se distinguen dos componentes que se designan como soluto y solvente.

SOLUTO: Es aquella sustancia que en la solución se disuelve o que está en menor proporción.

SOLVENTE: corresponde a la sustancia que en la solución se disuelve o que está en mayor proporción; el solvente universal por naturaleza es el agua.

CLASES DE SOLUCIONES: Normalmente se clasifican de acuerdo con el estado físico en que se presenten los componentes de las mismas en:

SOLVENTE SOLUTO EJEMPLO

GAS GAS Aire (N2, O2, H2, He, CO2...

LIQUIDO Agua en el aire (aire húmedo)

SOLIDO Partículas de polvo en el aire

LIQUIDO GAS Gas carbónico en agua


LIQUIDO Alcohol y agua

SOLIDO Azúcar y agua

SOLIDO GAS Hidrógeno en paladio

LIQUIDO Mercurio en Cinc (amalgamas)

SOLIDO Aleaciones (Cu y Sn : bronce) (Au y Ag)

MEDIDAS DE COMPOSICION: Expresan la concentración de la solución al relacionar el soluto con el solvente, o en la mayoría de los casos son la solución en total. Esta concentración puede expresarse en unidades físicas o químicas.

MEDIDAS FISICAS: Se expresan en términos de porcentaje, teniendo como relación la cantidad de cada componente (en peso o volumen) en 100 partes de la solución. El siguiente cuadro resume las medidas de composición físicas.

MEDIDA FISICA

EXPRESION MATEMATICA EJEMPLO CONCENTRACION

PORCENTAJE PESO A PESO

Solución formada por 5gr de azúcar y 20 de agua

PORCENTAJE PESO-VOLUMEN

200ml de solución preparada al tomar 10 gr de hidróxido sódico NaOH


PORCENTAJE VOLUMEN-VOLUMEN

Solución preparada al combinar 10ml de alcohol y 30ml de agua

MEDIDAS QUIMICAS: Se expresan en términos de moles o equivalentes gramo. El siguiente cuadro resume las principales medidas de composición química:

MEDIDA QUIMICA

EXPRESION MATEMATICA

EJEMPLO CONCENTRACION

FRACCION MOLAR (X)

A = soluto

B = Solvente

nA = Moles de Soluto

nB = Moles de solvente

nA + nB = Moles solucion

XA = nA/nA+nB

XB= nB/nA+nB

XA +XB = 1

Se presenta una solución combinando 28gr de hidróxido potásico KOH con 81gr de agua. Hallar la fracción molar del soluto y solvente.

28gr KOH * (1mol KOH/56gr KOH) = 0.5mol KHO

81gr H2O * (1mol H2O/18gr H2O) =4.5 mol H2O/5mol solución

XKOH = (nKOH/nsolución) = 0.5mol / 5 mol = 0.1

X H2O = 1-XKOH = 1-0.1=0.9

MOLALIDAD (m) m = Moles soluto/Kg solvente

Se combinan 20gr de carbonato cálcico CACO3 con 200gr de agua. Hallar la molalidad (m) de la solución.

20gr CaCO3 * (1mol CaCO3 /100gr CaCO3)=0.2 mol CaCO3

200gr H2O * (1Kg H2O/100gr H2O)=0.2Kg H2O

m=0.2mol/0.2Kg =1mol/ Kg = 1m

MOLARIDAD (M) M= Moles soluto/Lt solución

Se preparan 400ml de solución tomando 17gr de nitrato de sodio (NaNO3). Calcular la

17gr NaNO3*(1 mol NaNO3 / 85gr NaNO3)= 0.2 mol NaNO3

400ml solución = 1Lt soluicion/1000ml solución =


molaridad (M) de la solución.

0.4 Lt solución

M=0.2mol/0.4Lt=0.5mol/Lt = 0.5M

NORMALIDAD (N)

N = equivalente gramo soluto / Lt de solución

Eq – gr * cantidad soluto * (a / masa muscular)

#H(Acido)

a = #OH(Base), carga, catión(sal)

Se combinan 9.8gr de ácido fosfórico H3PO4 con agua hasta un volumen de 100ml. Determinar la normalidad (N) de la solución preparada.

9.8gr H3PO4 * ((3Eq-gr H3PO4/mol)/98gr H3PO4/mol)=0.3Eq-gr

100ml solución * (1 Lt solución/1000ml solución) = 0.1Lt solución

N = (0.3Eq-gr/0.1Lt) = 3(Eq-gr/Lt)=3N

PESOS ATOMICOS: K(39) H(1) O(16) Ca(40) C(12) Na(14) P(31)

DILUCIÓN: Es el fenómeno por el cual a partir de soluciones concentradas se

preparan otras diluidas al agregar a la solución de partida una cantidad dada de solvente. El número de equivalentes gramo (Eq-gr) del soluto en ambas soluciones es el mismo.

Por lo tanto:

# Eq-gr = N*V #Eq-gr1 = N1*V1 #Eq-gr2 = N2*V2

de donde resulta que: N1*V1 = N2*V2

EJ: Qué volumen de solución de Acido Sulfúrico 6N y de agua se debe tomar para preparar 1000ml de solución del mismo ácido 1.5N

N1= 6N V1= ? N2 = 1.5N V2 = 1000ml


V1 = (N2 * V2 / N1) = (1.5N * 1000ml / 6n) = V1 = 250ml = volumen del Acido Sulfúrico 6N

V agua = V2 – V1 = 1000ml – 250ml = V agua = 750ml

9. EQUILIBRIO QUÍMICO E IÓNICO

CONCEPTO: El equilibrio químico corresponde a todos aquellos procesos en los cuales, coexisten reactivo y productos siendo las velocidades de reacción directa e inversa iguales:

CONSTANTE DE EQUILIBRIO: Es el cociente entre las velocidades de reacción, definida por la concentración de los productos sobre la concentración de los reactivos elevados a un exponente que equivale al coeficiente que balancea la sustancia en la ecuación química. Ej:


ECUACION QUIMICA CONSTANTE DE EQUILIBRIO Keq

ELECTROLITOS: Son sustancias que en solución conducen en mayor o menos grado la corriente eléctrica se clasifican en ácidos, bases y sales pudiendo ser fuertes o débiles. Ej:

- ACIDOS = HCl (clorhídrico) H2SO4 (sulfúrico) HNO3 (nítrico)

- BASES O = NaOH (sódico) KOH (potásico) Ca(OH) 2 (cálcico)HIDROXIDOS

SALES = NaCl (cloruro sódico) CaSO4 (sulfato cálcico) KNO3 (nit. potásico)

TEORIAS ACIDO-BASE: para definir los conceptos de Acido y Base se formularon las siguientes teorías:

SUSTANCIA TEORIA DE ARRHENIUS

TEORIA DE BRONSTED-

LOWRY TEORIA DE LEWIS

ACIDO Sustancias que en solución liberan protones H+.

Toda sustancia que libera o cede protones H+.

Toda sustancia molecular o iónica que acepta un par electrónico.


BASE Sustancias que en solución liberan iones Hidróxilo (-OH).

Toda sustancia que puede aceptar protones H+.

Toda sustancia molecular o iónica que cede un par electrónico

AUTOPROTOLISIS DEL AGUA: el agua es un compuesto que se comporta como ácido y como base. El agua pura presenta el doble carácter y se ioniza o disocia según la ecuación:

Donde Kw = [H3O+]*[-OH] siendo Kw = producto ionico del agua

Kw = 1*10-14M2. Por lo tanto [H3O+]*[-OH]=1*10-7M

Tomando como base el valor 1*10-7 para la concentración de los iones las soluciones pueden ser:

SOLUCION NEUTRA = [H3O+] = [-OH] = 1*10-7M

SOLUCION ACIDA = [H3O+] > [-OH] > 1*10-7M

SOLUCION BASICA = [H3O+] < [-OH] < 1*10-7M

ESCALA LOGARITMICA DE LAS CONCENTRACIONES: Establecida por Sörem sörensen define:

PH (potencial de hidrogeno)

PH=log 1/[H3O+] = -log[H3O+]

PH(potencial de hidroXILO)

POH =log 1/[-OH] = -log[-OH]

Nota: –log (a*10-b) = -log a + b log 1 = 0 log 10 = 1

Para el agua se tiene que [H3O+] = [-OH] = 1*10-7M. De donde :

Poh = -log [H3O+] = -log (1*107) = -log 1 + 7 = -0 + 7 Ph = 7

Poh = -log [-OH] = -log (1*10-7) = -log 1 +7 = -0 + 7 Poh = 7

Por lo tanto Ph + Poh = 14


CALCULOS DE PH Y POH: Teniendo en cuenta que para los electrolitos fuertes la concentración de los iones originados del proceso de d isciación es prácticamente igual a la concentración de la solución, los cálculos de PH y POH) pueden ser, por ejemplo:

- Calcular el PH y el POH de ácido clorhídrico 0.002 M

Como es un ácido, el ion que origina es [H3O+] cuya concentración es 2*10-3 M

= PH = - log [H3O+] = -log (2*10-3) = log 2 + 3

= PH = -0.3 + 3 PH = 2,7

como PH y POH = 14 = POH =14 - PH POH = 11.3

- Calcular el PH y el POH de hidróxido sódico 0.0003 M

Como corresponde a una base, el ion originado es [-OH] de concentración es 3*10-4 M.

Entonces se calcula primero el POH

= POH = -log [-OH] = -log (3*10-4) = -log 3 + 4 log 3 = 0.47

= POH = 3,53 como PH + POH = 14

= PH = 10,47

10. ÁTOMOS DE CARBONO Y COMPUESTOS ORGÁNICOS

ÁTOMO DE CARBONO

GENERALIDADES:


SÍMBOLO # ATÓMICO

# MASICO

CONSTITUC. DEL ÁTOMO

CONFIGURAC. ELECTRÓNICA

ELECTRONES DE VALENCIA

NIVELES DE ENERGÍA

ISÓTOPO RADIOACTIVO

CONS.DEL ISÓTOPO

CLASE DE ELEMENTO

C 6 12 6e-, 6p+ , 6no

1s2 2s2 2p2

4e- 2

14

6 6e-, 6p+

, 8no No metálico

ESTADO NATURAL: El carbono se presenta en la naturaleza bajo dos formas: elemental y combinado.

TEORÍA DE LA HIBRIDACIÓN: Se basa en la combinación de orbitales atómicos (COA) permitiendo la explicación de distintos compuestos como alcanos, alquenos y alquinos.


En el siguiente cuadro se resumen las características de lo distintos tipos de hibridación.

TIPO DE HIBRIDACIÓN

COMBINACIÓN DE ORBITALES

FIGURA GEOMÉTRICA

ÁNGULO DE ENLACE

ORBITALES REMANENTES

EJEMPLO

TETRAGONAL Sp3 Tetraedro regular

109.5° 0 Alcanos

TRIGONAL Sp2 Triangular planar

120° 1 Alquenos

DIAGONAL Sp Lineal 180° 2 Alquinos

ORBITALES MOLECULARES: Resultan de la combinación de los orbitales atómicos, se clasifican en orbital molecular Sigma y orbital molecular Pi.

ORBITAL MOLECULAR Sigma: Resulta del solapamiento frontal de los orbitales atómicos, por lo tanto, el enlace tomado será fuerte.

ORBITAL MOLECULAR PI: se origina del solapamiento lateral de los orbitales atómicos, con lo cual el enlace formado es débil.


COMPUESTOS ORGÁNICOS.

GENERALIDADES:

ELEMENTO BASE

TIPO DE ENLACE

SOLUBILIDAD REACCIONES PTOS. DE EBULLICIÓN

PRINCIPAL FUENTE

EL CARBONO

Covalente puro y covalente polar

Insoluble en H2O soluble en éter, benceno

Ocurren a bajas temperaturas

Son relativamente bajos

El petróleo

CLASIFICACIÓN: se clasifican en Alifáticos y Aromáticos, así:

ALIFÁTICOS

- ACICLICOS (de cadena abierta)

- ALICICLICOS (de cadena cerrada)


CADENAS CARBONADAS: un cadena carbonada es una secuencia de átomos de carbono según la disposición de los átomos se clasifican en:

Cadenas lineales:

Cadenas ramificadas:

Cadenas cerradas:

RADICALES: Son átomos o grupos de átomos que presentan un electrón libre. Los radicales orgánicos se derivan de los hidrocarburos. Los radicales se nombran según el número de átomos de carbono que lo constituye y el sufijo (IL o ILO). se representan los radicales por la letra R. Aquí se resumen los principales:

FORMULA MOLECULAR

CnH2n+1 n =>1 FORMULA ESTRUCTURAL NOMBRE

CH3- CH3- METIL

C2H5- CH3- CH2- ETIL

C3H7- CH3- CH2- CH2- PROPIL

ISIPROPIL

C4H9- CH3- CH2- CH2- CH2- BUTIL

CH3- CH- CH2- CH3- SEC-BUTIL


ISOBUTIL

TER-BUTIL

PREFIJOS: Para nombrar compuestos orgánicos se utilizan prefijos que denotan el número de carbonos así:

#

CARBONOS

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

PREFIJOS MET ET PROP BUT PENT HEX HEPT OCT NON DEC UNDEC DODEC TRIDEC TETRADEC

GRUPOS FUNCIONALES: El grupo funcional corresponde a la disposición que adoptan los átomos en una molécula. Confiriéndole propiedades específicas a una serie de compuestos que determinan una función química; Aquí se presentan las principales:

FUNCIÓN QUÍMICA

ESTRUCTURA

GRUP. FUNCIONAL

SUFIJO EJEMPLO NOMBRE

ALCANO R-C-C-R C-C ANO CH3- CH2- CH3 PROPANO

ALQUENO R-C=C-R C=C ENO CH2= CH2 ETENO

ALQUINO INO BUTINO

ÉTER R-O-R -O- ÉTER CH3-O-CH3 DIMETIL-ETER

EMINA R-NH2 - NH2 AMINA CH3-CH2-NH2 ETIL-AMINA

HALURO DE ALQUILO

R-X -X UROILO

CH3-CH2-Br BROMURO DE ETILO

TIOL R-SH -SH TIOL CH3- CH2-CH2-SH PROPANOTIOL

ALCOHOL R-OH -OH OL 2-BUTANOL


CETONA ONA PROPANONA

ALDEHIDO AL ETANOL

NITRILO NITRILO PROPANONITRI-LO

AMIDA AMIDA BUTANAMIDA

REACCIONES ORGÁNICAS: Las reacciones orgánicas se verifican por la ruptura o formación de enlaces. Las principales clases de reacciones orgánicas son:

REACCIONES DE SUSTITUCIÓN: Un átomo o grupo de átomos es reemplazado por otro átomo o grupos de átomos.

REACCIONES DE ADICIÓN: Un grupo de átomos se adiciona a una molécula, este tipo de reacción involucra una ruptura de enlace Pi.

REACCIONES DE ELIMINACIÓN: Son inversas a las de adición.

11. HIDROCARBUROS ALIFÁTICOS

Hidrocarburos: Los hidrocarburos alifáticos son compuestos formados únicamente por carbono (C) e hidrógeno (H). Se consideran como esqueletos carbonados, base de las distintas funciones orgánicas que se obtienen al sustituir los átomos de hidrógeno por grupos funcionales.

Clasificación: Los hidrocarburos alifáticos se pueden clasificar dependiendo de su estructura carbonada en:


Hidrocarburos Alifáticos acíclicos: Centraremos el estudio de los hidrocarburos alifáticos en los de cadena abierta (saturados e insaturados).

Alcanos:

- Reciben el nombre de parafinas debido a su baja reactividad química.- Presentan hibridación tetragonal cuya combinación de orbitales es Sp3.

- Se identifican por el enlace sencillo entre carbonos (C-C).- El sufijo para nombralos es ANO.

- Presentan isomeria conformacional y estructural.- Los alcanos de cadena recta normal obedecen a la fórmula general CnH2n+2 con n >= 1.

Serie homóloga: Es aquella serie en la cual, los compuestos difieren del inmediatamente anterior. Posterior en un grupo Metileno (CH2).

Fórmula molecular Fórmula estructural Nombre

CH4CH4 Metano

C2H6CH3-CH3 Etano

C3H8CH3-CH2-CH3 Propano

C4H10

CH3-CH2-CH2-CH3 Butano

Isobutano


C5H12

CH3-CH2-CH2-CH2-CH3 Pentano

Isopentano

Neopentano(2,2-dimetil-propano)

Propiedades físicas:

Estado físico:

- Gaseosos del C1 al C4

- Líquidos del C5 al C17

- Sólidos del C18...

Solubilidad: n- Insolubles en agua, solubles en CCl4, CS2, Éter, Benceno

Densidad: - Menor que la del agua y aumenta con el peso molecular.

Puntos de ebullición:

- Aumentan con el peso molecular y disminuyen con el número de ramificaciones.

Nomenclatura: Para nombrar un alcano se deben tener en cuenta las siguientes pautas:

- Se selecciona como estructura principal la cadena más larga de átomos de carbono.

- Se numera la cadena de tal forma que a los radicales o sustituyentes se les asigne la posición más baja posible.

- Se nombran los radicales en orden creciente de tamaño, o alfabéticamente indicando la posición que ocupa dentro de la cadena.

- En caso de existir radicales iguales, se escriben las posiciones de los mismos en la cadena separadas por comas y se utilizan prefijos que indican el número de ellos, así: Di(2), Tri(3), Tetra (4), Penta (5) etc.

- Se nombra la cadena principal escribiendo el prefijo que denota el número de carbonos y el sufijo ANO.


EDUCACION A DISTANCIA

EVALUACION DE


QUIMICA

EVALUACION FINAL DE QUIMICANOMBRE COMPLETO: ________________________________________________________________

CIUDAD Y FECHA: ___________________________________________________________________

1. El azufre cede más rápido los electrones de su último nivel de energía porque:

A. Están atraídos con menos fuerza

B. Están ubicados en orbitales S

C. Tiene mayor electronegatividad

D. Su potencial de ionización es alto.

2. La sangre tiene un pH = 6,8 y la orina un pH = 5,4, entonces:

A. La orina es más ácida que la sangre

B. La orina es menos ácida que la sangre

C. La orina es más básica que la sangre

D. Las dos tienen igual acidez

3. Una MOL es una unidad de:

A. Volumen

B. Cantidad de masa

C. Temperatura

D. Longitud


4. El número de átomos de oxígeno presentes en una molécula de HNO3 es:

A. 3

B. 48

C. 6,02x1023

D. l ,8x10

5. El Ca pertenece al grupo II de la tabla periódica. La valencia más probable para ese elemento es:

A. 1

B. 2

C. 3

D. 4

6. En la fórmula O=C=O el C tiene valencia:

A. 1

B. 2

C. 3

D. 4

E. 5

7. Es un óxido ácido:

A. ASO5

B. Na2O

C. CaO

D. Al203

8. Las reacciones químicas que se realizan en el interior de la célula son:

A. No enzimáticas

B. Enzimáticas

C. Unicamente inorgánicas

D. Muy violentas

9. La fórmula


Corresponde a:

A. 2,4,4, trimetil pentano

B. Isopropilpentano

C. 2,2,4-trimetil pentano

D. lsooctano

10. La fórmula

Corresponde al cicloalcano:

A. C8H16

B. C8H18

C. C8H20

D. C8H14

11. La obtención del jabón es llamada:

A. Isomerización

B. Eterificación

C. Saponificación

D. Esterificación

12. La fórmula


Corresponde a una amina:

A. Primaria

B. Secundaria

C. Cuaternaria

D. Ternaria

13. La fórmula

¿Qué ramificación es y a qué 80. Alcohol pertenece?

A. 1,2,4 butanotriol

B. 1,3,4 butanotriol

C. Butanotriol

D. Isobutanol

14. Según su configuración electrónica, el azufre (Z=16) se encuentra en el:

A. Primer período

B. Cuarto período

C. Tercer período

D. Segundo período

15. Cuando una persona tiene carencia de glóbulos rojos, se le debe suministrar:

A. Calcio

B. Hierro

C. Vitamina E

D. Vitamina A

E. Fósforo

16. La fórmula


Corresponde a:

A. 2,3,3 trimetil - heptano

B. 5,5,6 trimetil - heptano

C. 2,3,3, trimetil - hexano

D. 5,5,6 trimetil - hexano

E. 5,5,6 trimetil - octano

17. El compuesto con la fórmula

Se nombra como:

A. 3 metil-etil isohexano

B. 2 metil 4-4 dietil butano

C. 2,4 dimetil 4-etil hexano

D. 3,5 dimetil 3 etilhexano

E. 5,3 dimetil etil hexano

18. En la ecuación

X representa:

A. NaCI

B. NaOH

C. Na2O2

D. NaH

E. NaCIO

19. El número de equivalentes-gramo contenidos en 2 litros de una solución 0,5 normal es:


A. 0,3

B. 0,5

C. 0,7

D. 10

E. 2,0

20. La molaridad de una solución que contiene 2 moles de HCl en 2 litros es:

A. 0,5

B. 2,5

C. 1,0

D. 1,5

E. 2,0

TIPOS DE PREGUNTAS

Orientación Básica al Pre-Icfes:

Cuando presentamos el examen de estado nos enfrentamos a varios tipos de preguntas, pero ¿Para qué? Esto es por que el Servicio nacional de pruebas, con el objeto de garantizar que las pruebas midan diversos procesos de pensamiento, utiliza diversas formas en la formulación de las preguntas.

La forma de responder una pregunta no está dada por el azar, es por eso que a continuación le mostraremos los tipos de preguntas y la forma para responderlos:

1. Preguntas de selección múltiple una única respuesta:

Estas preguntas se desarrollan en torno a una idea o problema al cual se refieren las opciones o posibilidades de respuesta. Constan de un enunciado en el que se expone el problema y cuatro o cinco posibilidades de respuesta. Las cinco posibilidades son expresiones que completan el enunciado inicial; entre estas opciones debe escogerse una, la que se considere Correcta. Veamos un ejemplo:

Ejemplo 1:

Con la frase "¿Estará Pedro en la casa?" se quiere preguntar por la ubicación de Pedro en:


A. El momento en el que se hace la preguntaB. Un momento futuroC. Cualquier momentoD. El momento en el que se de la respuesta

Al leer una pregunta es necesario saber lo que realmente se nos está cuestionando, eliminando así cualquier tipo de distractor. En la frase "¿Estará Pedro en la casa?" la atención debe centrarse al verbo Estará. Este está condicionado por una situación de un aquí y un ahora, lo cual indica que la respuesta Correcta es la A. El momento en el que se hace la pregunta.

2. Preguntas de selección múltiple con múltiple respuesta

Este tipo de preguntas se utiliza especialmente para poner en consideración una situación en la que es en necesario tener en cuenta dos posibles consecuencias, dos posibles aplicaciones o, dos condiciones para definirla adecuadamente.

Estas preguntas constan de un enunciado y cuatro opciones o posibilidades de respuesta relacionados con él; una combinación de estas opciones le responde Correctamente.

Para responder este tipo de preguntas debe seguir las alternativas de respuesta del siguiente cuadro:

Si 1 y 2 son Correctos, seleccione ASi 2 y 3 son Correctos, seleccione BSi 3 y 4 son Correctos, seleccione CSi 2 y 4 son Correctos, seleccione DSi 1 y 3 son Correctos, seleccione E

Veamos unos ejemplos:

Ejemplo 2:

Las capitales respectivas de Portugal y suiza son:

1. Lisboa2. Londres3. Berna4. Ginebra

Para contestar este tipo de pregunta tenemos que seleccionar dos de las opciones, no es necesario ningún tipo de razonamiento ya que lo único que se nos está pidiendo es información. Sabemos que la capital de Portugal es de Lisboa y la capital de Suiza, Berna, de ahí tenemos la combinación 1 - 3; según el cuadro si 1 - 3 son Correctos la respuesta es E.

Nota: Imagine que el día del examen usted recuerda la capital de Portugal (Lisboa), pero no sabe cuál es la capital de suiza, así que le tocaría escoger una respuesta entre Berna y Ginebra. Si usted mira el cuadro de respuestas se podrá dar cuenta que la combinación 1 - 4 no


existe, así que la capital de Suiza no podría ser Ginebra, así que la única posibilidad que nos queda es "Berna" completando así nuestra respuesta.

Ejemplo 3:

Si aceptamos que para Marx la moral es una forma de la conciencia social, se puede deducir que:

1. La revelación divina y la moralidad se complementan.2. La moral y el "mandato divino" se excluyen3. La moral es un producto de la relación entre los hombres4. No existe relación entre la sociedad y la moral

Para poder contestar esta pregunta es necesario tener claro que lugar ocupa el componente moral dentro del Marxismo. Marx analiza la sociedad a partir de dos niveles:

- La infraestructura y- La supraestructura

La infraestructura está determinada por el componente económico y la supraestructura, que incluye la moral, depende del componente económico. Para Marx, la infraestructura determina la supraestructura, es decir, que las sociedades generan sus propios valores a partir de su estructura económica.

Dado que el Marxismo es una corriente materialista queda excluida toda posibilidad de relacionar valores con elementos abstractos o separar sociedad y moral.

A partir de estos supuestos podemos deducir que las opciones Correctas son 2 y 3 por lo tanto la respuesta es B.

3. Preguntas de análisis de relación

Con ésta forma de preguntas se trata de explorar la capacidad del examinando para juzgar el poder que tienen unos enunciados para explicar otros, lo cual implica juzgar el valor de la verdad de cada uno de ellos y de la relación que existe entre ellos. Este tipo de preguntas, como su nombre lo indica, es muy útil para evaluar la capacidad de análisis del examinando.

En éstas preguntas se presenta una AFIRMACIÓN (que puede ser verdadera o falsa) seguida de una explicación denominada RAZÓN (que también puede ser verdadera o falsa).

El cuadro de respuestas es el siguiente:

Si la afirmación y la razón son verdaderas y la razón es una explicación Correcta de la afirmación, seleccione:

A

Si la afirmación y la razón son verdaderas, pero la razón NO es una explicación Correcta de la afirmación, seleccione:

B

Si la afirmación es verdadera, pero la razón es una proposición falsa, seleccione: C

Si la afirmación es falsa, pero la razón es una proposición verdadera, seleccione: D

Si la afirmación como la razón son proposiciones falsas, seleccione: E


Ejemplo 4:

El único factor que determinó la abolición de la esclavitud en Colombia a mediados del siglo XIX fue el económico.

PORQUE

A mediados de siglo XIX la formación de mercados regionales y el desarrollo de la agricultura en nuestro país hacían necesaria la libertad de mano de obra.

BCDE

Para poder establecer una respuesta, primero que todo, nos toca revisar si los enunciados son verdaderos o falsos:

Afirmación: El único factor que determinó la abolición de la esclavitud en Colombia a mediados del siglo XIX fue el económico. Esta afirmación es falsa, ya que en este hecho también influyeron presiones políticas de ciertos sectores sociales.

Razón: A mediados de siglo XIX la formación de mercados regionales y el desarrollo de la agricultura en nuestro país hacían necesaria la libertad de mano de obra. Esta proposición es verdadera.

Al definir la validez de éstas proposiciones tenemos que la Afirmación es falsa y que la razón es verdadera, por lo tanto la respuesta es D.

4. Preguntas de información suficiente

Este tipo de preguntas constan de un enunciado y de dos informaciones denominadas I y II. Se debe decidir acerca de la suficiencia de dichas informaciones para resolver el problema planteado en el enunciado. La respuesta Correcta se selecciona de acuerdo con los siguientes criterios:

Si la información I es suficiente para resolver el problema, pero la información II no lo es, seleccione:

A

Si la información II, es suficiente para resolver el problema, pero la información I no lo es, seleccione

B

Si las informaciones I y II juntas son suficientes para resolver el problema, pero cada una por separado no lo es, seleccione:

C

Si cada una de las informaciones I y II por separado son suficientes para resolver el problema, seleccione:

D

Si las informaciones I y II juntas no son suficientes para resolver el problema, seleccione:

E

Veamos un ejemplo:

Ejemplo 5:


Se sabe que multiplicar un número varias veces por sí mismo es 256. Se puede identificar el número si se conoce:

I Que el número es par positivoII Cuántas veces se multiplica el número por si mismo.

ABCDE

Para poder resolver ésta pregunta tenemos que analizar cada una de las informaciones que nos han sido planteadas. Hagamos un análisis de las respuestas:

La información I nos permite descartar a los números negativos, pero no nos permite identificar el número que multiplicado por si mismo varias veces da como resultado 256, ya que existen varias posibilidades: 28 = 256, 44 = 256, 162 = 256.

La información dos nos permite encontrar el número que multiplicado por si mismo varias veces da 256, el problema está en que este puede ser positivo o negativo, ya que: 28 = 256, (-2)8 = 256 44 = 256, (-4)4 = 256

En consecuencia, para poder resolver la pregunta necesitamos la información I y II para identificar el número, por lo tanto la respuesta Correcta es C.

El Pre-Icfes:

Desde el año 1995 el servicio nacional de pruebas del Instituto Colombiano para el fomento de la Educación Superior (ICFES) ha estado trabajando en un proyecto de reconceptualización del examen de estado que deben realizar los estudiantes en Colombia para el ingreso a la educación superior. Esta nueva prueba se realizará a partir de Marzo del año 2000.

Ésta nueva prueba pretende evaluar la capacidad de estudiante para resolver situaciones, interpretar, argumentar, proponer soluciones o respuestas a partir de los datos que se le otorgan y de acuerdo a una serie de parámetros establecidos.

Basados en este nuevo planteamiento, hemos diseñado un curso que proporcione al estudiante las herramientas de análisis, conocimientos, aptitudes y actividades necesarias para la selección de las áreas de profundización, problemáticas interdisciplinarias y escogencia de la carrera universitaria.

El Pre-Icfes que hemos desarrollado está dividido en dos partes fundamentales denominadas: Núcleo Común y Componente Flexible. El primero de ellos es trabajado en éste Modulo y el segundo, que es el que permite trabajar competencias diferenciadas para cada estudiante, se hace por medio de una tutoría física en nuestras instalaciones.

La estructura del nuevo examen es la siguiente:

En el núcleo común del examen que será presentado por todos los estudiantes, se evalúan las competencias básicas contextualizadas en las disciplinas de las Ciencias Naturales (Biología, Química, Física), de las Ciencias Sociales (Historia, Geografía y Filosofía), Matemáticas,


Lenguaje e Idiomas. La prueba de idiomas dejará de ser electiva y se convertirá en obligatoria y opcional, es decir, que el estudiante deberá presentar una prueba de un idioma extranjero pero tiene la posibilidad de escoger entre inglés, francés o alemán.

En el componente flexible del examen se pretende evaluar las competencias en niveles de profundización de los contextos disciplinares y en contextos de situaciones problemáticas que implican la integración de elementos de distintas disciplinas. En este sentido, este componente se articula en torno a dos líneas: profundización e interdisciplinaria.

En el área de profundización el alumno debe seleccionar tres materias para poder evaluarle de manera general y específica las preferencias en las competencias básicas, y en el área interdisciplinaria se clarifican las actitudes e intereses frente a las problemáticas de tipo socio-cultural.

PRUEBA DE QUIMICA


quimica 2010 2015

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