QUIMICA NUCLEAR

ACADEMIA “FORMULA PRE-U” QUIMICA

QUIMICA NUCLEARLas reacciones químicas tradicionales ocurren

como resultado de la interacción entre la valencia de electrones alrededor del núcleo del átomo.

RADIACIÓN NATURAL:En 1896, Henri Becquerel, expandió el campo

de la química para incluir los cambios nucleares cuando descubrió que el uranio emitía radiación.

RADIACIÓN ARTIFICIAL:Poco después del descubrimiento de Becquerel,

Marie Sklodowska Curie empezó a estudiar la radioactividad y completó en gran medida el primer trabajo sobre cambios nucleares. Curie descubrió que la radiación era proporcional a la cantidad de elementos radioactivos presentes, y propuso que la radiación era una propiedad de los átomos (al contrario a una propiedad química de un compuesto).

Marie Curie fue la primera mujer en ganar el Premio Nobel y la primera persona en ganar dos (el primero, compartido con su esposo Pierre y con Becquerel por descubrir la radioactividad; y el segundo por descubrir los elementos radioactivos radio y polonio).

RADIACIÓN Y REACCIONES NUCLEARESEn 1902, Frederick Soddy propuso la teoría que

'la radioactividad es el resultado de un cambio natural de un isotopo de un elemento hacia un isotopo de un elemento diferente.' Las reacciones nucleares incluyen cambios en las partículas del núcleo de un átomo y por consiguiente causan un cambio en el átomo mismo.

Al contrario que las reacciones químicas normales que forman moléculas, las reacciones nucleares resultan en la transmutación de un elemento en un isotopo diferente o en un elemento diferente (recuerde que el número de protones de un átomo define el elemento, por lo tanto un cambio de un protón resulta en un cambio de un átomo).

TIPOS DE RADIACIÓNHay tres tipos comunes de radiación y cambios

nucleares:

1. La Radiación Alpha (α) es la emisión de una partícula alpha del núcleo de un átomo. Una partícula a contiene 2 protones y 2 neutrones

Cuando un átomo emite una partícula a, la masa atómica del átomo disminuirá cuatro unidades (ya que 2 protones y 2 neutrones están perdidos) y el número atómico (z) disminuirá 2 unidades. Se dice que el elemento se 'transmuta' en otro elemento que es 2 z unidades más pequeño. Un ejemplo de una transmutación a tiene lugar cuando el uranio decae hacie el elemento torio (Th) emitiendo una partícula alpha tal como se ve en la siguiente ecuación:

238 92

U

4 2

He

+

234 90

Th

(Nota: en la química nuclear, los símbolos de los elementos tradicionalmente van precedidos de su peso atómico (arriba a la derecha) y el número atómico (arriba a la izquierda)).

2. La Radiación Beta (β) es la transmutación de un neutrón (seguido de la emisión de un electrón del núcleo del átomo: ). Cuando un átomo emite una partícula b, la masa del átomo no cambiará (puesto que no hay cambio en el número total de partículas nucleares), sin embargo el número atómico aumentará l (porque el neutrón se transmutó en un protón adicional). Un ejemplo de este descenso del isotopo de carbón llamado carbón-14 en el elemento nitrógeno es el siguiente:

14 6

C

0

-1

e

+

14 7

N

3. La Radiación Gamma (γ) incluye la emisión de energía electromagnética (similar a la energía proveniente de la luz) de un núcleo de un átomo. Ninguna partícula es emitida durante la radiación gamma, y por consiguiente la radiación gamma no causa en sí misma la transmutación de los átomos. Sin embargo, la radiación γ es emitida generalmente durante, y simultáneamente, a la disminución radioactiva α o β.

Fisión nuclearEn química nuclear, la fisión es una reacción nuclear, lo que significa que tiene lugar en el núcleo atómico. La fisión ocurre cuando un núcleo pesado se divide en dos o más núcleos pequeños, además de algunos subproductos como neutrones libres, fotones (generalmente rayos gamma) y

FORMULA PRE-U SIEMPRE MÁS INGRESANTES HUANCAYO: CALLE REAL 211 – 213 EL TAMBO TLF: (064) – 784721 1

0SEMANA

QUIMICA NUCLEAR REACCIONES NUCLEARES

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otros fragmentos del núcleo como partículas alfa (núcleos de helio) y beta (electrones y positrones de alta energía).

En química nuclear, fusión nuclear es el proceso por el cual varios núcleos atómicos de carga similar se unen y forman un núcleo más pesado. Simultáneamente se libera o absorbe una cantidad enorme de energía, que permite a la materia entrar en un estado plasmático.La fusión de dos núcleos de menor masa que el hierro (en este elemento y en el níquel ocurre la mayor energía de enlace por nucleón) libera energía en general. Por el contrario, la fusión de núcleos más pesados que el hierro absorbe energía. En el proceso inverso, la fisión nuclear, estos fenómenos suceden en sentidos opuestos.En el caso más simple de fusión, en el hidrógeno, dos protones deben acercarse lo suficiente para que la interacción nuclear fuerte pueda superar su repulsión eléctrica mutua y obtener la posterior liberación de energía.

1. Las partículas con mayor y menos nivel de penetración respectivamente son:a) Alfa y betab) Beta y gammac) Gamma y radiación electromagnéticad) Alfa y gammae) Átomos de helio y energía pura.

2. Propuso que la radiación era una propiedad de los átomos.

a) Curie b) Becquerelc) Einstein d) Soddye) Pierre

3. De acuerdo al concepto de transmutación se puede afirmar:a) Es la variación del peso de una partículab) Son oscilaciones electromagnéticas.c) Es cuando un elemento se “convierte” en

otro.d) Es la emisión de radiacionese) N.A.

4. Si un átomo de Uranio emite radiación alfa, entonces este átomo se transmuta en:a) Li b) Th c) Vd) Lu e) Ra

5. Correlacionar:1. Alfa a. energía pura2. Beta b. partícula negativa3. Gamma c. 4 unidades de masaa) 1a, 2b, 3c b) 1c, 2b, 3ac) 1c, 2a, 3b d) 1a, 2c, 3ae) Falta Información

6. Señale la alternativa correcta:a. La fisión nuclear libera poca energíab. Para la fusión nuclear es necesario que los 2

núcleos tengan masas menores que el Hierro.

c. La fusión nuclear es fácil de inducir.d. Para la fisión nuclear es necesario que sean

átomos de hidrógeno.e. La fusión nuclear se lleva a cabo a bajas

temperaturas.

7. La energía electromagnética a la velocidad de las luz, es propiedad de:a) Radiaciones electromagnéticas.b) Radiación Alfac) Radiación Betad) Radiación Gammae) Más de una es correcta.

8. Al completar la reacción nuclear se tiene:

+

a) b) c)d) e)


PRACTICAPRACTICA

PRACTICA


9. Complete la reacción nuclear. + ………

a) b) c)d) e)

10. Calcule el valor de “x+y” en:

+

a) 27 b) 12 c) 39d) 15 e) 31

11. Al completar la ecuación nuclear se tendría una cambio de ____ unidades de masa en el átomo de Berilio ¿Cuántas?:

+ a) 0 b) 2 c) 1d) 3 e) 4

12. Calcular el valor de “Y-X” +

a) 18 b) 16 c) 10d) 14 e) 8

13. ¿Qué tipo de radiación se emite? + ………..

a) Alfa b) Beta c) Gammad) No emite e) núcleos de helio

14. Se tiene un átomo de , el cual choca con un neutrón, el cual hace que desprenda un , se convierte en:a) b) c)d) e)

15. Del ejercicio anterior, ¿qué tipo de radiación tendrá que emitir para que se convierta nuevamente en nitrógeno? a) alfa b) beta c) gammad) núcleos e) no es posible

16. Los rayos emitidos por una fuente radiactiva puede dividirse por un campo eléctrico, ¿cuál de las siguientes sentencias es (son) verdadera(s)?

I. Los rayos se desvían hacia la placa negativa.

II. Los rayos se desvían hacia la placa positiva.III. Los rayos no se desvían

A) I, II y III B) I y IIC) I y III D) II y IIIE) III

17. Las partículas “” que emite el radio durante su desintegración son núcleos formados por:

A) un protón y un neutrónB) un electrón y un neutrón C) dos neutrones y dos electronesD) dos protones y dos neutronesE) dos electrones y dos protones

18. Determine qué isótopo ha sufrido una desintegración “” según:

A) B)

C) D)

E)

19. Determine ¿Cuántas desintegraciones y se han producido en la siguiente transmutación:

A) B) Sólo C) 1y2 D) E) Sólo

20. ¿Qué núclido por dos desintegraciones y dos desintegraciones no necesariamente en ese orden, produce el ?

A) B) C)

D) E)

MATERIA:


1SEMANA

MATERIA Y ENERGÍA


Es todo aquello que ocupa un espacio y que tiene masa. Aquello que se puede ver y tocar (como agua, tierra, un árbol, etc.).

El componente común de los cuerpos es la materia un cuerpo es, por lo tanto, una porción limitada de materia. Todo cuerpo se caracteriza por ocupar un volumen en el espacio y por poseer masa.

1. ESTADOS DE LA MATERIA

2. CAMBIOS DE ESTADO

3. PROPIEDADES DE LA MATERIA

PROPIEDADES GENERALES

PROPIEDADES ESPECÍFICAS

Propiedades que se presentan en todo cuerpo y material sin excepción

Propiedades que caracterizan a una sustancia y permite su identificación

PROPIEDADES INTENSIVAS

PROPIEDADES EXTENSIVAS

Son aquellas cuyo valor depende de la cantidad de sustancia.

Son aquellas cuyo valor no depende de la cantidad de sustancia.

A. Propiedades Generales o Extensivas:1. Inercia 2. Indestructibilidad3. Impenetrabilidad4. Extensión5. Gravedad6. Divisibilidad

B. Propiedades Particulares o Intensivas:1. Elasticidad2. Porosidad3. Maleabilidad (Láminas)4. Ductibilidad (Hilos)5. Flexibilidad6. Dureza7. Conductibilidad8. Viscosidad9. Tenacidad10. Comprensibilidad y Expansibilidad

4. CLASIFICACION DE LA MATERIA


Las atracción > de repulsión.

Presentan forma y volumen definidos.

Ejm. Tiza, pizarra, hielo, etc.Las atracción = de repulsión

Presentan forma variable.

Presentan volumen definido

Ejm. Agua, alcohol, etc. Las atracción < de repulsión

Presentan forma variable.

Son altamente compresibles.

Ejm. Oxígeno, hidrógeno, vapor de aguaMateria totalmente ionizada.

Formado por iones y electrones libres

Se encuentran a elevadas temperaturas.

Es más abundante en el universo.

Se puede localizar en el sol y otras estrellas, el interior de los volcanes.

SOLI

DOLÍ

QU

IDO

GASE

OSO

PLAS

MÁT

ICO


5. FENÓMENOS

QUÍMICOS- Cambia la composición química del cuerpo.- En muchos casos son irreversibles.- Se forman sustancias nuevas.- Cambian sus propiedades iniciales.- Ejemplos: quema de papel, la oxidación.

FÍSICOS- No altera la composición química del cuerpo.- Son reversibles.- No se generan nuevas sustancias- Mantienen sus propiedades iniciales- Ejemplo: Calentamiento de un metal,

evaporación del agua.

ENERGÍA

Físicamente energía es definida como una fuerza capaz de producir trabajo.

Albert Einstein plantea que la masa y energía son formas de materia que se relacionan mediante la siguiente ecuación:

Dónde:E= energía en ergios o joulesm=masa en gramos o kilogramosc=constante (velocidad de la luz 300000 Km/s)

ECUACIÓN DE LA RELATIVIDAD

Dónde:

mf=masa final, luego de una velocidadmo=masa inicial en el reposov=velocidad del cuerpoc=velocidad de la luz

1. ¿Cuáles son sustancias?A) Aire, agua, carbonoB) Petróleo, aire, ozonoC) Gasolina, dióxido de carbonoD) Cloruro de sodio, agua, grafitoE) Agua potable, ozono, diamante

2. ¿Cuáles son mezclas homogéneas?

A) Agua de mar, aire, ozonoB) Sal de mesa, agua, cobreC) Cuarzo, oxígeno, aguaD) Cemento, madera, ozonoE) Aire, gasolina, agua potable.

3. ¿Cuáles son propiedades intensivas?

I. VolumenII. DensidadIII. Conductividad eléctricaIV. PesoV. Número de molesVI. Temperatura

A) I, IV y V B) II, III y VIC) I, II y III D) IV, V y VIE) II, III y IV

4. Acerca de los estudios de agregación de la materia, marque la relación falsa.

A) Líquido: fluido incomprensibleB) Gas: alta energía cinéticaC) Sólido: forma definidaD) Gas: difunden y efundenE) Líquido: elevada tracción molecular.

5. Con respecto a los cambios de estadio, marque lo incorrecto

A) Fusión: sólido – líquidoB) Sublimación: sólido – gasC) Condensación: vapor - líquidoD) Deposición: líquido-sólidoE) Licuación: gas-líquido



6. Una mezcla de agua, arena y sal se separan según los procesos de:

A) vaporización y destilaciónB) fusión y destilaciónC) sublimación y fusiónD) decantación y destilaciónE) filtración y destilación

7. ¿Qué elemento no tiene formas alotrópicas?

A) AzúfreB) OxígenoC) FósforoD) CarbonoE) Nitrógeno

8. Señale verdadero (V) o falso (F):

I. Cuando una mezcla de azufre se quema en un tubo de ensayo se obtiene una mezcla homogénea.

II. El ozono (O3) y el azufre (S8) son sustancias simples.

III. El aire es una mezcla de gases que constituyen una fase.

A) FFF B) FVF C) VFVD) VVV E) FVV

9. De las siguientes materiales:I. AguaII. Grafito (C)III. VidrioIV. Alcohol medicinal

Indique, ¿cuál es elemento, compuesto o mezcla respectivamente?

A) C, E, C, M B) C, E, M, EC) C, E, M, M D) M, E, M, CE) M, M, M, C

10. El magnesio es un elemento metálico que se obtiene por electrólisis del cloruro de magnesio fundido; tiene las siguientes propiedades:I. Metal ligero de densidad; 1.73 g/mLII. Color blanco argentinoIII. Maleable y dúctil

IV. Punto de fusión: 650ºCV. Reactividad con cloro gaseoso: altaVI. Al ser calentado en el aire se inflama y arde

con luz brillante.

De las señaladas, ¿cuántas son propiedades químicas?

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

11. Un estudiante evalúa una muestra esférica de aluminio y reporta las siguientes propiedades:I. Densidad: 2,7 g/cm³II. Temperatura de fusión: 660ºCIII. Volumen de muestra: 10 cm³IV. Masa: 17 gV. Muy reactivo con ácidos

Indique ¿cuántas propiedades intensivas se menciona en el reporte?

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

12. En la detonación de una bomba atómica, se observa que de 1 kg de uranio235, el 10% se convierte en energía. Determine, ¿cuántos joules de energía se han producido?

A) 70 TJ B) 500 TJ C) 9 PJ D) 5 GJ E) 40 GJ

13. En un proceso de fisión nuclear se utilizó 0,5 kg de Plutonio-239, observándose una liberación de 90 TJ de energía. ¿Qué porcentaje de la masa inicial no se convirtió en energía?

A) 92,5 B) 82,5 C) 5,2D) 99,8 E) 95,2

14. Con respecto a los elementos químicos, indique la(s) proposicione(s) correcta(s):

I. Algunos presentan alotropía.II. Al juntarse dos o más elementos siempre

ocurrirá una combinación para generar un compuesto químico.

III. A condiciones ambientales, todos son sólidos.



a) Solo II b) I y III c) Sólo IIId) I y II e) Sólo I

15. Indique la(s) relacione(s) correcta(s):I. CuSO4*5H2O : compuesto químico.II. Grafito y Diamante: variedades alotrópicas

del carbono.III. Amalgama: compuesto químico.IV.N2O3: se descompone por procedimientos

químicos.

a) I, II y IV b) I y III c) I y IVd) II y III e) Sólo III

16. Reconozca las mezclas heterogéneas

I. Azúcar con agua.II. CO2 en agua.III. NeblinaIV. Cocoa, en agua caliente

a) I y II b) I y IV c) I y IIId) II y III e) Sólo III

17. Relacione correctamente:I. Ácido Muriático A. CompuestoII. Plata B. Sustancia simpleIII. Agua Oxigenada C. Mezcla

a) IC, IIB, IIIC b) IA, IIB, IIICc) IC, IIB, IIIA d) IC, IIA, IIIBe) IB, IIA, IIIC

18. ¿Quérelaciónesincorrecta?

a) CO2(g) CO2(s) fenómeno físico.b) O2(g) O3(g) fenómeno químico.c) Grafito, hollín alotropíad) I2(s) I2(v) sublimacióne) Alcohol 60% combinación

19. Señale aquellos que representan a un fenómeno químico.I. Licuefacción del gas propanoII. Hervir alcoholIII. Procesos metalúrgicos para extraer

minerales.IV. Putrefacción de los alimentos

a) I y IV b) II, III y IV c) II y IIId) II y IV e) I, III y IV

20. En una explosión nuclear se tienen “x” Mcal al consumirse totalmente 3g de material radioactivo. Calcular el valor de “x” (1cal=4,18J; 1J= 107 ergios).a) 6.45.1013 b) 6.45.1010

c) 6.45.107 d) 6.45.106

e) 6.45.104

BREVE RESEÑA:

1.1 Teoría de Leucipo y Demócrito (400 a.c.):

Desde la antigüedad el hombre se ha interesado en conocer la estructura íntima de la materia. Los filósofos griegos dijeron que “la materia era una concentración de pequeñas partículas o átomos tan pequeños que no podían dividirse” (la palabra átomo deriva del griego A = SIN y TOMO = DIVISION).

Estos filósofos llegaron a esta conclusión partiendo de la premisa de que “nada se crea de la nada y nada se destruye sin dejar nada”.

Esta teoría fue atacada duramente por Aristóteles, otro gran filósofo, apoyaba la teoría de Empedocles, la cual sostenía que la materia estaba constituída por cuatro elementos fundamentales: Agua, Tierra, Aire y Fuego:


2SEMANA

ESTRUCTÚRA ATÓMICA MODELOS ATOMICOS


Las doctrinas del atomismo se perpetuaron por medio del poema “DE RERUM NATURA”, escrito alrededor del año 500 a.c. por el poeta romano Tito Lucrecio Caro.

Tuvieron que pasar más de 2000 años para que otros estudiosos de la materia retomen las ideas de Leucipo y Demócrito rechazaron las concepciones erróneas de Aristóteles.

1.2 Teoría de John Dalton (1808)

La teoría de Dalton se basa en cuatro postulados fundamentales enunciados en un trabajo científico titulado “NEW SYSTEM OF CHEMICAL PHILOSOPHY”.

La materia está constituida por partículas pequeñas e indivisibles.

Los átomos de un mismo elemento químico son de igual peso y de igual naturaleza.

Los átomos de diferentes elementos químicos son de distintos pesos y de distinta naturaleza.

Una reacción química es el reordenamiento de los átomos en las moléculas.

Posteriormente gracias a ciertos descubrimientos por los científicos como los Tubos de Descarga (Croockes), Rayos Catódicos (Plucker), Rayos Canales (Goldstein), efecto Fotoeléctrico (Hertz), Rayos X (Roentgen) etc.

Se dieron los modelos atómicos:

1.3 J.J. Thompson (1897) “Módelo del Budín de Pasas”

Basándose en los descubrimientos y experimentos anteriormente citados Thompson elaboró una teoría muy consistente ya que incluso nos presentó un modelo atómico.

“El Atomo es una esfera de electricidad positiva, en el cual sus electrones estaban incrustados como pasas en un pastel, cada elemento tenía en sus átomos, un átomo diferente de electrones que se encuentran siempre dispuestos de una manera especial y regular”.

Determinó la relación carga-masa

q/m = 1,76 x 108 c/g

Millikan, realizó el experimento de gota de aceite y determinó la masa del electrón.

m = 9,11 x 10-28 g

y carga q = -1,6 x 10-19C

1.4 Ernest Rutherford (1911)“Modelo semejante al sistema solar”.

Descubrió el núcleo del átomo utilizando rayos “+” sobre una lámina de oro”Dió a conocer una imagen distinta del átomo:- Posee un núcleo o parte central muy

pequeña- Además éste núcleo es muy pesado y denso.- El núcleo es carga positiva donde se origina la

fuerza que desvía las partículas alfa.

1.5 Nields Bohr (1913)“Modelo de los niveles energéticos estacionarios”

Aplicando los conceptos de la mecánica cuántica éste notable científico Danés, quiso determinar la distancia que existía del núcleo al electrón que giraba alrededor (para el átomo de hidrógeno monoeléctrico) y llegó a la conclusión de que esta distancia era constante lo cual lo llevó a definir los niveles estacionarios de energía, como zonas específicas de forma esférica en las que el electrón puede permanecer si ganar, ni perder energía, cuando un electrón se aleja del núcleo gana energía y cuando un electrón se acerca al núcleo pierde energía.


CALOR

TIERRA

FUEGO

SECO

AIRE

HUMEDAD

AGUA

FRIO

P+

Nº

NUCLEOORBITAELECTRON

GANA

PIERDE

r


1.6 Arnold Sommerfield (1915)“Modelo de los niveles y orbitas elípticas y la teoría combinada”

El efecto Zeeman no pudo ser explicado por Bohr, pero si lo hizo Sommerfield, al indicar que existen sub niveles de energía de tal manera que las orbitas no solamente, serán circulares sino también elípticas. A ésta teoría combinadas se le denomina “Bohr-Sommerfield”.

Monoelectrónicos Orbitas Elípticas

1.7 Modelo Atómico Actual

En el año 1929 como una limitación fundamental de la naturaleza, el físico Alemán Werner Heisenberg, descubre el principio de la incertidumbre, por el cual la medición simultánea de la posición y del momento de la partícula microscópica, es imposible, pues se produce una perturbación incontrolable e imprevisible en el sistema.

En una difracción el producto de las incertidumbres consiste en dos factores:

X = coordenada xPX = momento de la partícula PX = m . Vx h = constante de Planck

Este producto de la incertidumbre es el orden de la magnitud de la constante de Planck

X . PX h

El físico austriaco Schrondiger, le permitió formular su famosa fórmula el año 1926 indicando el movimiento de la partícula en dirección x.

Dondeh = Constante de PlanckX = Incertidumbre de posición

P = Incertidumbre del momento.

II. ESTRUCTURA ATOMICA: A. Núcleo:

Parte central y compacta del átomo, que presenta aproximadamente un diámetro de 10-12

cm y tiene aproximadamente 32 partículas fundamentales especialmente en el núcleo. Tenemos a los protones, neutrones, varios tipos de mesones, hiperones, tres grupos llamados Lambda, sigma, Xi y Quarcks.

Representa aproximadamente el 99.9%

Características de algunas partículas

Partícula Protón NeutrónDescubierto Por Wein ChadwickCarga absoluta +1,6 10-19C 0Carga relatia +1 0Masa absoluta 1,67210-24g 1,67510-24gMasa relativa 1 1

B. Corona o Envoltura Parte extranuclear del átomo, que presenta masa energética, órbitas circulares y órbitas elípticas. Además se encuentran los orbitales o Reempes (Región espacial de manifestación probalística electrónica)

Se encuentran las partículas negativas llamados electrones.Representa el 0,1%

Partícula ElectrónDescubierto Por ThompsonCarga absoluta -1,6 10-19CCarga relativa -1Masa absoluta 9,1 10-28gMasa relativa 0

III. UNIDADES ATOMICAS:Simbología: Z = Nº Atómico A = Nº de Masa

1) Z = Número Atómico:Indica la cantidad de Protones en el Núcleo y la cantidad de electrones. Z = # P+



Z = # e-

2) A = Número de Masa: Se expresa en U.M.A (Unidad de Masa Atómica) e indica:

A = Z + n

A = P + n n = # de neutrones

Z = A - n P = # de protones

P = A - n e = # de electrones

3) Conceptos Importantes:

a) Isótopos: Atomos iguales, que tienen igual protones o Nº Atómico Ejem:

p = 1 p = 1(Protio) (Deuterio)

b) Isóbaros: Atomos diferentes que tienen igual Nº de Masa

A = 40 A = 40

c) Isótonos: Atomos diferentes que tienen igual Nº de Neutrones Ejem:

n = 6 n = 6

d) Isoelectrónicos: Iones diferentes que tienen igual Nº de Electrones.Ejm:

= 10 = 10

4) Atomo Neutro Tiene carga eléctrica cero (0) Donde:

P = e = z

Ejemplo:

5) Especie IsoelectrónicaSon especies químicas que presentan carga eléctrica positiva y negativa:

X+ : Catión pierde X- : Anión ganaEjemplo:

1. De acuerdo al modelo atómico actual, indicar cuál no corresponde:

A) Concentra su masa en una región muy pequeña denominada núcleo.

B) Las partículas fundamentales tienen las mismas propiedades para todos los átomos.

C) Los nucleones son solo protones y nucleones.D) Un átomo neutro posee igual número de

protones y electrones.E) La zona extranuclear está compuesta por

electrones.

2. Completar el siguiente cuadro:

Especie Z A # e # p63

1889 144

Sb 126 513. Para la siguiente especie señale lo

incorrecto:

A) Es un catión trivalente.B) En su núcleo hay 21 protones y 24 neutrones.C) Contiene 66 partículas fundamentales.D) Contiene 18 electrones.E) Su carga nuclear es 21.



4. Dos elementos A y B tienen igual número de neutrones, siendo la suma de sus números atómicos 80 y la diferencia de sus números de masa es 6. ¿Cuántos electrones tiene el ión B2?

A) 37 B) 39 C) 43D) 45 E) 47

5. Un átomo neutro el número de masa es 108 y el número de neutrones es 14 unidades mas que el número de electrones. Hallar la carga nuclear.

A) 47 B) 52 C) 58D) 25 E) 38

6. Un átomo presenta 120 partículas subatómicas. Cuando se convierte en ión posee número de masa 75 y presenta 43 electrones. Señale el número atómico y la carga del ión.

7. El ión X+2 presenta 20 electrones, además el ión Y3 es isoelectrónico con el ión X1. Determine el número de electrones del ión Y+1.

A) 23 B) 22 C) 21D) 19 E) 18

8. La suma del número de masa y el número atómico de un elemento es 160 y su número de neutrones excede al de protones en 4. Calcular el número atómico.

A) 52 B) 48 C) 46D) 44 E) 42

9. ¿Cuántos electrones ha ganado un anión que tiene igual número de electrones que el catión trivalente de Al (Z = 13), si al inicio el átomo tenía 3 electrones menos que el anión monovalente del F (Z = 9)?

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

10. Un anión trivalente posee una carga de 2,88 x 1018 C en la zona extranuclear. Si su número de masa es 37, determine el número de partículas subatómicas fundamentales que presenta el anión.

A) 43 B) 53 C) 48D) 55 E) 60

11. Acerca de los isótopos, indique verdadero o falso según corresponda.

I. No todos los elementos tienen isótopos naturales.

II. Presentan propiedades físicas similares.III. Se pueden generar isótopos artificialmente.IV. Sus átomos neutros tienen igual número de

protones y electrones.

A) VFVV B) VFFVC) FVFFD) FFVV E) VFVF

12. Con respecto a los isótopos y algunos de sus compuestos, indique cuál es la alternativa incorrecta.

A) Presentan la misma carga nuclear.B) No pueden ser de diferentes elementos.C) El D2O y H2O poseen densidades diferentes.D) El Cl35 y el Cl37 poseen propiedades

químicas iguales.E) Los isótopos artificiales son estables.

13. En una emisión Beta el nuclido producido es, respecto al original.

A) IsótonoB) IsóbaroC) Isoeléctrico D) HílidoE) Isótopo

14. El Modelo del Budín de pasas le corresponde a:a) Rutherford d) Bohrb) Dalton e) Sommerfield c) Thompson

15. El electrón fue descubierto por:

a) Golsdtein d) Thompson b) Croockes e) Millikan c) Rutherford

16. Indique lo incorrecto para la siguiente notación:

I. Posee 33 protonesII. Tiene 102 partículas fundamentales



III. Presente 46 neutronesIV.Posee 74 nucleones fundamentales

a) ninguno b) II c) IIId) I y IV e) IV

17. Dos átomos son hílidos si y solo si:a) Poseen masas atómicas similares.b) Pertenecen a una misma familia químicac) Son un mismo elementod) Tienen el mismo número de partículas

fundamentales.e) Tienen igual carga

18. AL completar el siguiente cuadro:

N° Especie

Z A #e

1 272 143 35

Se puede afirmar:I. La fila 1 tiene la mayor cantidad de e-.II. La fila 2 tiene igual cantidad de e- que

1 y 3III. La fila 3 tiene la mayor cantidad de e-.

a) Solo III b) II y III c) Solo IId) I y III e) I y II

19. Para un átomo se sabe que la relación entre el número de neutrones y el de protones es de 9 a 8, si además N_Z es 2. Determine el número de electrones del catión tetravalente de dicho átomo.a) 12 b) 16 c) 14d) 13 e) 10

20. Dados los siguientes núclidos; se sabe que la suma de sus números másicos es 134, entonces calcule el número de masa de:

#n° n+1 n+2 n+3Se sabe que la suma de sus números másicos es 134, calcule el número de masa del núclido:

a) 41 b) 42 c) 44d) 40 e) 45

NUMEROS CUANTICOS

Como consecuencia del principio de dualidad de la materia y el principio de incertidumbre, Erwin SCHRODINGER (1927) propuso una ecuación de onda para describir el comportamiento del electrón, posteriormente un año después la especulación de Bruglie de que los electrones eran partículas ondulatorias, fue comprobado por C.J. Dansson y L.H. Germer.La ecuación de SCHRODINGER, que indica el movimiento del electrón en tres dimensiones del espacio:

Donde:

m = masa del electrónh = constante de PlanckE = energía totalV = energía potencial = función de onda

= Segunda derivada parcial de con respecto al eje

x.

Al desarrollar la ecuación, aparecen como consecuencia tres números cuánticos n, , m. El cuarto número es consecuencia de una necesidad para estudiar el espectro molecular de sustancias: S

a. Número cuántico principal (n): nivelIndica el nivel electrónico, asume valores enteros positivos, no incluyendo al cero.

El número cuántico principal nos indica el tamaño de la órbita.

n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7,.... etc.

Niveles : K, L, M, N, O, P, Q.


3SEMANA

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA NÚMEROS CUÁNTICOS


Nº Máximo de electrones = 2n²

n = nivel (1,2,3,4)

max = 32 Nº Max =

2 3 18 32 50 - 72 - 98 ..... etc

32 18 8b) Número cuántico secundario (): Subnivel

Llamado también numero cuántico angular o azimutal.

Indica la forma y el volumen del orbital, y depende del número cuántico principal.

= 0,1,2,3, ...., (n-1)

Nivel (n) Subnivel ()N = 1 = 0N = 2 = 0,1N = 3 = 0,1,2N = 4 = 0,1,2,3

La representación s, p, d, f:s Sharpp principald difusef fundamental

Nº max = 2 (2 + 1)

Orbital: región energética que presenta como máximo 2

Orbital apareado (lleno) Orbital desapareado (semilleno)

Orbital vacío

* Orbital o Reempe R = regiónE = espacialE = energético deM = manifestaciónP = probalísticaE = electrónica

Sub nivel

Nº orbitales Representación del orbital

0 (s) 1 S

1 (p) 3 px, py, pz2 (d) 5 dxy, dxz, dyz,

dx²-y², dz²3 (f) 7

fz3 - zr²,

fy3- yr²,

fx3- xr²,

fz(x² - y²), fy(x² - y²), fx(y² - z²), fxyz

Forma del Orbital “S”:Forma esférica:

z y

z

= 0

Forma del orbital “p”:Forma de ocho (lobular)

Z z z Y y

x x x

y px py pz

= 1Forma del orbital “d”:Forma de trébol = 2

xx y

y z z dxy dxz dxz

zy



x x

ydx² - y² dz

c. Número cuántico magnético (m):Determina la orientación en el espacio de cada orbital.

Los valores numéricos que adquieren dependen del número cuántico angular “”, éstos son:M = -, ..., 0, ..., +

Ejm: = 0 m = 0 = 1 m = -1, 0, + 1 = 2 m = -2, -1, 0, + 1, +2 = 3 m = -3, -2, -1, 0, + 1, +2, +3

De acuerdo a los valores que toma “m” se tiene la siguiente fórmula:

Nº valores de m = 2 + 1

Ejm: = 0 m = 2(0) + 1 = 3 = 1 m = 2(2) + 1 = 5 = 2 m = 2(3) + 1 = 7

Obs.: Por convencionismo, se toma como valor respetando el orden de los valores

Ejm:dxy, dxz, dxz, dx²-y², dx²

m = -2, -1, 0, +1, +2

Donde:m = -2 dxym = +1 dx² - y²

d. Número cuántico spín (s)Aparte del efecto magnético producido por el movimiento angular del electrón, este tiene una propiedad magnética intrínseca. Es decir el electrón al girar alrededor de su propio eje se comporta como si fuera un imán, es decir tiene spín.

Los únicos valores probables que toma son (+ ½) cuando rota en sentido antihorario y (- ½) cuando rota en sentido horario

N S

S NRotación Rotación Antihorario Horaria

S = + ½ S =- ½

II. PRINCIPIO DE PAULINGIndica que ningún par de electrones de cualquier átomo puede tener los cuatro números cuánticos iguales.

Ejm:

Nº n m S2 1 0 0 + ½

- ½

III. CONFIGURACION ELECTRONICA

Es la distribución de los electrones en base a su energía.

Se utiliza para la distribución electrónica por subniveles en orden creciente de energía.Niveles: K, L, M, N, O, P, QSubniveles: s, p, d, fRepresentación:

nx n = nivel (en números)

= sub nivel (en letras)x = Nº de electrones en

ER = n +

ER = energía relativan = nivel del orbital = subnivel del orbitalSon las reglas de Hund, los que nos permiten distribuir los electrones de acuerdo a la energía de los orbitales, se le conoce como “Principio de Máximo Multiplicidad”.

a. Regla de Hund:


- -


Los electrones deben ocupar todos los orbitales de un subnivel dado en forma individual antes de que se inicie el apareamiento.

Estos electrones desapareados suelen tener giros paralelos.

Ejm: 5p4 (falso)5px 5py 5pz

5p4 (verdadero)5px 5py 5pz

Ejm: Hallar la energía relativa (ER)5p4:ER = 5 + 1 = 6

* Orden creciente en sus ER:1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d

ER - - - - - -

.... etcEjm: Para n = 4 = 0,1,2,3

4s ER = 4 + 0 = 44p ER = 4 + 1 = 54d ER = 4 + 2 = 64d ER = 4 + 3 = 7

b. La Regla del Serrucho

1 2 3 4 5 6 7 K L M N O P Q S² S² S² S² S² S² S²

P6 P6 P6 P6 P6 P6

d10 d10 d10 d10

f14 f14

2 8 18 32 32 18 8Ejm:

Na: 1s² 2s² sp6 3s1

11k2 L8 M1

Observación:

Existe un grupo de elementos que no cumplen con la distribución y se le aplica el BY-PASS (Antiserrucho).

d4 y d9 y se cambian a d5 y d10

Ejm: Cr: 1s2 2s2 2p6 3s² 3p6 4s2 3d4

24 1s2 2s2 2p6 3s² 3p6 4s1 3d5

Cu: 1s2 2s2 2p6 3s² 3p6 4s2 3d9

29 1s2 2s2 2p6 3s² 3p6 4s1 3d10

c. Nemotecnia:Si So Pa So Pa

Se da pensión se da pensión

Se fue de paseo se fue de paseo

1s ........2p ........3d ........4f ........

d. Configuración simplificada (Lewis) GASES NOBLES

2He-10Ne- 18Ar-36Kr- 54Xe - 86Rn

1. Diga cuántos de los juegos de números cuánticos son posibles:

* (6;5;-3;+1/2) * (5;6;-4;-1/2)* (3;0; +1, 1/2) * (3;2;-1;+1/2)* (2;1;+1;+1/2) * (4;3;+1;-1/2)

A) 4 B) 6 C) 3 D) 2 E) 1

2. Al desarrollar una distribución electrónica se logran 4 electrones desapareados en el 4to. nivel. señale el máximo valor del número atómico posible.

A) 48 B) 53 C) 60 D) 62 E) 66



3. Si un átomo con 30 neutrones tiene su último electrón de representación cuántica (3;2;+2;+1/2). ¿Cuál es su número másico?

A) 48 B) 49 C) 52 D) 53 E) 55

4. Considere un átomo con 19 orbitales llenos; entonces el máximo número de electrones que puede tener su catión pentavalente es:

A) 38 B) 39 C) 40 D) 43 E) 46

5. Marque verdadero (V) o falso (F) según convenga:( ) Según Pauli dos electrones de un mismo átomo no pueden tener sus cuatro números cuánticos idénticos. ( ) El tamaño del orbital queda definido con el número cuántico azimutal.( ) Los electrones antiparalelos tienen diferente “spin”( ) Un orbital “d” en general tiene forma tetralobular.

A) VFVF B) VVVV C) VFFFD) VFFV E) VFVV

6. Determinar el mínimo y máximo número de electrones que tiene un átomo con 5 niveles de energía.

A) 11 Y 18 B) 19 Y 36 C) 37 Y 54 D) 11 Y 20 E) 37 Y 70

7. El átomo de un elemento “J” tiene el mismo número de electrones que L3+, Si el átomo “J” posee sólo 6 orbitales apareados con energía relativa de 5. ¿Cuál es el número atómico de “L”?

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

8. Cuando la carga de un átomo es –3 su C.E. termina en 4p6. Determine el número de neutrones si el número de masa es 68.

A) 32 B) 35 C) 29

D) 25 E) 42

9. Hallar el máximo valor que puede tener el número de masa de un átomo que solamente posee 4 orbitales llenos en el nivel N. Además su número de neutrones excede en 4 a su carga nuclear.

A) 87 B) 89 C) 90 D) 92 E) 95

10. ¿Cuál es la representación cuántica para el último electrón en la distribución electrónica del selenio (Z=34)?

i. (3,0,+1,+1/2)ii. (4,1,+1,+1/2)

C) (4,1,-1,+1/2)D) (3,1,0,+1/2)C) (4,1,-1,-1/2)

11. ¿Cuántas proposiciones son incorrectas?

I. El número cuántico azimutal indica la forma de la reempe.

II. Si I=3 entonces es posible siete valores para el número cuántico magnético.

III. Para un electrón del orbital 3pz: n=3 y I=1IV. Un orbital “d” admite como máximo 10

electrones.V. El número cuántico spin, indica la traslación

del electrón. VI. El electrón: n=4, I=2; mi=0; ms= ½ es de un

subnivel f.

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

12. Hallar el número de protones en un átomo, sabiendo que para su electrón de mayor energía los números cuánticos principal y azimutal son respectivamente 5 y 0; y además es un electrón desapareado.

A) 39 B) 36 C) 38 D) 37 E) 35



13. Determine el número cuántico magnético del último electrón del átomo que es isoelectrónico

con el ión

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

14. Indicar la alternativa no falsa:

I. El número cuántico principal toma los siguientes valores: 0; 1;2;3;.......

II. El valor del “l siempre es menor que “n”, a lo más podrá ser igual.

III. El número cuántico magnético nos indica el sentido horario o antihorario del orbital.

IV. El número cuántico spin nos indica el sentido de giro del electrón alrededor de su eje.

V. El número cuántico azimutal nos da la orientación del orbital.

A) I B) II C) III D) IV E) V

15. ¿Qué relación de números cuánticos (n, l, m1, m2) que a continuación se indican es posible?

A) 7;6;7;-1/2B) 4;-3;3;-1/2C) 5;4;0;1D) 4;3;0;-1/2E) 6;6;0;-1/2

16. Indicar el orbital más estable en:

A) 5f XYZ B) 6P Y C) 3D) 4S E) 2P X

17. Se tiene 3 electrones cuyos números cuánticos son:Electrón I: 3;0;0;+1/2Electrón II: 3;2;0;-1/2Electrón III: 3;2;0;+1/2Con respecto a la energía los electrones I, II, III podemos afirmar:

A) I=II=III B) I<II<III C) I>II>III D) I<II=IIIE) I>II=III

18. Un metal posee tres isótopos cuyos números másicos suman 120. Si en total tiene 57 neutrones. ¿Cuántos electrones tiene su catión divalente?

A) 14 B) 28 C) 19 D) 32 E) 21

19. Un elemento de transición del quinto periodo tiene 3 orbitales desapareados. Si la cantidad de electrones es máxima, hallar los probables números cuánticos del penúltimo electrón.

A) 4,2,0,+1/2B) 4,2,-2,-1/2C) 5,2,-1,+1/2D) 5,2,0,+1/2E) 4,2,+0,+1/2

20. ¿Cuál combinación de números cuánticos no corresponde a un electrón en un átomo que tiene 15 electrones en su tercer nivel?

a) 1,0,0,-1/2b) 4,1,0,+1/2c) 3,1,+1,-1/2d) 2,1,0,+1/2e) 4,0,0,-1/2

I. INTRODUCCIÓNJOHANN W. DOBEREIRIER, Químico Alemán, en 1829 agrupó por “TRIADAS” (grupos de Tres) ordenó a los elementos de propiedades semejantes en grupos de tres y el peso atómico del elemento central era aproximadamente igual a la media aritmética de los otros dos elementos.

TRIADA Cl Br IPeso Atómico 35 80 127


4SEMANA

TABLA PERIÓDICA ENLACE QUÍMICO


BEGUYER DE CHANCOURTOIS, Francés que en 1862 propuso el “Caracol Telúrico”, que figuró el sistema de los elementos en forma de espiral, donde cada vuelta contenía 16 elementos (Base del Peso Atómico del Oxígeno como 16).

JOHN A. NEWLANDS, Inglés en 1864 estableció la “Ley de las Octavas”, ordenó a los elementos de menor a mayor peso atómico en grupos de 7 en 7, presentando propiedades similares después de cada intervalo de 8 elementos.

1º 2º 3º 4º 5º 6º 7º 8º 9ºLi Be B C N O F Na Mg

Propiedades Semejantes

II. CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS SEGÚN MENDELEIEV (1869)Mendeleiev, ordenó su clasificación de los elementos de acuerdo a la siguiente ley: LAS PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS SON UNA FUNCIÓN PERIÓDICA DE SU PESO ATÓMICO

Colocó los cuerpos simples, en líneas horizontales llamados “PERIODOS”.

Formó “Familias Naturales” de propiedades semejantes. Consiguió de ésta manera 8 columnas verticales que denominó “GRUPOS”

IMPORTANCIA DE LA CLASIFICACIÓN DE MENDELEIEV:

1. Las familias naturales están agrupadas según su valencia, tales como F, Cl, Br, I (Columnas).

2. Permitió descubrir ciertas analogías no observadas, como las del Boro y Aluminio

3. Consiguió determinar los pesos atómicos como el Berilio

4. Los Gases Nobles, posteriormente descubiertos, encontraron un lugar adecuado en dicha clasificación a la derecha del grupo VII perfeccionando la tabla.

5. Se dejaron casilleros vacíos los elementos no descubiertos y cuyas propiedades se atrevió a predecir:

Eka–Aluminio: Galio (Boisbandran, 1875)Eka-Boro: Escandio (L. Nelson, 1879)Eka-Silicio: Germanio (C. Winkler, 1886)

PROPIEDAD PREDICHA MENDELEIEV

HALLADO WINKLER

(1886)Masa Atómica 72 72,59Densidad 5,5 5,327Volumen Atómico 13 13,22Color Gris Sucio Gris BlancoCalor Específico 0,073 0,076Densidad del Oxido 4,700 4,280Fórmula del Cloruro E Cl4 Ge Cl4

Estado Físico del Cloruro

Líquido Líquido

DESVENTAJAS DE ESTA LEY PERIÓDICA:

1º El Hidrógeno no encuentra posición única.2º Presenta dificultad para la ubicación de las tierras

raras.3º La posición de algunos elementos de acuerdo a su

P.A. presenta errores como las parejas: K–Ar, I-Te, Ni–Co; que deben ser invertidas para adecuarse a la tabla.

III. CLASIFICACIÓN ACTUAL DE LOS ELEMENTOSEn 1913, el Inglés Henry G. Moseley, estableció un método de obtención de valores exactos de la carga nuclear, y en consecuencia el número atómico de los elementos. Para ello tomó como anticátodo en un tubo de rayos X.DESCRIPCIÓN DE LA TABLA PERIÓDICA ACTUAL

1. Está ordenado en forma creciente a sus números atómicos.

2. Su forma actual, denominada “Forma Larga” fue sugerida por “Werner” en 1905, separa en bloques los elementos, según sus configuraciones electrónicas


s d p


- Los elementos cuya configuración electrónica termina en “s” o “p” son denominador “Representativos” y son representados por la letra “A”

- Los elementos que tienen una configuración que termina en “d” son denominados de “transición externa” y sus columnas se le asignan la letra “B”

- Los elementos cuya configuración terminan en “f” se denominan de “transición interna”. Existen sólo dos períodos denominados Lantánidos y Actínidos.

- Esta formado por 18 grupos (verticales) y 7 períodos (horizontales), éstos últimos indican el número de niveles de energía.

IA: Metales Alcalinos: Li, Na, K, Rb, Cs, FrIIA: Metales Alcalinos Terreos: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, RaIIIA: Boroides: B, Al, Ga, In, TlIVA: Carbonoides: C, Si, Ge, Sn, PbVA: Nitrogenoides: N, P, As, Sb, BiVIA: Anfígenos o Calcógenos: O, S, Se, Te, PoVIIA: Halógenos: F, Cl, Br, I, AtVIIIA: Gases Nobles: He, Ne, Ar, Kr, Xe, RnMetales De Acuñación: Au, Ag, CuElementos puente: Zn, Cd, Hg, Uub

PROPIEDADES PERIÓDICASRADIO ATÓMICO (R) Es la mitad de la distancia entre dos átomos iguales unidos por determinado tipo de enlace.

ENERGÍA DE IONIZACIÓN (I) Es la cantidad mínima de energía que se requiere para remover al electrón enlazado con menor fuerza en un átomo aislado para formar un ión con carga +1.AFINIDAD ELECTRÓNICA (AE) Es la cantidad de energía que se absorbe cuando se añade un electrón a un átomo gaseoso aislado para formar un ión con carga –1.

ELECTRONEGATIVIDAD (X) La electronegatividad de un elemento mide la tendencia relativa del átomo a atraer los electrones hacia si, cuando se combina químicamente con otro átomo.

METALES (CM), NO METALES (CNM) Y METALOIDES Es un esquema clásico de clasificación, los elementos suelen dividirse en: metales, no metales y metaloides.

METALES:a) PROPIEDADES FÍSICAS- Elevada conductividad eléctrica- Alta conductividad térmica- A excepción del oro (amarillo) y cobre (rojo) el

resto presenta color gris metálico o brillo plateado.- Son sólidos a excepción del mercurio, el cesio

y galio se funden en la mano.- Maleables y Ductiles- El estado sólido presenta enlace metálico.

b) PROPIEDADES QUIMICAS- Las capas externas contienen pocos

electrones; por lo general 3 o menos.- Energías de ionización bajas.- Afinidades electrónicas positivas o

ligeramente negativas.- Electronegatividades bajas.- Forman cationes perdiendo electrones- Forman compuestos iónicos con los no

metales.

NO METALES

a) PROPIEDADES FÍSICAS- Mala conductividad eléctrica (excepto el

grafito)- Buenos aislantes térmicos (excepto el

diamante)- Sin brillo metálico- Sólidos, líquidos o gases.- Quebradizos en estado sólido- No ductiles- Moléculas con enlace covalente, los gases

nobles son monoátomicos.

b) PROPIEDADES QUÍMICAS- La capa externa contiene 4 o más electrones

(excepto el H)- Energías de ionización altas- Afinidades electrónicas muy negativas- Electronegatividades altas- Forman aniones ganando electrones- Forman compuestos iónicos con metales

(excepto los gases nobles) y compuestos moleculares con otros no – metales

Los metaloides, muestran algunas propiedades características tanto de metales como de no metales.


f


+ CM -

- +CM CNM

R I

+ AEX-

CNM

- AE +x

ENLACE QUÍMICO

Es toda fuerza que actuando sobre los átomos los mantiene unidos, formando las moléculas o agregados atómicos.

En 1916 “Walter Kossel” basado en el estudio de los elementos del grupo cero o gases nobles, relacionó la notable inactividad de los gases nobles con la estabilidad de sus configuraciones electrónicas.

F.N. Lewis (1916). Dió a conocer el comportamiento de los átomos, los concibió formados por 2 partes principales: una parte central o Kernel (núcleo positivo y los electrones excepto los del último nivel) y los electrones de valencia o sea los del nivel exterior

REGLA DEL OCTETO

Cuando intervienen dos o más átomos para su representación es conveniente utilizar signos diferentes para destacar los respectivos electrones de valencia.

yCLASES DE ENLACES

I. ENLACE IÓNICO O ELECTROVALENTE:Resulta de la transferencia de electrones entre un átomo y metálico y otro no metálico, donde el primero se convierte en un ión cargado positivamente y el segundo en uno negativo.

CARACTERÍSTICAS Son fuerzas de atracción electrostáticas entre

cationes (+) y aniones (-) Los compuestos iónicos no constan de

simples pares iónicos o agrupaciones pequeñas de iones, salvo en el estado gaseoso. En cambio, cada ión tiende a rodearse con iones de carga opuesta.

En estado sólido son malos conductores del calor y la electricidad, pero al fundirlo o disolverlo en agua, conduce la corriente eléctrica. Ejm. Na Cl.

Son solubles en disolventes polares como el agua.

Reaccionan más rápidamente en reacciones de doble descomposición.

Poseen puntos de fusión y ebullición altos. La mayoría son de naturaleza inorgánica.

Ejemplo:

Un enlace iónico se caracteriza por tener una diferencia de electronegatividad () mayor que 1,7

> 1,7

Ejemplo: Cloruro de Sodio (NaCl)

11Na : 1S²2S²2P63S1 1e (e de valencia)17Cl : 1S²2S²2P63S23P5 7e (e de valencia)

Analizando conelectronegatividades (Pauling)

Na ( = 0,9) Cl ( = 3,0) = 3 – 0,9 = 2,1

como 2,1 > 1,7 enlace iónico

II. ENLACE COVALENTE: Resulta de la compartición de par de electrones

CARACTERÍSTICAS:

Son malos conductores de la corriente eléctrica. Ejm. H2O y CH4



Sus soluciones no conducen la corriente eléctrica a menos que al disolverse reaccionan con el disolvente.

Son más solubles en disolventes no polares. Reaccionan lentamente en reacción de doble

descomposición. Poseen puntos de fusión y ebullición bajos. A estado sólido presentan cristales formados por

moléculas no polares. La mayoría son de naturaleza orgánica. Es aquel que se verifica por el comportamiento

de pares de electrones de tal forma que adquieran la configuración de gas noble.

Se origina entre no metales. Se caracterizan por tener una diferencia de

electronegatividades menor a 1.7

< 1,7

TIPOS1. Covalente Puro o Normal: (Homopolar) Se realiza entre átomos no metálicos. Los electrones compartidos se encuentran

distribuidos en forma simétrica a ambos átomos, formando moléculas con densidad electrónica homogénea o apolares.

La diferencia de electronegatividades de los elementos participantes, es igual a cero.

= 0

Ejemplo: Br2

= 2,8 – 2,8 = 0

2. Covalente Polar: (Heteropolar) Una molécula es polar, cuando el centro de

todas sus cargas positivas no coincide con el centro de todas sus cargas negativa, motivo por el cual se forman dos polos (dipolo)

Se realiza entre átomos no metálicos y con una diferencia de electronegatividades siguiente:

0 < < 1,7

3. Covalente Coordinado o Dativo ()

Se da cuando el par de electrones compartidos pertenecen a uno sólo de los átomos. El átomo que contribuye con el par de electrones recibe el nombre de DONADOR y el que los toma recibe el nombre de ACEPTADOR o RECEPTOR.

Se destacan como donadores de pares electrónicos: Nitrógeno, Oxígeno y Azufre; como Aceptores se distinguen: el protón (hidrogenión) el magnesio de transición.

Ejemplo:

OF3B NH3

Ejemplo: H2SO4

III. ENLACE METÁLICO:

Se presentan en los metales y tiene ocurrencia entre un número indefinido de átomos lo cual conduce a un agregado atómico, o cristal metálico; el cual ésta formado por una red de iones positivos sumergidos en un mar de electrones.

Ejemplo:Estado basal catiónAgº -1e- Ag1+



“MAR DE ELECTRONES”

IV. PUENTE DE HIDROGENOSe trata de fuertes enlaces eléctricos entre las cargas positivas de los núcleos del átomo de Hidrógeno y átomos de Fluor. Oxígeno o Nitrógeno.

Ejemplo: Molécula de agua (H2O)

P. de H

V. FUERZAS DE VAN DER WAALS

Son uniones eléctricas débiles y se efectúan entre moléculas apolares.

Ejemplo: Propano (CH3-CH2-CH3)

1. Indique cuál de las siguientes proposiciones enfoca con mayor precisión la ley periódica moderna:

A) Las propiedades periódicas son función de las masas atómicas.

B) La tabla periódica moderna se fundamenta en la ley periódica moderna.

C) Las propiedades de los elementos son una función periódica de sus números atómicos.

D) Las propiedades de los elementos son

directamente proporcional a sus números atómicos.

E) La actual ley periódica es una modificación de la planteada por Mendeleiev.

2. Sobre la ley periódica moderna, señale la proposición incorrecta.

a) Se basa en el número atómico de los elementos.

b) Tiene como sustento el trabajo de Moseley.c) Tuvo como antecedentes los trabajos de

Meyer y Mendeleiev.d) Explica coherentemente la variación de las

propiedades periódicas de los elementos.e) Las propiedades de los elementos son una

función periódica de sus pesos atómicos.

3. Determine que propiedades de la tabla periódica son correctas.

I. En la actualidad la tabla periódica ya tiene ocho períodos pues el último elemento tiene un número atómico de 120.

II. La tabla periódica está dividida en elementos representativos y de transición formando un total de 18 grupos o familias.

III. Los elementos de transición interna se caracterizan por tener electrones en sus subniveles f en su configuración electrónica.

A) I, II B) II, III C) I, III D) I, II, III E) Ninguna

4. Indique la verdad (V) o falsedad (F) de cada una de las siguientes proposiciones sobre la tabla periódica moderna:

I. En cada grupo se encuentran los elementos que tiene propiedades físicas y químicas similares.

II. El número atómico aumenta de derecha a izquierda en un período.

III. En un período se ubican los elementos que presentan la misma cantidad de niveles en su distribución electrónica.



A) VVV B) VFF C) VFVD) FFV E) VVF

5. Indique que proposiciones son correctas:

I. En la tabla periódica moderna, los elementos químicos están ordenados en 18 grupos.

II. El elemento con la configuración de valencia pertenece al período 5 y grupo IIB.

III. La tabla moderna presenta 7 períodos.

A) Sólo I B) Sólo II C) Sólo III D) I y IIE) I, II y III

6. No es grupo notable de elementos:

A) B) C) D)E)

7. Identifique, cuál relación elemento-grupo notable es incorrecta:

A) Na : metal alcalino.B) Cl : halógeno C) Ca : alcalinotérreo D) S : halógeno E) Rn : gas noble.

8. Se tiene 2 elementos, con sus respectivas configuraciones electrónicas.

A:

B: Señale verdadero (V) o falso (F) según corresponda.

I. Ambos elementos son representativos.II. Ambos elementos pertenecen a un mismo grupo.III. El segundo elemento es un gas noble.

A) VVV B) FVF C) VFF D) VFFE) FFF

9. Indique si la proposición es verdadera (V) o falsa (F).

- Los elementos representativos son aquellos en los cuales se encuentra una buena correspondencia en las variaciones de las propiedades.

- Son elementos representativos: Ca, K, N, Br.Elemento N K Ca Br

Z 7 19 20 35- Los elementos representativos terminan su

configuración electrónica en , donde x + y = número de grupo.

A) FFF B) FVV C) FFV D) VVF E) VVV

10. X y Z son dos elementos que tienen las siguientes propiedades:

Elemento Configuración # de valencia

X 1

Z 7Indique la proposición correcta:

a) Elemento X está en el grupo IA y Z en IB. b) El elemento X es un alcalino y Z alcalinotérreo.c) Los elementos X e Z son metales.d) El elemento X es representativo y Z es de

transición. e) El elemento X está en el grupo IA y Z en el grupo

VIIA.

11. Indique que proposición (es) es (son) correcta(s), respecto a los elementos de transición.

I. Sus electrones de valencia se ubican en orbitales s y d.

II. Hay configuraciones de valencia que debiendo terminar y , terminan en y , es el caso del y , respectivamente.

III. Todos los elementos de transición son metales.

A) Sólo I B) Sólo II C) Sólo III D) I, II y IIIE) II y III

12. Dados los siguientes grupos de elementos: FORMULA PRE-U SIEMPRE MÁS INGRESANTES

HUANCAYO: CALLE REAL 211 – 213 EL TAMBO TLF: (064) – 784721 23


X: Li, Ba, S, F.Y: Ag, V, Co, W.

Elemento ZLi 3S 16F 9

Ba 56V 23

Ag 47Co 27W 74

¿Cuál(es) de las siguientes proposiciones es incorrecta?

I. El grupo X está conformado sólo por elementos representativos.

II. El grupo Y está formado por elementos formadores de ácidos.

III. El grupo de elementos Y utiliza orbitales d en el nivel de valencia, mientras que del grupo X no lo hace.

A) I B) II C) III D) I y IIIE) II y III

13. Al estudiar las propiedades de tres elementos químicos se obtuvieron los siguientes resultados.

Propiedades A B CNº Atómico 20 24 26

Conductividad eléctrica

alta alta Alta

A 100º C líquido sólido sólidoSobre la base de los datos anteriores, indique la(s) proposiciones(es) correcta(S).

I. A es un metal representativo mientras que B y C son de transición.

II. C tiene un radio mayor que A.III. Las temperaturas de fusión y durezas de B y C

son mayores que los de A.

A) I B) IIC) III D) I y IIIE) I, II y III

14. Un elemento tiene igual número de neutrones que el : dicho elemento tiene como número de masa una unidad menos que la masa del calcio. Determine a que grupo pertenece dicho elemento.

A) IA B) IIA C) IIIA D) VAE) VIIIA

15. ¿Cuál de los siguientes elementos no está acompañada del período y grupo al cual pertenecen realmente?

A)

B)

C)

D)

E)

16. Identifique la proposición incorrecta(s) respecto a los metales.

I. Son ejemplos de metales alcalinos, H, Na, K, Cs.II. Para un grupo a medida que aumenta el número

atómico, los elementos aumentan su carácter metálico.

III. Aproximadamente las ¾ partes de los elementos químicos son metales.

A) I B) II C) III D) I, IIE) II, III

17. ¿Cuál de los siguientes elementos es un semimetal?

A) He B) K C) Ge D) ClE) Pb

18. Marque verdadero (V) o falso (F) según corresponda:

- Todos los metales son buenos conductores de calor y la electricidad.

- En general, los no metales no conducen el calor ni la electricidad.



- Los metales son dúctiles y maleables.

A) VVV B) VVF C) VFF D) FFV E) VFV

19. Tomando en cuenta la posición que ocupan en la tabla periódica, los elementos:

Señale la veracidad (V) o falsedad (F) de las siguientes proposiciones.

- Respecto a su radio tienen orden creciente

- El aluminio tiene mayor electronegatividad que el magnesio, pero menor que el cloro.

- El F, Cl y Br, en este orden, mantienen electronegatividad decreciente.

A) VVV B) VFV C) FVF D) FVV E) VVF

20. Analizando la variación de las propiedades periódicas, marque la alternativa correcta:

a) El radio atómico aumenta en un período a medida que aumenta el número atómico y en un grupo a medida que disminuye el número atómico.

b) La energía de ionización disminuye tanto en un período como en un grupo con el aumento del número atómico.

c) Las energías de ionización de los elementos de un grupo, se pueden correlacionar con los radios de sus respectivos átomos. Ambas magnitudes son inversamente proporcionales.

d) El carácter metálico aumenta en un período con el aumento del número atómico.

e) La electronegatividad de los elementos del grupo VIIA, aumenta con el aumento del número atómico.

VALENCIA: Es la capacidad de un átomo para enlazarse a otro. No tiene signo (positivo o negativo).

Estado de oxidación (E.O.)Es la carga aparente que tiene un átomo en una especie química, indica el número de electrones que un átomo puede ganar o perder al romperse el enlace en forma heterolítica.

Reglas para hallar el estado de oxidación

1. El estado de oxidación de un átomo sin combinarse

con otro elemento es cero

2. El estado de oxidación de hidrógeno es +1 en hidruro metálico donde es –1.

3. El estado de oxidación de oxígeno es –2 excepto en peróxidos donde es –1 y cuando está unido con el fluor +2.

4. El estado de oxidación del grupo IA, plata es +1.El estado de oxidación del grupo IIA, cinc y cadmio es +2.

5. En un compuesto neutro, la suma de los estados de oxidación es cero.En un radical, la suma de los estados de oxidación es la carga del radical

6. Los halógenos cuando están unidos con un metal tienen estado de oxidación -1.Los anfígenos cuando están unidos con un metal tienen estado de oxidación –2.

Ejemplos:Especies Forma

estructuralValen-

ciaEstado de oxida-ción

Hidrógeno(H2)

H H 1 0

Oxígeno(O2)

O O 2 0

Agua (H2O) H O H H : 1O : 2

+1-2

Peróxido de

hidrógeno (H2O2)

H O O H

H : 1O : 2

+1-1

(CH4)Metano

H HC

H H

C : 4H : 1

-4+1


5SEMANA

NOMENCLATURA INORGÁNICA


I. FUNCION OXIDOSon compuestos binarios que se obtienen por la combinación entre un elemento químico. Para nombrar se utiliza la nomenclatura tradicional, stock y sistemática.

Forma:

E = Elemento

químicoO = Oxígeno+x = E.O

a) Nomenclatura tradicional o clásica

Se nombra de acuerdo al E.O. del elemento:

Nº de E.O. Tipo de E.O. Prefijo Sufijo1 Unico Ico2 Menor Oso

Mayor Ico

3Menor Hipo Oso

Intermedio OsoMayor Ico

4Menor Hipo Oso

Intermedio OsoIntermedio Ico

Mayor Per Ico

b) Nomenclatura de Stock

Según esta nomenclatura, los óxidos se nombran con la palabra óxido, seguida del nombre del elemento, y a continuación el número de oxidación del metal con números romanos entre paréntesis.

c) Nomenclatura Sistemática

Según la I.U.P.A.C. (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada) las proporciones en que se encuentran los elementos y el número de oxígenos se indican mediante prefijos griegos.

Nº de oxígenos

1 2 3 4 5...

Prefijo Mono Di Tri Tetra Penta...II. FUNCION HIDROXIDO O BASES

Son compuestos terciarios formados por la combinación de un elemento metálico con los iones hidróxilo.

Para nombrarlo se utiliza la nomenclatura tradicional, stock, sistemática, en la nomenclatura sistemática el prefijo mono se suprime.

En+ OH-1 E(OH)N

E: Elemento metálicoIII. FUNCION PEROXIDOS

Estos compuestos presentan en su estructura enlaces puente de oxígeno y este actúa con estado de oxidación –1. Se nombra con la palabra peróxido seguido del nombre del metal.

IV. FUNCION ACIDOSA) OXACIDOS:Son compuestos terciarios que se forman al combinarse los óxidos ácidos (anhídridos) con una molécula de agua.



E2On + H2O HXEYOZ

Observación:

El elemento no metálico, también puede ser un metal de transición como: V, Cr, Mn, Mo, cuando actúa con E.O. superior a 4.

Nomenclatura tradicional:Se nombra ácido y luego el nombre del no metal de acuerdo a su E.O. (anhídridos).

Ejemplo:

CO2 + H2O H2CO3

Anh. Carbónico Ácido carbónico

Forma práctica:

a) E.O. Impar (NMe): x

H NMe Oa

x + 1 = a 2 x = E.O.

b) E.O. Par (NMe): x

H2 NMe Ob

x + 2 = b 2

A1. ACIDOS OXACIDOS POLIHIDRATADOS

Se obtienen al reaccionar el anhídrido con una más moléculas de agua. Para nombrarlos debemos tener en cuenta, la ubicación del elemento, no metálico en la T.P. y la cantidad de moléculas de agua:

Grupo Impar

1 Anh. + 1 H2O Meta1 Anh. + 2 H2O Piro1 Anh. + 3 H2O OrtoGrupo Par1 Anh. + 1 H2O Meta2 Anh. + 1 H2O Piro1 Anh. + 2 H2O Orto

B) HIDRACIDOS:

Pertenece a la función “hidrogenadas” donde el “H” actúa con +1 y –1 E.O. de los elementos:

Grupo I II III IV V VI VIIE.O. 1 2 3 4 3 2 1

Hidruros Nombres Hidrá- Especiales cidos

Ejemplos:

1) Hidruro de sodio: NaH2) Amoniaco: NH3

3) Fosfina: PH3

B.1 HIDRACIDOS:

Se forma con los elementos del grupo VI A y VII A, con el hidrógeno en medio acuoso.

Nomenclatura: En gaseoso uroTerminación En acuoso hídrico

Ejemplo:

1) H2S(g): Sulfuro de hidrógeno H2S(l): Ácido sulfhídrico

V. FUNCION SALES

Una sal es un compuesto conformado por una parte aniónica (ión poliatómico negativo) y una parte caliónica (metálica o agrupación de especies atómicas) que pueden ser sales OXISALES y sales HALOIDEAS. Además pueden ser neutras (ausencia de “H”) y Ácidas (presenta uno o más “H”).Ejemplo:

Li-1+ (ClO3)-1 Li ClO3

Clorato de Litio5.1 SALES HALOIDEAS

Son sustancias que proceden de la combinación de un ión metálico con un anión que proviene de un ácido hidrácido. Ejemplo:



Sal Tradicional StockNaClCaSFeCl2

FeCl3

CaF2

KBr

Cloruro de sodioSulfuro de calcioCloruro ferrosoCloruro férricoFluoruro de calcioBromuro de

potasio

Cloruro de sodioSulfuro de calcioCloruro de hierro (II)Cloruro de hierro (III)Fluoruro de calcioBromuro de potasio

5.2 SALES OXISALESSon sustancias que proceden de la combinación de un ión metálico con un anión poliatómico, que proviene de un ácido oxácido.

En la nomenclatura tradicional se combinó el sufijo oso por ito y ico por ato. En la nomenclatura sistemática todas las sales terminan en ato y si el anión entra 2,3,4... veces se emplea los prefijos bis, tris, tetra, quis.

Ejemplo:

Sal TradicionalKClOAl2(SO4)3

Na2SO4

Co(NO3)2

AgNO3

KMnO4

CaCO3

Hipoclorito de potasioSulfato de aluminioSulfato de sodioNitrato de cobalto (II)Nitrato de plataPermanganato de potasioCarbonato de calcio

5.3 OXIDOS Y SALES HIDRATADAS

Existen sales y óxidos metálicos que contienen moléculas de agua para escribir sus fórmulas se ponen a continuación del óxido o la sal al número de moléculas de agua que contienen separadas por un punto.

Ejemplo:Al2O3 . 3H20 Oxido de aluminio trihidratadoNa2CO3 . 1OH2O Carbonato de sodio decahidratadoNiCl2 . 6H2O Cloruro de Níquel hexahidratado

1. Indique verdadero (V) o falso (F) a las proposiciones siguientes:

I. En los peróxidos el número de oxidación del oxígeno es -1.

II. En los compuestos el número de oxidación de los metales alcalinos es +2.

III. El número de oxidación y la valencia son iguales.

A) FFV B) VFF C) VFVD) VVV E) VVF

2. En los compuestos siguientes el carbono tiene valencia 4. Indique en cual de ellos tiene número de oxidación cero.

A) CH4 B) CH3CLC) CH2CL2 D) CHCL3

E) CCL4

3. Determine el número de oxidación del azufre en las especies químicas siguientes, respectivamente:

AgHSO3 H2S

A) +4; +2; -2 B) +6; +4; - 2C) +4; +6; -2 D) +6; +4; +2E) +2; +6; +4

4. Determine el número de oxidación de los elementos subrayados:

a) S O3 ……………………..b) C O ……………………..c) N 2O5 ……………………..d) Cl 2O7 ……………………..e) Mn 2O3 ……………………..f) ZnO ……………………..g) ZnO2 ……………………..h) BaO2 ……………………..i) H2O2 ……………………..j) CuH ……………………..k) P H 3 ……………………..l) H2CO3 ……………………..m) H3PO4 ……………………..n) KNO2 ……………………..o) HMnO4 ……………………..p) H2MnO4 ……………………..q) C H3OH ……………………..r) H2Cr2O7 ……………………..s) S O ……………………..

t) C l ……………………..



u) Cl O ……………………..v) C N ……………………..w) C NS- ……………………...

5. Indique verdadero (V o falso (F) a las proposiciones siguientes:

1. En los óxidos ácidos el número de oxidación del no metal es negativo.

2. En los hidruros metálicos, el hidrógeno tiene número de oxidación -1.

3. El ión hidróxido tiene número de oxidación -1.

A) VFF B) FVV C) VVVD) VFV E) FFV

6. Identifique, cuál de los siguientes compuestos químicos es un peróxido.

A) NO2 B) PbO2

C) MnO2 D) Fe3O4

E) ZnO2

7. Indique verdadero (V) o falso (F) a las proposiciones siguientes:

1. Los óxidos, peróxido, hidruros y sales haloideas neutras son compuestos binarios.

II Los hidróxidos y ácidos oxácidos son compuestos ternarios.

III. Los metales alcalinos al reaccionar con el agua forman hidróxidos.

A) FVF B) VVF C) VVV

D) FFV E) VFF

8. En relación al compuesto siguiente:CH3 CH2 COOH

Indique verdadero (V) o falso (F) a las proposiciones:

I. Es un oxácido.II. Los números de oxidación de los carbonos

subrayados son respectivamente +4 y -4.III. Los oxígenos tienen número de oxidación -2 y el

hidrógeno +1.IV. Es un compuesto ternario.

A) FVVV B) VVVFC) VFVF D) VVFVE) FFVV

9. Indique la proposición incorrecta en relación a los siguientes compuestos:

I. CaO II. NaOHIII. H2O2 IV. HNO2 V. NVI. CrO

A) Sólo I es un óxido básico.B) Sólo III es un peróxido.C) Sólo II es un hidróxido.D) IV es un compuesto ternario.E) V y VI son óxidos ácidos.

10. Indique la relación incorrecta entre la fórmula y la función química respectiva:

i. MgH2 hidruro metálicoii. SO2 óxido ácido.

iii. MnO3 óxido básico.iv. K2O2 peróxido.v. NaNO3 sal oxisal neutra.

11. Indique la nomenclatura sistemática del compuesto:

Br2O5

i. Anhídrido brómico.ii. Óxido brómico.

iii. Óxido de bromo(V).iv. Pentabromuro de dióxido(V).v. Pentóxido de dibromo.

12. Indique la nomenclatura de stock del compuesto:CrO3

i. Óxido crómico.ii. Anhídrido crómico.

iii. Trióxido de cromo.iv. Óxido de cromo(VI).v. Óxido crómico(VI)

13. Indique la relación incorrecta entre la fórmula y el nombre respectivo:



A) SO3 Trióxido de azufre. B) N2O3 Trióxido de dinitrógeno.C) CuO Óxido de cobre (II)D) Fe2O3 Óxido de hierro (III).E) Na2O2 Óxido de sodio (II).

14. Escribir la fórmula de los compuestos siguientes:

a) Trióxido de azufre…………………………………………………

b) Monóxido de carbono……………………………………………..…

c) óxido de carbono…………………………………………………

d) Pentóxido de dinitrógeno…………………………………………………

e) Dióxido de dihidrógeno…………………………………………………

f) Dióxido de dinitrógeno…………………………………………………

g) Dióxido de manganeso…………………………………………………

h) Trióxido de cromo…………………………………………………

i) Óxido de hierro(II)…………………………………………………

J) Óxido de cobre(I)…………………………………………………

k) Óxido de sodio…………………………………………………

l) Óxido de aluminio………………………………………….……

m) Peróxido de bario.………………………………………………

n) Peróxido de potasio………………………………………………..

o) Hidróxido de cobre(II)………………………………………….…….

p) Hidróxido de oro(III)………………………………………………...

q) Ácido nitroso…………………………………………………

r) Ácido sulfúrico…………………………………………………

s) Ácido carbónico…………………………………………………

t) Ácido permangánico…………………………………………………

u) Hidruro de cobre(I)

…………………………………………………v) Hidruro de sodio

…………………………………………………w) Azano

…………………………………………………x) Oxidano

………………………………………….….…y) Cloruro de hidrógeno

…………………………………………………z) Ácido clorhídrico

…………………………………………………

15. Escribir la fórmula de los compuestos siguientes:

a) N2O3 …………………………………………

b) CO 2……………………………………………

c)P2O….…………………………………………

d) ZnO2…………………………………………

e)HNO2………………………………………..

f) HNO3………………………………………….

g)H2SO3…………………………………….…

h) H3PO4…………………………………….…

i) FeH2……………………………….……….…

j) Ca(OH)2……………………………………..

k)Fe(OH)3………………………………….…

l) H2SiO3 ………………………………………

m) H4SiO4………………………………..……

n) H3BO3………………………………………

o) NaHSO4……………………………………

p) CuSO4………………………………………

q) NH4NO3…………………………………….

r) Ca(HCO3)2………………………………..

s) Fe2(HPO4)3…………………………….…

t) FeCl3………………………………………..

u) CaF2……………………………………….…

v)PCl3……………………………………………

w) SF6……………………………………………



REACCIONES QUÍMICAS:Son procesos en la cual una o más sustancias iniciales, llamadas “reactantes” sufren cambios en su estructura molecular dando lugar a la formación de nuevas sustancias, llamados “productos”.

ECUACIÓN QUÍMICA: Es la representación literal de una reacción química.

Coeficientes

2Fe(s) + 3H2O() + Q 1Fe2O3(s) + 3 H2(g)

Reactantes Productos

Q = Calor g = GasS = Sólido = Líquido

FUNDAMENTOS PARA RECONOCER UNA REACCIÓN QUÍMICA:

Tenemos los siguientes fundamentos más importantes:

Desprendimiento de un gas Liberación de calor. Cambio de olor Formación de precipitados Cambio de propiedades físicas y químicas de los

reactantes.

CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES QUÍMICAS.

I. DE ACUERDO A LA NATURALEZA DE LAS SUSTANCIAS.1. Reacciones de Adición o Asociación o Combinación

Reacciones dos o más sustancias para formar una nueva sustancia.Ejemplos: (Sin balancear)

1) Síntesis de Lavoisier:H2 + O2 H2O

2) Síntesis de Haber - BoshN2 + H2 NH3

2. Reacción de Descomposición

Son aquellas que a partir de un solo reactante (compuesto) se obtiene varios productos, por lo general se necesita energía (calorífica, eléctrica, luminosa, etc.)

Ejemplos:

Calor1) CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)

Reacción de Pirolisis

2) NaCl(s) Corriente Na(s)+ Cl2(g)

Eléctrica

3) H2O2() Corriente H2O() + O2(g)

Eléctrica

Reacción de Simple Desplazamiento o sustitución SimpleEs la reacción de un elemento con un compuesto, donde el elemento desplaza a otro que se encuentra formando parte del compuesto.

Esto se fundamenta en la mayor actividad química.

Los metales más activos desplaza: H, excepto: Cu, Ag, Au, Hg, Pt.

Ejemplo:

1) Zn(s)+H2SO4() ZnSO4(ac)+H2(g)

Desplaza

Reacción de Doble Desplazamiento (Metatesis)

Reacción donde existe un intercambio de elementos entre dos compuestos, formándose dos nuevos compuestos.Ejemplo:

1) Reacciones de Neutralización:


6SEMANA

REACCIONES QUÍMICAS BALANCEO DE ECUACIONES


HCl(ac)+NaOH(ac) NaCl(ac)+H2O()

(Acido) (Base) (Sal) (Agua)

2) Reacciones de Precipitación

Pb(NO3)2(ac) + K2CrO4(ac) PbCrO4(s) + KNO3(ac)

Precipitado

II. POR EL INTERCAMBIO DE ENERGÍA CALORÍFICA:

Cuando se produce una reacción química, ésta se realiza liberando o absorbiendo calor neto al medio que lo rodea, esto permite clasificar a las reacciones como: Endotérmicas y Exotérmicas.

1) Reacciones Endotérmicas ( D>0)

Reacción donde hay una ganancia neta de calor, por lo tanto la entalpía del producto es mayor respecto a la del reactante.Ejemplo:

CO2+H2O+890 KJ/molCH4+O2

CO2 + H2O CH4 + O2

H = + 890 KJ/mol H = Entalpía

Donde: H = H (Productos) - H (Reactantes)

Entalpía de Reacción (H)Es el cambio de calor de reacción a una presión y temperatura constante.

Hº = Entalpía estándar de la reacción a condiciones estándar (25º C y 1 Atm).Analizando: la variación de la entalpía (H) a medida que avanza la reacción.

H = (KJ/mol)

2) Reacción Exotérmica ( H>0)

Reacción en donde hay una pérdida neta de calor, por lo tanto la entalpía del producto es menor respecto a la del reactante.

Ejemplo:

C + O2 CO2 + 390 KJ/mol

C + O2 CO2 H = - 390 KJ/mol

Graficando:

H = (KJ/mol)

III. REACCIONES DE COMBUSTION

Son aquellas que se producen por desprendimiento de calor y luz que dan origen a los siguientes tipos:

a) Combustión Completa:

Se produce en presencia de suficiente cantidad de oxígeno obteniéndose Dióxido de Carbono (CO2) y agua (H2O) Ejemplo:

1C3H8 + 5O2 3CO2 + 4H2O

b) Combustión Incompleta:

Se produce por deficiencia de Oxígeno, obteniéndose como producto, Monóxido de Carbono (CO), Carbono (C) y Agua (H2O) Ejemplo:

2CH4 + O2 1CO + C + 4H2O

REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN

Es una reacción entre un ácido y una base. Las reacciones acuosas Acido – Base, por lo general, tienen la siguiente forma:



Acido + Base Sal + H2O

Ejemplo:1HCl + 1NaOH 1NaCl + 1H2O

1H2SO4+1Ca(OH)21CaSO4+ 2H2O

V. REACCIONES CATALÍTICAS

Son aquellas que se producen en presencia de un catalizador que influye en la velocidad de reacción.

Ejemplo:KClO3(s) MnO2 + KCl(s) + O2(g)

H2O2(ac) MnO2 H2O() + O2(g)

VI. REACCIONES REDOX:

Son aquellas en donde existen transferencias de electrones de una especie a otra. Los átomos o iones experimentan cambios en sus estructuras electrónicas debido a la ganancia o pérdida de electrones.

Ejemplo:

o o +2 -2 Zn + O2 Zn O Donde:

o +2Zn – 2e- Zn (se oxida)

o -2 O2 – 2e- O (se reduce)

Significado de Redox

REDOX

REDUCCIÓN OXIDACIÓN

Gana electrones Pierde electronesE.O. disminuye E.O. aumentaEs una agente oxidante

Es un agente reductor

VII. REACCIONES DE DESPROPORCIÓN O DE DISMUTACIÓN

Un tipo especial de reacción REDOX, se llama reacción de desproporción en donde un mismo elemento se oxida y se reduce a la vez.

Ejemplo:Reducción

Oxidación

o +1–2+1 +1 -1 +1 +5-2 + 1-2Cl2 + NaOH NaCl + NaClO + H2O

IGUALACIÓN O BALANCE DE ECUACIONES QUÍMICAS

En toda Reacción Química el número de átomos para cada elemento en los reactantes debe ser igual a los productos, para ello se hace uso de diferentes métodos de Balanceo de acuerdo al tipo de reacción.

I. MÉTODO DE TANTEO O SIMPLE INSPECCIÓN:

Este método se utiliza para reacciones simples y se recomienda haciendo de acuerdo al siguiente orden:

Metal(es)No Metal(es)Hidrógeno y Oxígeno

II. MÉTODO REDOX

Se aplica a ecuaciones donde existe Reducción y Oxidación.

Reglas (Procedimiento):

1. Se asignan los valores de E.O. a los elementos en la ecuación.

2. Se identifican las especies que se oxidan y las que se reducen.

3. Balancear átomos y de electrones en cada semireacción, teniendo en cuenta el número de electrones ganados y perdidos, son iguales.

4. Se reemplazan los coeficientes en la ecuación original.

5. Se analiza la ecuación y si no se encuentra balanceada se produce por tanteo.



Ejemplo:

a) En la oxidación:1) Fe -3e- Fe+3

Ag. Reductor

2) Cl-1 - 4e- Cl+3

Ag. Reductor

b) En la Reducción:1) C + 4e- C-4

Ag. Oxidante

2) N2 + 6e- 2N-3

Ag. Oxidante

IV. MÉTODO IÓN – ELECTRÓNEn un caso de Balance Redox donde participan iones y moléculas y depende del medio.

Forma Práctica: En primer lugar escogemos el par de iones

que se oxida y reduce, para formar las dos semireacciones.

Luego analizamos el Balance de Masa, pero en éste Balance no considere el átomo de H y O.

El H y O se balancean de acuerdo al medio donde se realizan.

a) Medio Acido o Neutro:

1) Balance de cargas iónicas2) Balance los Iones H+

3) Balance con el H2O, por exceso de “H”

b) Medio Básico:1) Balance de cargas iónicas.

2) Balance con los Iones OH-

3) Balance con el H2O por exceso de “H”

1. Establecer las relaciones correctas.I.

a) Desplazamiento simpleII.

b) combinación III.

c) DescomposiciónIV.

d) Doble desplazamiento

A) Ib, IIc, IIIa, IVdB) Ia, IIb, IIc, IVdC) Ib, IId, IIa, IVdD) Ia, IId, IIIc, IVbE) N.A

2. Al balancear la siguiente ecuación por el método ión electrón en medio ácido y completar con el ión . Indique el coeficiente entero mínimo de Clorato de Potasio.

A) 6 B) 3 C) 0 D) 1 E) 4

3. Según el siguiente proceso:

Tenemos las siguientes afirmaciones:

I. La relación molar agente oxidante/agente reductor 2/5.

II. El número de oxidación del carbono en el agente reductor es + 3.

III. Cada mol de agente oxidante gana 5 electrones.IV. La relación ocurre en medio alcalino.

Son incorrectas:

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



4. En el proceso anterior, determine el calor de reacción total y mencione si el proceso total es exotérmico o endotérmico.

A) + 166 kcal/mol, endotérmico B) + 94 kcal/mol, endotérmico C) - 94 kcal/mol, exotérmico D) + 18 kcal/mol, endotérmico E) + 22 kcal/mol, exotérmico

5. A partir de la siguiente expresión de oxidación en medio alcalino:

Determine la relación molar: Agente reductor/Agente oxidante.

A) B) C)

D) E)

6. ¿Qué especie poseen una dualidad oxidante y reductora?

I. II. III.

V. Zn

A) I, II, III B) I, II y IV C) IV, V, II D) II y IIIE) IV, I, V

7. ¿Cuáles de las siguientes constituyen prueba inequívoca de que ha ocurrido una reacción química?

I. Desprendimiento de un gas.II. Formación de un precipitado.III. El cambio de estado de las sustancias.IV. El cambio de color de las sustancias.

A) todas B) sólo I y IIC) sólo II y IV D) sólo III y I E) I, II y IV

8. Al balancear la siguiente ecuación:

Indicar cuántas proposiciones son incorrectas.

El coeficiente de la forma reducida es 1. Por cada mol de agente reductor se producen 0,5

mol de la forma oxidada. En la reacción el agente oxidante pierde 6

electrones. La relación molar entre la forma reducida y el Nº

de moles de es 1. El coeficiente del agente reductor es 6.

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

9. De la siguiente ecuación:

Indicar cuántas proposiciones son correctas. El coeficiente del ácido nítrico es 8. Se han producido dos oxidantes. El ácido nítrico es el agente oxidante. El número de electrones transferido es 24.

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

10. De:

J:

L:

Determine la suma de los coeficientes de los agentes reductores y los coeficientes del agua de “J” o “L”. A) 20 B) 21C) 22 D) 13 E) 25

11. Al balancear determinar la relación L.

A) B) C) 1



D) E)

12. En la siguiente ecuación química:

Determinar la relación L, si:

A) B) C)

D) E)

13. Ajustar la siguiente ecuación:

Determinar L, si:

A) 10,5 B) 9,25 C) 0,37 D) 15,5 E) 16

14. Determinar la relación L, si:

A) 2 B) 3

C) D) E) 5

15. Balancear la ecuación y calcular la relación J.

A) 1 B) C) 3

D) E) 5

16. A partir de la reacción oxido-reducción en medio básico.

Calcule el valor de la relación molar J, si:

A) 2 B) 3 C)

D) E) 4

17. En la siguiente ecuación REDOX, en medio ácido

Los coeficientes del agua, y en la ecuación balanceada, son respectivamente.

A) 1; 3; 8 B) 7; 1; 8 C) 1; 3; 14 D) 3; 1; 8 E) 3; 1; 14

18. Al balancear en medio ácido: I.

II.Se puede afirmar que el número de proposiciones correctas es:

- En I transfieren 6 electrones y en II 3 electrones.- 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 y .

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

19. Balancear en medio ácido

Indicar la relación molar “J”.

A) 3 B) 1



C) D) E)

20. Indicar el número de electrones transferidos y la suma de coeficientes de ión y de agua.

A) 30 y 35 B) 22 y 28 C) 16 y 24 D) 22 y 24 E) 20 y 18

UNIDADES QUÍMICAS DE MASADefinición: Son las que se utilizan para expresar la cantidad de masa y volumen de las sustancias.

1. Masa Atómica o Peso AtómicoEl peso atómico es el peso promedio relativo y ponderado asignado a los átomos de un elemento y comparado con la doceava parte de la masa del isótopo carbono 12 a quien se le denomina unidad de masa atómica.

La suma tiene un equivalente expresado en gramos:

1uma = 1,66 x 10-24g

Nota: Debemos diferenciar entre el peso atómico y el número de masa; éste último es como la suma de protones y neutrones.

2. Determinación de la masa atómica promedio de una elemento (M.A.)Es un promedio ponderado de las masas atómicas relativas de los isótopos de un elemento. La ponderación se hace con las abundancias naturales de los isótopos.

Isótopos AbundanciaA1E-------------------- a%A2E-------------------- b%

A3E-------------------- n%

3. Masa atómica (M.A.) o peso atómico (P.A.)Es la masa relativa de un elemento, se determina comparando su masa atómica absoluta con respecto a la unidad de masa atómica (U.M.A.) de acuerdo a esta definición la masa atómica no tiene unidades.

He aquí una relación de masas atómicas.Pesos Atómicos Notables

Elem. H C N O Na Mg Al P SP.A. 1 12 14 16 23 24 27 31 32

Elem. Cl K Ca Cr Mg Fe Cu Zn BrP.A. 35,5 39 40 52 55 56 63,5 63,4 81

4. Masa molecular relativa o peso molecular (M)Representa la masa relativa promedio de una molécula de una sustancia covalente. Se determina sumando los pesos atómicos de los elementos teniendo en cuenta el número de átomos de cada uno en la molécula.

5. Concepto de MOLEs la cantidad de sustancia que contiene tantas unidades estructurales (átomos; moléculas, iones, electrones, etc.) como átomos hay exactamente en 12 g (0,012 kg) de carbono –12. La cantidad de átomos en 12 g de C-12 es 6,023.1023 (llamado número de Avogrado NA)

1 mol = 6,023.1023 unidades = NA unidades

Así, tendríamos entonces:

1 mol (átomos) = 6,023.1023 átomos

1 mol (moléculas) = 6,023.1023 moléculas

6. Atomogramo (at-g)En el peso en gramos de un mol de átomos (6.023.1023 átomos) de un elemento. Este peso es exactamente igual al peso atómico expresado en gramos.

1 at-g = M.A. (g)


7SEMANA

UNIDADES QUÍMICAS DE MASA FORMULA MOLECULAR Y

EMPIRICA


Ejemplo:En el magnesio, M.A. (g) = 24 U.M.A.1at-g (mg) = 24 g 3,023.1023 átomos de mg

7. Mol-gramo o molécula gramo (mol-g)

Es el peso en gramos de un mol de moléculas (6,023.1023 moléculas) de una sustancia química.Se determina expresando el peso molecular en gramos.

1 mol-g = M (g)

Ejemplo: En el agua

1 mol-g (H2O) = 18 g

representa = 18g 6,023.1023

el peso de moléculas de agua

8. Número de moles en una cierta muestra (n)

En los ejercicios aplicativos, haciendo uso de la regla de tres simple, se pueden deducir fórmulas para hallar el número de átomos gramos y número de mol-gramos.

Generalizando las fórmulas tenemos:

at-g <> n(átomos) =

mol-g <> n(molécula) =

Donde:

m es la masa de la muestra en g.M.A. y se expresan en g/mol

COMPOSICIÓN CENTESIMAL (C.C.) DE UN COMPUESTO

Es el porcentaje en peso o masa de cada uno de los elementos que constituyen el compuesto. Se halla en la

práctica mediante técnicas de análisis cuantitativo y en forma teórica a partir de la fórmula del compuesto.Determinación de c.c. a partir de la fórmula de un compuestoIlustremos el método con dos ejercicios.Ejercicio 1, Veamos el caso del agua y del ácido sulfúrico:

FÓRMULAS QUÍMICASEn el análisis de un compuesto, lo primero que establece el químico experimentador es la fórmula empírica, y posteriormente establece la fórmula molecular (sólo si el compuesto es covalente, por lo tanto existe molécula), luego de hallar previamente el peso molecular del compuesto mediante métodos adecuados.¿Qué es fórmula empírica o fórmula mínima? ¿qué es fórmula molecular? ¿qué relación hay entre dichas fórmulas? Veamos:

Fórmula Empírica (F.E.)Llamada también fórmula mínima, es aquella que indica la relación entera más simple (relación aparente) entre los átomos de los elementos en una unidad fórmula de un compuesto. Se puede establecer conociendo su composición centésima (C.C.) o conociendo experimentalmente el peso de cada uno de los elementos en el compuesto. Los compuestos iónicos se representan únicamente mediante la fórmula mínima o empírica.

Ejemplos:CaCl2, NaCl, Na2SO4, Al(NO3), Al2O3, Ca CO3, CuSO4, 5H2O, etc.

Fórmula molecular (F.M.)Es aquella fórmula que indica la relación entera real o verdadera entre los átomos de los elementos que forman la molécula. Se emplea para representar a los compuestos covalentes.Se establece conociendo primero la fórmula empírica y luego el peso molecular del compuesto. Veamos algunos ejemplos comparativos entre dichas fórmulas para establecer una relación.

Compuesto Fórmula molecular

K Fórmula empírica

Benceno C6H6 6 CHÁcido acético

C2H4O2 2 CH2OPropileno C3H6 3 CH2

Peróxido de hidrógeno H2O2 2 HO

Ácido oxálico



C2H2O4 2 CHO2

1. A partir de 1962, el átomo patrón tomado como referencia para medir las masas atómicas de los isótopos de un elemento es:

A) B)

C) D)

E)

2. La masa atómico (M.A.) de un elemento es el promedio ponderado de las masas atómicas relativas de los……….. del elemento, comparado con el al cual se le ha asignado el valor de……………..Unidades de masa atómica.

A) isótopos -16B) isótopos -14C) átomos -12 D) isóbaros -12E) isótopos -12

3. Marque lo incorrecto sobre la masa de un mol de átomos.

A) Es la masa de un de átomos.B) Es una unidad química de masa.C) Contiene igual número de átomos que 12 g

de D) Es la masa de un mol de moléculas.E) Es numéricamente igual a la masa atómica

expresada en gramos.

4. Señalar la afirmación incorrecta respecto a la masa un mol de moléculas.

A) Es la masa de moléculas.B) Contiene igual número de moléculas que

número de átomos en 12g de .C) Contiene número de Avogadro

de átomos en una

molécula. D) Es numéricamente igual a la masa molecular

expresado en gramos.E) Es una unidad química de masa.

5. Se tiene las siguientes muestras químicas:I. moles de N

II. moles de

III. de Es correcto afirmar:

A) Contienen igual número de átomos.B) En II hay mayor número de átomos. C) II y III contienen igual número de átomos.D) En III contienen mayor número de átomos.E) En I hay mayor número de átomos.M.A. (u.m.a): N = 14, H = 1

6. Dada las siguientes aseveraciones: I. A partir de 20 moles de se obtiene 30

moles de .

II. 5 moles de contiene igual número de átomos

que 2,4 moles de .

III. A partir de 10 moles de se obtiene

520 g de .

Es (son) verdadero(s)M.A. (u.m.a): Al = 27, O = 16, H = 1

A) VVV B) FFV C) VFFD) FFF E) VFV

7. El calcio posee dos isótopos, y , si la masa atómica es 40,08 u. ¿Cuál es el % de abundancia del isótopo liviano?

A) 88% B) 90% C) 35% D) 98% E) 60%

8. Para determinar la masa de una molécula de cierto elemento, debe dividirse entre 6,02 x , el valor correspondiente a la masa de:

A) un mol de átomosB) un mol de moléculasC) un gramo de elementoD) 22,4 moles de átomos de elementoE) átomos del elemento



9. 40 g de Argón (M.A.= 40 u.):

A) contiene átomos de ArgónB) contiene moléculas de ArgónC) contiene un mol de átomos de ArD) contiene 1 mol de moléculas de ArE) todas son correctas

10. Señalar verdadero (V) o falso (F)

I. La masa de una molécula de ácido sulfúrico es 98 g.

II. La masa de un mol de átomos de Na es 23 g. III. La masa atómica y la masa molecular son masas

relativas.IV. La masa de un mol de átomos es numéricamente

igual a la masa atómica expresada en unidades de masa atómica.

A) FFVV B) FVVV C) FVVFD) VVVF E) FFFF

11. Señale el enunciado incorrecto.

A) 5 moles de , pesan el doble que 5 moles de

B) En 3 moles de ácido acético , existen 6 mol de átomos de carbono.

C) 54g de , contiene aproximadamente

moléculas.

D) En 63 g de hay 48 g de oxígeno.

E) En moléculas de están contenidos 72 g de carbono.M.A. (u.m.a): O = 16 C = 12 N = 14

12. Hallar la masa molecular de un compuesto monoclorado, si contiene 25% en peso de cloro.M.A.: Cl = 35,5

A) 170 u. B) 142 u. C) 71 u. D) 284 u. E) 340 u.

13. Una mezcla contiene solamente a las sustancias puras: A y B la masa total de la mezcla es 3,72 g; el número total de moles es 0,06; la masa de un mol de B es 48 g y en la mezcla hay 0,02 moles de A. ¿Cuál es la masa molecular de A?

A) 60 u.B) 90 u. C) 70 u.D) 80 u. E) 120 u.

14. El porcentaje de Y es 40% en . ¿Cuál es el

porcentaje en masa de X en ?

A) 60% B) 40% C) 33,33% D) 66,66% E) 44,44%

15. Se calentaron 10 g de hidratado,

, se obtuvo así un residuo

anhídrido de que pesó 5,456 g. Calcular el valor de “X”M.A. (u.m.a): Ni = 58,7 Cl = 35,5O = 16

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

16. Una sustancia dada muestra el siguiente análisis en peso: C = 57,2%, H = 4,79% y S = 38,01%. Si 5 gramos de este material producen en las propiedades molares el mismo efecto que

moléculas, ¿cuál es la fórmula molecular de la sustancia?P.A.(u.m.a): C = 12 H =1 S = 32

A) B)

C) D)

E)

17. La combustión de 7,49 g de un compuesto que contiene C, H y O produjo 14,96 g de y 6,13 g de agua. además, dos moléculas de este compuesto pesan g. Establecer la fórmula molecular del compuesto.

A) B)

C) D)

E) 18. En la combustión de una muestra de un

hidrocarburo se forman 1,026 g de y 11,40



g de (al absorber el en disolución

de . Además 2,5 moles de compuesto pesa 195 g. Hallar la formula molecular del hidrocarburo.

A) B) C)

D) E)

19. Se trata 0,578 g de estaño puro con flúor gaseoso hasta que el peso del compuesto resultante tenga un valor constante de 0,944 g. ¿Cuál es la ecuación de síntesis de este proceso? M.A.(u.m.a): Sn = 119 F = 19

A)

B)

C)

D)

E)

20. Una mezcla de 1,00 g de óxido cuproso y óxido cúprico (CuO) fue cuantitativamente reducido a 0,839 g de cobre metálico. ¿Cuál era el peso del CuO en la muestra original?M.A. (u.m.a): Cu = 63,5

A) 0,61 g B) 0,54 g C) 0,32 g D) 0,41 gE) 0,81 g

TEORÍA CINÉTICO MOLECULAR (T.C.M.)a) Los gases están compuestos por partículas

pequeñísimas llamadas “Moléculas” de forma esférica y de diámetro despreciable en comparación con las distancias que lo separan.

b) El movimiento de estas moléculas es desordenado, es decir no tienen dirección preferencial.

c) En su movimiento chocan entre sí y con las paredes del recipiente que lo contienen y estos choques serán completamente elásticos. Es decir; se conserva la cantidad de movimiento y no hay deformación.

d) La energía cinética promedio de las moléculas es directamente proporcional a la temperatura absoluta del gas.

VARIABLES DE ESTADO:Según la Termodinámica un sistema gaseoso está gobernado por tres parámetros o variables: Presión, Volumen y Temperatura.

1. Presión (P):Está dado por un conjunto de choques moleculares contra las paredes del recipiente del gas.1.1 Presión Absoluta (P)

P = Patm + Pman

Patm = Presión atmosféricaPman = Presión manométrica

1.2 Presión Manométrica (Pman)Presión Relativa del gas.

Pman = . g . h

= Densidadg = Gravedadh = altura

1.3 Presión Atmosférica (Patm):Es la fuerza que ejerce la masa del aire sobre cada unidad de área de la corteza terrestre.Patm = 1atm = 760 mmHg al nivel del mar

2. Volumen (V)Capacidad del gas en el recipiente que lo contiene.3. Temperatura (T)Mide la intensidad de la energía cinética promedio de una sustancia. Se mide en escala absoluta de Kelvin (K)

Condiciones Normales (C.N. ó T.P.N.)Se dice “Condiciones Normales” o “Temperatura y Presión Normal” cuando:

P = 1 Atm = 760 Torr = 760 mmHg y T = 0 ºC = 273 K

Volumen Molar (Vm)Es el volumen ocupado por una mol de un gas a determinadas condiciones de presión y temperatura. A


8SEMANA

ESTADO GASEOSO LEYES DE LOS GASES -

HUMEDAD


condiciones normales (C.N. o T.P.N.) una mol de cualquier gas ocupa un volumen de 22,4 .

Vm a C.N. = 22,4 /molGASES IDEALES

Son aquellos gases imaginarios que cumple exactamente con los postulados de la “Teoría Cinético Molecular”.

LEYES DE LOS GASES IDEALES

1. LEY DE BOYLE – MARIOTE (Proceso Isotérmico)“A temperatura constante el volumen de una misma masa gaseosa varía en forma inversamente proporcional a la presión”.

Donde: V PV = K

Finalmente: P1.V1 = P2 . V2

Donde:

Representación Gráfica:

Del gráfico: Las temperaturas TA, TB y TC son diferentes

Luego: TC > TB > TA

P V ó P V

Densidades a T = constante (con relación a las presiones)

= Densidad

P = Presión

2. LEY DE CHARLES (Proceso Isobárico)“A presión constante, el volumen de una masa de gas varía directamente con la temperatura absoluta”.

Donde:

Finalmente:


Del Gráfico: Las presiones PA PB PC

Luego PC > PB > PA

T V ó T V

Densidades a P = Constante (con relación a las temperaturas)

3. LEY DE GAY – LUSSAC (Proceso Isócoro)“A Volumen constante, la presión de una masa de gas varía directamente con la temperatura absoluta”

Donde: Luego:


Del gráfico: los volúmenes VA, VB y VC son diferentes T P ó T P

LEY GENERAL DE LOS GASES IDEALES“El volumen de un gas varía directamente con la temperatura absoluta e inversamente con la presión”



Gráfico:

ECUACIÓN UNIVERSAL DE LOS GASES

P.V = R.T.n

Donde:P = Presión absoluta: Atm, torr.V = volumen: litro (), mLn = número de moles : molR = constante universal de los gases

= 0,082

T = Temperatura absoluta: K, R

También: P . = . R . T

= Densidad = Peso Molecular

MEZCLA DE GASES

“Es una solución homogénea de dos o más gases, donde cada uno conserva sus características”.

LEY DE LAS PRESIONES PARCIALES O DE DALTONLa presión total es igual a la suma de las presiones parciales.

Mezcla Gaseosa = GasA + GasB + GasC

Entonces: PT = PA + PB + PC

PT = Presión total

PA, PB, PC = Presión parcial de A, B y C respectivamente.

Fracción Molar (fm): Relación entre los moles de un gas y el total de moles de la mezcla.

fmA = fracción molar de AnA = moles de Ant = moles totales

Propiedad de la fracción molar:

fm1 + fm2 + … + fmn = 1

Y la presión parcial: PA = fmA . PT

1. En un cierto lugar en donde la presión atmosférica es de 0,8 atm. se observa que la suma de las presiones absoluta, manométrica y barométrica es de 2,4 atm. Halle la presión manométrica en atm.

A) 0,2 B) 0,4 C) 0,5D) 0,6 E) 0,7

2. En una botella se agregan 3 mol-g de cierto gas a los ya existentes, notándose que la presión aumenta de 2 atm a 8 atm. Si la temperatura fue constante, diga ¿cuál es la cantidad de mol–g inicialmente contenidos?

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

3. Una mezcla gaseosa tiene 20 % y 80 % en masa de los gases cuyas masas moleculares son 20 uma y 40 uma respectivamente. ¿Cuál es la masa molecular promedio de la mezcla?

A) 30 B) 33,33 C) 40D) 40,33 E) 38,55

4. En un balón se tienen 30 L de un gas licuado cuya densidad relativa es 0,6. ¿Qué volumen ocupara cuando pase al estado gaseoso a 27 ºC y 624 torr ? ( = 60 uma)



A) 18 000 L B) 30 LC) 9 000 L D) 50 LE) 9 L

5. En un cilindro de metal, herméticamente cerrado, se ha introducido mercurio hasta llenar las 3/4 partes de su capacidad. Diga ud. ¿qué ha ocurrido respecto a la masa de aire que contenía en el interior, si la temperatura se mantuvo constante?

A) La presión aumento en 100%.B) La presión aumento en 200%.C) La presión aumenta en 300%.D) La presión aumenta en 400 %.E) El volumen se redujo en 1/4 de su valor inicial.

6. El diagrama P vs V. muestra los procesos de un gas ideal. Determine la temperatura si

.

A) 100 K B) 327 ºC C) 600 ºC D) 492 RE) 527 ºC

7. De acuerdo a la ley de Boyle – Mariotte, indique que gráfico falso:

i.

B)

C)

D)

E) N.A.

8. ¿Cuántas moléculas de oxígeno por existen a 27 ºC 1,23 atm?

A) B) C) D) E)

9. ¿Qué peso en gramos de oxígeno debemos agregan a un recipiente hermético que contiene 10 mol-g de hidrógeno para que su presión se duplique y su temperatura se incremente en 50 ºC, su temperatura inicial es 27 ºC?

A) 118,5 B) 228,5C) 238,8 D) 432,5E) N.A

10. El aire esta conformado por oxígeno y 80% en volumen de nitrógeno. ¿Cuántos gramos de oxígeno se deben añadir a 1 mol-g de aire para que su presión parcial sea el doble que la presión parcial del nitrógeno?

A) 44, 8 B) 56,6 C) 74,7D) 33,8 E) 40,4

11. Ordenar los siguientes gases: 150 ml 500 ml

375 ml de acuerdo al orden creciente del tiempo requiere para que se difundan a través de una abertura dada y bajo condiciones semejantes.



i.ii.

iii.iv.v.

12. Calcule la densidad del metano a 47 ºC y 4,1 atm.

A) B) C) D) E)

13. En una mezcla de dos gases X e Y se cumple que la relación de presiones parciales de sus componentes es de 3 a 4. Si la presión parcial del componente de mayor proporción es 2 atm, determine la presión total de la mezcla.

A) 1,5 atm B) 2,0 atm C) 2,5 atm D) 3,0 atmE) 3,5 atm

14. De una mezcla de y cuya masa molecular es 32 se puede afirmar:

i. La presión parcial de es el doble que la del .

ii. La fracción molar del es 0,75.iii. Si el volumen de la mezcla es de 121,

entonces el volumen parcial del es 41.iv. La presión parcial del es el triple de la

presión parcial del .v. La fracción molar del es 0,75.

15. Se mezclan 30 mol-g de ; 0,22 mol-lb de y átomos de

. ¿A C.N. qué presión parcial ejerce el ?

i. 83 mmHgii. 123 mmHg

iii. 145 mmHgiv. 132 torrv. 182 torr

16. Se tiene una mezcla formada por masas iguales de y un gas A, de tal manera que la masa molecular de la mezcla es 50. Halle la masa molecular de gas A.

A) 17,9 B) 27,9 C) 37,9 D) 47,9 E) 57,9

17. Se difunden volúmenes iguales de oxigeno y un gas diatómico A a las mismas condiciones de presión y temperaturas, se observa que los tiempos tardados por los gases A y son 2 t y t min. respectivamente.¿Cuál es la masa atómica del elemento A?

A) 16 B) 32 C) 64 D) 48 E) 54

18. Determine el volumen molar de un gas x a 623 º C y 1248 mmHg.

A) 40 L B) 43 L C) 45 L D) 54 L E) 62 L

SOLUCIONESSon mezclas o dispersiones homogéneas entre sólidos, líquidos y gases.

Una solución está compuesta por dos componentes, las cuales son:“SOLUTO” y “SOLVENTE”.Ejemplo: Na Cl

NaCl: soluto (Sto) NaCl + H2O H2O:solvente(Ste) Solución de Na Cl

Soluto: Es el que se disuelve e interviene en menor cantidad, pudiendo ser sólido, líquido y gaseoso.


9SEMANA

SOLUCIONES ACUOSAS UNIDADES DE CONCENTRACIÓN


Solvente: Es el que disuelve al soluto e interviene en mayor cantidad pudiendo ser sólido, líquido y gaseoso.CLASES DE SOLUCIONESI. DE ACUERDO AL ESTADO FÍSICOLas soluciones pueden ser: Sólidas, líquidas y gaseosas, cabe señalar que el estado de la solución, no está determinado por el estado de sus componentes, sino por el solvente.

Ejemplo:Sol Gaseosa AireSol Líquida Alcohol 70 ºSol Sólida Acero

II. DE ACUERDO A LA CONCENTRACIÓN DEL SOLUTO

2.1 Físicasa. Soluciones DiluídasQue contiene poco soluto en relación a la cantidad del solvente.Ejemplo: 0,4 g de NaOH en 100 mL de H2O

b. Soluciones ConcentradasQue contiene mucho soluto con relación a la cantidad del solvente.Ejemplo: Acido sulfúrico al 98 % en peso.

c. Soluciones SaturadasEs la que contiene disuelta la máxima cantidad posible de soluto a una temperatura dada.Ejemplo: 5 g de azúcar en 100 mL de H2O

d. Soluciones sobresaturadasEs aquella que contiene disuelto un peso mayor que el indicado por su solubilidad a una temperatura dada, constituyen un sistema inestable.Ejemplo: 50 g de azúcar en 250 mL de H2O (Jarabe)

2.2 Químicasa. Soluciones Acidas: Son aquellas que presentan mayor proporción de Iones “H+” que los iones “OH-”Ejemplo: Solución acuosa de HCl

b. Soluciones Básicas: Son aquellas que presentan mayor proporción de iones “OH-” que los iones “H+”Ejemplo: Solución acuosa de NaOH

c. Soluciones Neutras:

Son aquellas que presentan las mismas proporciones de los iones “H+” y “OH-”Ejemplo: Solución acuosa de NaCl

CONCENTRACIÓNEs la cantidad de soluto disuelto por unidad de masa o volumen de solución. La concentración de una solución valorada se puede expresar en:

A. UNIDADES FÍSICAS DE CONCENTRACIÓNA.1 Porcentaje en masa (%M)

%Msto =

Msoluto : masa del solutoMsolución: masa de la solución

%Msto = Porcentaje en masa del soluto

A.2 Porcentaje en Volumen

%Vsto = porcentaje en volumen del solutoVsto = volumen del solutoVsol = volumen de la solución.

A.3 Masa del Soluto en Volumen de Solución

C =

C = concentración de la solución (g/ml, g/, mg/, etc.)Msto: masa del solutoVsol: volumen de la solución

Cuando la expresión se expresa en mg/ se denomina como “Partes por millón” (p.p.m.).

1 p.p.m. =

B. UNIDADES QUÍMICAS DE CONCENTRACIÓNB.1 Molaridad (M)

Es el número de moles del soluto disuelto en un litro de solución.



M = =

M = molaridad (mol/)nsto = Número de moles del solutoVsol = Volumen de la solución en litros.msto = masa del soluto en gramos

sto = masa molar del soluto

B.2 Normalidad (N)Es el número de equivalentes de soluto disuelto en un litro de solución.

N = =

Nº Eq-gsto = número de equivalente gramos del solutoVsol = volumen de la solución en litrosmsto = masa del soluto en gramosP.E.sto = Peso equivalente del soluto

Peso equivalente de algunas funciones:

P.E. = = Masa molar

FUNCIÓN AcidoBaseSal

Nº de “H” ionizablesNº de “OH” de la fórmulaCarga total del catión

RELACIÓN ENTRE “N” Y “M”

N = M x

ObservaciónSi se conoce la densidad y el % en masa % M sto, la molaridad se obtiene:

M =

B.3 Molalidad (m):Es el número de moles por masa de solvente en kilogramos.

m = =

sto = Nº de moles del solutomste = masa del solvente en kgmsto = masa del soluto en gramos

sto = masa molar del soluto

DILUCIÓN DE UNA SOLUCIÓNConsiste en preparar soluciones de menor concentración a partir de soluciones concentradas añadiendo agua; en la cual el número de moles permanece constante.

Sean:Solución inicial Solución final

M1 = M2 =

Luego:1 = M1 . V1 y 2 = M2 . V2

Pero se sabe que:1 = 2

Por lo tanto:M1 . V1 = M2 . V2

ó tambiénN1 . V1 = N2 . V2

1. ¿Cuál de las siguientes soluciones no conduce la corriente eléctrica?

A) Ácido MuriáticoB) Alcohol medicinalC) Agua potableD) Suero comercialE) Vinagre

2. Respecto a las soluciones indique verdadero (V) o falso (F)

I. Una solución es un sistema homogéneo.II. Su expresión más simple es la solución binaria

conformada por dos solutos.III. Las propiedades químicas de una solución

depende del soluto.IV. El gas doméstico es una solución gaseosa.

A) VVVVB) FVVV



C) VVFVD) VFVVE) VVFF

3. Indique como verdadero (V) o falso (F):

I. Al disolver azúcar en suficiente volumen de agua se obtiene una solución binaria y a la vez molecular.

II. Una solución de NaCl es conductor de la corriente por lo que la solución es iónica.

III. Amalgama de mercurio-plata es una solución de un soluto líquido en disolvente líquido.

A) FFFB) FFVC) FVVD) VVVE) VVF

4. El cloruro de sodio (NaCl) es muy soluble en agua, mientras que es insoluble en benceno ¿cuál sería la causa de ésta diferencia de solubilidad?

A) La velocidad de disoluciónB) La temperaturaC) El grado de división de la salD) La polaridad del solventeE) Demasiada cantidad de soluto

5. Se disuelven 40 g de bicarbonato de sodio en 160 mL de agua. Determinar el % masa del soluto.

A) 10 %B) 15 %C) 20 %D) 30 %E) 40 %

6. Se tiene 80 g de una solución de soda caústica al 12,5 % en masa. ¿Qué masa de NaOH se debe añadir para que la nueva solución sea del 30 % en masa?

A) 10 gB) 20 gC) 30 gD) 40 gE) 50 g

7. Se prepara una solución mezclando 62,6 mL de benceno (C6H6) con 80,3 mL de tolueno (C7H8). Determine el porcentaje en masa del benceno.

benceno = 0,879 g/mL; tolueno = 0,867 g/Ml

A) 22,07 %B) 41,81 %C) 88,28 %D) 66,36 %E) 77,22 %

8. Sabiendo que en una solución acuosa de hidróxido de sodio su fracción molar es 0,1. ¿Qué porcentaje de soluto habrá en 50,5 g de dicha solución?

A) 39,6 %B) 27,5 %C) 32,6 %D) 18,2 %E) 21,5 %

9. Una solución está compuesta por 156 g de benceno (C6H6) y 184 g de tolueno (C7H8). Determine la fracción molar de cada componente líquido.

benceno = 78 g/moL; tolueno = 92 g/moL

A) 1/4, 3/4B) 4/25, 21/25C) 16/29, 13/29D) 2/9, 7/9E) 1/2, 1/2

10. ¿Qué masa de etanol, C2H5OH, se necesita para preparar 300 mL de una solución 0,500 M?

A) 6,9 gB) 69,0 gC) 690,0 gD) 13,8 gE) 7,6 g

11. Si se determina que hay 5,20 g de una sal en 2,500 L de una solución 0,500 M, ¿cuántos gramos estarían presentes en 2,50 L de una solución 1,50 M?

A) 5,20 g



B) 10,4 gC) 15,6 gD) 1,73 gE) 7,8 g

12. ¿Cuántos mililitros de solución de Ca(OH)2 0,1000 M se necesitan para suministrar 0,05000 moles de Ca(OH)2?

A) 500 mLB) 2 mLC) 0,5 mLD) 5 mLE) 50 mL

13. ¿Cuál es la normalidad de una solución preparada disolviendo 16 g de BaCl2 en agua suficiente para obtener 450 mL de solución?

Dato: MA: Ba=137, Cl=35,5

A) 0,28 NB) 0,34 NC) 0,42 ND) 0,39 NE) 0,25 N

14. ¿Cuántos gramos de H3PO4 se encuentran en 2 L de solución 0,6 N?

A) 45 gB) 39,2 gC) 11,7 gD) 13,5 gE) 15,8 g

15. Cuál es la molalidad de etanol, C2H5OH en una solución preparada mezclando 100 mL de etanol (D=0,78 g/mL) con 316 mL de agua a 20 ºC?

Dato: MA: O=16, C=12

A) 3,75 mB) 5,36 mC) 4,76 mD) 4,23 mE) 3,96 m

16. Una solución concentrada de HCl contiene 35,2 % en masa de HCl y su densidad es 1,175g/mL.

Calcule el volumen en litros de ácido necesario para preparar 3 L de una solución 2 N?Dato: MA: Cl=35,5,

A) 1,05B) 1,13C) 0,53D) 1,70E) 0,72

17. ¿Qué volumen en litros de agua destilada deberá agregarse a 500 mL de una solución ácida de HNO al 80 % en peso cuya densidad es 1,2 g/mL, para obtener 20 % en peso del ácido?

A) 1,8 LB) 2,2 LC) 1,5 LD) 2,4 LE) 1,7 L

18. ¿Qué volumen de agua en litros deberá de agregarse a 4 L de una solución de ácido sulfúrico al 80 % en masa (=1,2 g/mL), para obtener el ácido sulfúrico al 30 % en masa?

A) 3,0B) 38,4C) 12,8D) 8,0E) 4,8

19. Se prepara una solución mezclando 30,0 mL de HCl 8,0 M, 100 mL de HCl 2,0 M y agua suficiente para completar 200,0 mL de solución. ¿Cuál es la molaridad del HCl en la solución final?

A) 6,50 MB) 3,38 MC) 1,20 MD) 2,20 ME) 0,44 M

20. Se tiene 1 litro de NaOH de concentración molar desconocida, se neutralizan completamente con 1 litro de HBr 0,2 N y 9,8 g de H2SO4. ¿Cuál es la molaridad del hidróxido?

A) 0,15 MB) 0,2 M



C) 0,25 MD) 0,32 ME) 0,4 M

ESTEQUIOMETRÍARama de la Química que estudia las relaciones cuantitativas entre aquellas sustancias que participan en una reacción química.

LEYES DE LAS COMBINACIONES QUÍMICASSon aquellas que gobiernan las combinaciones de las sustancias en una reacción química. Se dividen en leyes ponderales (referidas a la masa) y volumétricas.

Para iniciar el cálculo estequiométrico se debe considerar:a) Balancear la reacción química para obtener las

moles estequiométricas.b) Relacionar las moles de los reactantes y las moles

de los productosc) Relacionar las cantidades de masa de los

reactantes y productos.

I. LEYES PONDERALESI.A LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MATERIA (LAVOISIER)

“La suma de las masas de los reactantes es igual a la suma de las masas de los productos”

REACTANTES PRODUCTOS

1Zn + 1H2SO4 1ZnSO4 + 1H2

1 mol 1 mol 1 mol 1 mol

65 g + 98 g 161g + 2g

163 g 163 gI.B LEY DE LAS PROP. DEFINIDAS (PROUST):

“Cuando dos sustancias se combinan para formar una tercera, lo hacen siempre en proporciones fijas y definidas; cualquier exceso de una de ellas quedará sin combinarse”. Ejemplo 1:2Ca + O2 2CaO

80g + 32 g 112g40g + 16 g 56g

20g + 8 g 28g100g + 32 g 112g + 20 g Ca (Exceso)80g + 40 g 112g + 8 g O2 (Exceso)

CONTRACCIÓN VOLUMÉTRICA (C)Es la disminución que sufre el volumen al reaccionar los gases; siempre y cuando entren en volúmenes desiguales.

C =

Donde:C = ContracciónVR = suma de los volúmenes reactantesVP = suma de los volúmenes productos.

Ejemplo 12H2(g) + 102(g) 2H2O(g)

2V 1V 2VDonde:

C =

a) Relación Masa – Masab) Relación Volumen – Volumenc) Relación Masa – Volumen

Lo explicamos con ejemplos de problema resueltos en los tres casos:

a) Relación Masa - Masa

Ejemplo 1:¿Cuántas moles de oxígeno se requieren para la combustión completa de 24 moles de gas propano (C3H8)?

Solución:

Balanceamos la ecuación química de combustión completa:

1C3H8 + 5O2 3CO2 + 4H2O

De acuerdo a Proust:1 mol de C3H8 5 mol O2

24 mol de C3H8 XDonde:

X = 120 moles O2 Rpta


10SEMANA

ESTEQUIOMETRÍA, LEYES PONDERALES Y VOLUMÑETRICAS


Ejemplo 2:¿Cuántos gramos de Hidrógeno se producen a partir de 1300 g de Zinc (Zn) que reacciona con ácido sulfúrico?

(P.A. Zn = 65 H = 1 O = 16 S = 32)

A. Reactivo Limitante

Si en un proceso químico los reactivos no se encuentran en proporción estequiométrica, entonces uno de ellos se halla en exceso y reacciona parcialmente. El otro se consume totalmente y se le denomina “Reactivo Limitante” encontrándose en menor cantidad.

Ejemplo 1¿Cuántos gramos de NH3 se formarán a partir de la reacción de 50 g de N2 y 30 g de H2?

B. Rendimiento de una reacción

Se refiere a la cantidad de sustancia que obtendremos en la “Práctica” después de una reacción química. Es decir, que “Teóricamente” debemos obtener el 100 % de una determinada sustancia, pero en la práctica por diversos factores está reduce en un porcentaje de tal manera que solamente obtendremos por ejemplo el 80 %, 90 %, etc. Entre los factores que reducen el 100 % esta la presencia de impurezas, la utilización de instrumentos obsoletos, fugas, etc. El rendimiento expresado en porcentajes será indicado en cada problema.

Ejemplo 1:

Se realiza una reacción donde 720 g de C5H12 produce 200 g de CO2 de acuerdo:

C5H12 + O2 CO2 + H2O

Determine el porcentaje de rendimiento del CO2 en la reacción indicada

1. Se hacen reaccionar 10 mol-g de O2 con 10 mol-g de H2 para producir agua. Se puede afirmar que:

I. El reactivo limitante es el oxígenoII. Se tienen en exceso 160g de oxígenoIII. Se producen 180g de agua.

F) I, II y IIIG) sólo IIH) I y IIII) sólo IJ) II y III

2. Se oxida totalmente 280 g de hierro mediante el proceso:Fe + H2O Fe2O3 + H2Determine la masa de hidrógeno producido. Masas atómicas: Fe = 56, H = 1

A) 10 g B)15 g C) 18 g D) 20 g E) 25 g

3. El metanol CH3OH se quema en aire de acuerdo con la ecuación.

CH3OH + O2 CO2 + H2O

Si se utilizan 209 g de metanol en un proceso de combustión, ¿cuál es la masa de H2O producida?

A) 225 g B) 235 g C) 245 g D) 265 g E) 325 g

4. El acetileno (C2H2) se obtiene por la acción de agua sobre el carburo de calcio:

CaC2 + H2O C2H2 + Ca(OH)2¿Cuántos gramos de agua debe reaccionar con 2 moles de carburo de calcio?

A) 20 g B) 40 g C) 64 gD) 72 g E) 84 g

5. Se tiene la siguiente reacción de fermentación:C6H12O6(ac) C2H5OH(ac) + CO2(g)Si se consumen 9 g de glucosa, ¿qué volumen de gas a condiciones normales se pueden obtener?

A) 22,4 L B) 2,24 L C) 1,22 L D) 11,2 LE) 2 L



6. ¿Cuántos litros de oxígeno a 1248 mmHg y 27°C se requieren para la combustión completa de 780 g de benceno (C6H6)?

A) 125 L de O2 B) 1,25 L de O2C) 225 L de O2 D) 1 125 L de O2 E) 228,25 L de O2

7. Se combinan 440 g de C5H11OH y 256 g de O2. Calcular el volumen de CO2 producido a C.N. e indicar el reactivo en exceso.

C5H11OH + O2 CO2 + H2O

A) 22,4 L y O2B) 119,5 L y C2H11OHC) 119,5 L y O2D) 235 L y O2E) 235 L y C5H11OH

8. Se combinan 8 L de SO2 con 8 L de O2, ¿qué volumen de SO3, se pueden obtener?

SO2(s) + O2(g) SO3(g)

A) 8 L B) 9 L C) 10 L D) 12 L E) 16 L

9. Se obtiene amoniaco mediante la reacción:N2 + H2 NH3

Si se combinan 2,8 g de N2 y 8 g de H2. Calcular la masa de amoníaco obtenido.

A) 1,2 g B) 2,6 g C) 2,4 g D) 3,4 g E) 4,3 g

10. ¿Cuántas moléculas de cloro se obtendrían a partir de 4 900 g de ácido sulfúrico, de acuerdo a la siguiente ecuación química: Masa atómica: S = 32

H2SO4 +KMnO4 +KCl MnSO4 +K2SO4 +Cl2 +H2O

A) 31,25 No B) 19,25 No C) 40 No D) 30 No

E) 41,25 No

11. 20 gramos de cinta de magnesio se introducen en un volumen donde hay 8 gramos de oxigeno ¿Qué peso de magnesio quedará sin reaccionar?Dato : mA(Mg) = 24

A) 8 g B) 16 g C) 4 gD) 2 g E) 12 g

12. Al calentar 245 g de clorato potasio, ¿qué peso de oxígeno se produce con 80% de eficiencia?KClO3 +calor KCl + O2

Masa atómica: K = 39; Cl = 35,5 ;O = 16

A) 76,8 g B) 96 g C) 36 gD) 48,6 g E) 82,6 g.

13. Se realiza una reacción donde 720 g de C5H12 produce 2 000 g de CO2 de acuerdo:

C5H12 + O2 CO2 + H2ODetermine el porcentaje de rendimiento del CO2 en la reacción indicada

A) 1 % B) 29 % C) 90,9 % D) 41,9 % E) 0,1 %

14. En un proceso se hace reacciones 91 g de fosfuro de calcio, de pureza al 80%, con agua. Determinar la masa máxima que se puede obtener de fosfina (PH3)

Ca3P2 + H2O Ca(OH)2 + PH3

A) 45,5 g B) 20 g C) 72,3 g D) 91 gE) 27,2 g

15. En la industria, el Vanadio metálico, que se utiliza en aleaciones de acero, se puede obtener al hacer reaccionar óxido de Vanadio (V) con calcio a temperaturas elevadas:

5 Ca + V2O5 5 CaO + 2VSi en un proceso reaccionan 1540 g de V2O5 con 1960 g de Ca. Calcular el porcentaje de rendimiento si se obtienen 803 g de V.

Datos: PA (Ca = 40 ; V = 51)



A) 7% B) 47% C) 73%D) 93% E) 87%

16. ¿Qué volumen de CO2 en condiciones normales obtendremos al añadir exceso de ácido clorhídrico a 8 gramos de CaCO3?

A) 2,13 L B) 0,89 L C) 1,79 L D) 21,3 L E) 17,9 L

17. Se mezclan masas iguales de bromo y calcio; el bromo se convierte completamente en bromuro de calcio. ¿Qué porcentaje en masa de calcio inicial permanece sin reaccionar? Masa atómica: Ca = 40; Br = 80

A) 15% B) 35% C) 48% D) 75%

E) 95%

18. 135 g de limaduras de hierro se calientan con azufre para formar sulfuro ferroso (FeS). Determinar la cantidad inicial de azufre y FeS producido sabiendo que el hierro tuvo en exceso 23 g.Masa atómica: Fe = 56, S = 32

A) 56 g y 88 gB) 32 g y 56 g C) 32 g y 88 gD) 64 g y 56 gE) 64 g y 176 g

19. ¿Qué volumen de aire se necesita para la combustión completa de 80 L de gas C4H10, considere que el aire contiene 80% de N2 y 20% de O2 en volumen?

A) 1,5 m3 B) 1,7 m3 C) 2,6 m3 D) 3,4 m3 E) 4,5

m3

20. De la descomposición de 8 g de clorato de potasio se obtienen .................... de oxigeno a 740 mm Hg y 300K.Dato: mA (K = 39,1 ; Cl = 35.5;=O = 16)

A) 24,7 L B) 2195,3 mL

C) 21953 LD) 2254,6 mL E) 2475 mL

CINÉTICA QUÍMICAEstudia la velocidad de reacción y los factores que lo modifican.

A. La Velocidad de las Reacciones: (v)Indica el cambio de concentración en la unidad de tiempo.

x = - Para los reactantesx = + Para los productosx = Velocidad de reacción de xx = Variación de concentración de xt = Variación del tiempo.

B. Mecanismo de la ReacciónLas reacciones pueden ser sencillas, cuando se dan en una etapa o complejos cuando se dan en varias etapas.

FACTORES QUE AFECTAN LA VELOCIDAD DE LA REACCIÓN1. Naturaleza de los ReactantesSi los reactivos son químicamente muy activos entonces proceden rápidamente. Así:

CH4 + F2 (Rx rápida)CH4 + I2 (Rx lenta)(Flúor más activo)

2. Concentración En general a mayor concentración la reacción es más rápida. La dependencia de la velocidad de la reacción con la concentración, los determina “La Ley de Acción de Masas” de Gulberg y Waage, que dice: “La velocidad de la reacción es directamente proporcional a la concentración de la masas implicadas en la Ley de Velocidad”.

Es decir Velocidad ()Ejemplo: Para la reacción:a A + b B ProductosSu ley de velocidad () será de la siguiente forma:

= K Aa Bb

Donde:


11SEMANA

CINÉTICA Y EQUILIBRIO QUÍMICO ÁCIDOS Y BASES - PH


K: Constante específica de la velocidad.a; b: Cantidades experimentales

Además:a + b : n (orden de la reacción)a : orden respecto a Ab : orden respecto a BA : Concentración Molar de AB : Concentración Molar de B.

3. TemperaturaGeneralmente el incremento de la temperatura, aumenta cuando la velocidad de reacción, porque aumenta el número de colisiones.Si T velocidad

4. CatalizadorSon sustancias que con su presencia suficiente en pequeña cantidades modifican la velocidad de reacción acelerando o retardando, según sea el catalizador positivo (+) o negativo (-), en la práctica se habla de un catalizador cuando acelera la reacción e inhibidor cuando retarda

A las reacciones afectadas por un catalizador se denominan reacciones de catálisis.

5. Grado de División de los ReactivosLos sólidos finamente divididos reaccionan con más facilidad, que los sólidos en grandes trozos.

II. EQUILIBRIO QUÍMICO

En una reacción reversible a temperatura constante las sustancias alcanzan el equilibrio, cuando la velocidad de reacción directa es igual a la velocidad de reacción inversa. A partir del cual ya no varían las propiedades, como la concentración.

Equilibrios Químicos:En sustancias gaseosas, líquidas y sólidas

a) 2NO2 N2O4 (Equilibrio Molecular)b) 4HCl + O2 2Cl2 + 2H2O (Equilibrio molecular)c) CH3COOH+H2OCH3COO-+H3O+ (Equilibrio Iónico)d) 3Fe + 4H2O Fe3O4 + 4H2 (Equilibrio Molecular)e) H2O(SÓLIDO) H2O (vapor) (Equilibrio Físico)

La velocidad de reacción se expresa en moles/s

V1 = Velocidad Directa (es muy grande)V2 = Velocidad Inversa (es muy pequeña)

Al cabo de cierto tiempo las dos velocidades tienden a igualarse cuando han alcanzado el “Equilibrio Químico”, se representa por:

V2

aA + bB cC + dD V1

PRINCIPIO DE LE CHATELIER

Si en sistema químico en equilibrio se somete a cualquier causa exterior perturbadora, el equilibrio reacciona en el sentido que se contrarresta la acción producida entre las causas exteriores se encuentran la presión, temperatura y concentración.

De acuerdo al principio de Le Chatelier varían las velocidades en ambos sentidos, pero el rompimiento del equilibrio es transitorio, porque el sistema restablece el equilibrio nuevamente.

1. EFECTO DE LA PRESIÓNAl aumentar la presión de un sistema en equilibrio, entonces el sistema se desplazará en el sentido en que disminuya la presión (o aumente el volumen), es decir en sentido en que se formen menos moléculas (ºT. Const.)

Ejemplo: 1 N2 + 3H2 2NH3

se produce 4 moléculas se produce 2 moléculas

Al aumentar El sistema se desplaza la presión hacia la derecha

produciendo más NH3 que en el equilibrio anterior.

2. EFECTO DE LA TEMPERATURAAl aumentar la temperatura en un sistema en equilibrio, entonces el sistema se desplaza en aquel sentido donde la reacción es endotérmica. Sabemos que una reacción química puede ser exotérmica o endotérmica, por



consiguiente si es reversible un sentido será exotérmico y el otro será endotérmico.

Ejemplo:

1 N2 + 3H2 2NH3 H = -22kcal

Exotérmico: N2 + 3H2 2NH3

Endotérmico: N2 + 3H2 2NH3

Al aumentar El sistema se desplaza la temperatura hacia la izquierda

produciendo más N2 e H2 del equilibrio anterior.

Donde:T1 < T2 Kc1 > Kc2

3. EFECTO DE LA CONCENTRACIÓNSi aumentamos la concentración de uno de los componentes del sistema en equilibrio, entonces el equilibrio se desplaza en aquel sentido (opuesto) donde se consuma ese exceso de concentración introducido.

Ejemplo

Si aumentamos la H2 en:

1 N2 + 3H2 2NH3

Entonces más moléculas de N2 e H2 reaccionan produciendo mayor número de moléculas de NH3

1 N2 + 3H2 2NH3

Aumento de la El sistema se desplazaconcentración del N2 hacia la derecha

produciendo más NH3 que el equilibrio anterior

Según la ley de Masas: “Acción de masas de Gulberg y Waage”:“La velocidad de una reacción química es directamente proporcional al producto de las masas activas de las sustancias reaccionantes”

Es posible expresar las velocidades V1 y V2 por:V1

aA + bB cC + dDV2

V1 = K1A B ; y V2 = K2C D

Donde:A, B, C y D son las concentraciones molares de A, B, c y D respectivamente.K1 y K2 = Constante de Proporcionalidad

En el equilibrio, las velocidades V1 y V2 son iguales:V1 = V2

K1A B = K2C D

Kc = Cte de equilibrio

Donde:

Kc = Constante de equilibrioKp = constante en función de las presiones parciales = Molaridad de A, B, C o Dp = presión parcial de A, B C o D

Kc y Kp dependen de la temperatura

Ejemplo:

N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)

Observación:

Los sólidos y líquidos puros no se consideran en las constantes de equilibrio.

Ejemplo:

2KClO3(S) 2KCl(S) + 3O2(g)

Kc = O23 y Kp = (PO2)3



RELACIÓN ENTRE Kp Y Kc:

Sea la reacción:

aA + bB cC + dD

Tenemos la relación entre Kp y Kc:

Kp = Kc (RT)n

R = Constante universal de los gases ideales.T = temperatura absoluta en Kn = (c + d) – (a + b)

Ejemplo:

1N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)

Si Kc = 4, T = 27 ºC, Hallar Kp

III. TEORÍAS DE ÁCIDO Y BASE

1. Teoría de Arrhenius (1880)Svante Arrhenius desarrolló una teoría que identificaba a un ácido y una base en soluciones acuosas. Indicaba:

a. AcidoEs aquella sustancia que posee átomos de hidrógeno y que una solución acuosa se disocia en Iones “H+”

Ejemplos:HCl(ac) H+

(ac) + Cl-(ac)

H2SO4(ac) 2H+(ac) + SO4

2-(ac)

b. BaseEs aquella sustancia que posee grupos oxidrilos y que en solución acuosa los disocia en “OH-”

Ejemplos:NaOH(ac) Na+

(ac) + OH-(ac)

Ca (OH)2(ac) Ca2+(ac) + 2 OH-

(ac)

2. TEORÍA DE BRÖNSTED – LOWRY (1920)El Danés J.N.J Brönsted y el Inglés T.M. Lowry desarrollaron casi simultáneamente una teoría para identificar un ácido, pero considere que el protón al cuál nos referimos será representado por “H+”

a. Ácido Sustancia que dona protones (H+)

b. BaseSustancia que acepta protones (H+)Ejemplo:

Acido Base Base Acido

1. HCl + H2O Cl- + H3O+

2. NH3 + H2O NH4+ + OH-

Base Acido Acido Base

Par Conjugado: Sustancias conjugadas que se diferencian en H+

Ejemplo:

De (1) : HCl y Cl– De (2) : NH3 y NH4+

3. De acuerdo a esta teoría indicar el par conjugado Acido - Base

CH3COOH + H2O CH3 COO- + H3O+

Base conjugada: .......................Area conjugada: .......................

IV. POTENCIAL DE HIDRÓGENO O INDICE DE HIDRÓGENO (pH)

Sörensen estableció una expresión matemática que nos indica el grado de acidez de toda solución, llamado “pH”. El potencial de concentración se pueden dar para:a. Acidos:

pH = - log H+

Y su concentración H+ se determina:

H+ = 10-pH

Recordamos:log 10 = 1 log 5 = 0,70log 2 = 0,30 log 3 = 0,47

b. Bases:


CONJUGADA CONJUGADA


pOH = - log OH-

OH- = Concentración de Iones OH-

La concentración de los iones OH- se determina:

OH- = 10-pOH

Escala de pHPH

NEUTRO

0 ACIDO 7 BASE 14

14 7 0

pOH

1. Los tres factores más importantes en el aumento de la velocidad de las reacciones químicas son:

A) Temperatura, Viscosidad, Densidad.B) Presión, Volumen, Catalizador.C) Tensión superficial, Presión, Catalizador.D) Temperatura, Densidad, Concentración.E) Concentración, Temperatura, Catalizador.

2. ¿Cuál es la expresión para la velocidad de la siguiente reacción?

A)B)C)D)

3. Si se tiene la siguiente expresión de equilibrio, marcar lo correcto:

A)

B)

C)

D)

E)

4. Determinar la constante de equilibrio kc para el sistema que contiene:

y en equilibrio

A) 42 B) 85C) 50 D) 0,4E) 21

5. La siguiente reacción en equilibrio a 127º C y en un recipiente de un litros de capacidad y el kc=9 para: .Si inicialmente se tenía 1 mol ; 1 mol de .

Calcular en el equilibrio en .

A) 0,84 B) 1,2 C) 3,4D) 10,4 E) 0,92

6. ¿Qué acciones sobre el sistema en equilibrio provocarán su desplazamiento hacia la izquierda?

El aumento de la concentración de El aumento de concentración de El aumento de la presión

7. En un sistema de equilibrio se tiene 2 molg de “A” y 8 molg de “B”. Si la presión de la mezcla en equilibrio es 10 Atm. Calcule el Kp de la reacción:



A) 0,23 AtmB) 83,4 AtmC) 40 AtmD) 32 AtmE) 64 Atm

8. A 17º C y a 1 Atm; una molg de está disociado en un 20%. Calcule el Kp de la reacción en equilibrio.

A) 2,6 AtmB) 1,4 AtmC) 0,2 AtmD) 0,3 AtmE) 0,16 Atm

9. Los catalizadores:A) Mejoran el producto finalB) Cambian de color al producto C) Son los reactantesD) Acelera o retardan la velocidad de reacciónE) Son productos de una reacción

10. Respecto a la constante de equilibrio, marque las proposiciones que son correctas.

I. Tiene significado únicamente en reacciones reversibles en fase gaseosa.

II. Al modificar los coeficientes estequiométricos, su valor cambia.

III. Permanece constante al modificar la presión a temperatura constante.

IV. Si la Keq <<1, la reacción más favorable es la inversa.

A) I y IIB) II y IIIC) II y IVD) II, III y IVE) Sólo IV

11. La constante Kp para la reacción de síntesis a 673 K representaba por:

Tiene el valor de cuando las presiones son expresadas en atmósferas. Calcule el valor de

dicha constante cuando las presiones se presentan en mmHg.

A)B)C)D)E)

12. Para la reacción:

a 750º C la presión total del sistema vale 32,0 mmHg, siendo la presión parcial del agua 23,7 mmHg. Calcule la constante para dicha ecuación de reacción.

A) 8,8 B) 9,0 C) 3,5D) 9,8 E) 8,15

13. La siguiente reacción reversible es exotérmica

Marque la alternativa correctaA) Al reducir la presión, aumenta la

concentración del HI.B) Al refrigerar el sistema, la velocidad directa e

inversa son iguales.C) Al extraer en forma parcial el , la reacción

se desplaza hacia la derecha.D) Al aumentar la temperatura, diminuye el

valor de la constante de equilibrio.E) Al adicionar un catalizador positivo, aumenta

el porcentaje consumido de

14. Al sumergir una tira de papel tornasol en una solución ácida. Este color se torna:

A) Amarillo B) AzulC) MarrónD) RojaE) Verde

15. indicar el cuál de los siguientes conjuntos, un compuesto no es considerado como Ácido de Arrehenius

A)



B)C)D)E)

16. En la siguiente reacción indicar ¿Cuáles son las especies químicas ácidas, según Bronsted-Lowry?

A) y

B) y

C) y

D) y

E) y

17. Si una solución tienen un se dice que ésta es:

A) NeutraB) BásicaC) ÁcidaD) Oxidante E) Reductora

18. Calcule el pH de una solución 0,02 M de NaOH

A) 0,7 B) 1,7 C) 7,8D) 10,9 E) 12,3

19. Calcule el pH de una solución de HCl 0,2 N( Dato: Log 2 = 0,30)

A) 0,3 B) 1,7 C) 2,0D) 12,3 E) 13,3

NOMENCLATURA QUIMICA ORGÁNICAEl sistema para nombrar actualmente los compuestos orgánicos, conocido como sistema IUPAC, se basa en una serie de reglas muy encillas que permiten nombrar cualquier compuesto orgánico a partir de su fórmula desarrollada, o viceversa. Esta es la

"nomenclatura sistemática". Además existe la "nomenclatura vulgar", que era el nombre por el que se conocían inicialmente muchas moléculas orgánicas (como p.e. ácido acético, formaldehído, estireno, colesterol, etc), y que hoy día está aceptado.El nombre sistemático está formado por un prefijo, que indica el número de átomos de carbono que contiene la molécula, y un sufijo, que indica la clase de compuesto orgánico de que se trata. Algunos de los prefijos más utilizados son:

A continuación vamos a ver como se nombran las distintas familias de compuestos orgánicos que se conocen. En aquellos casos en los que se conozca el nombre vulgar, se incluirá al lado del nombre sistemático.

HIDROCARBUROS.Son aquellos compuestos orgánicos que contienen únicamente C e H en su molécula.Existen dos grupos principales de hidrocarburos, los alifáticos y los aromáticos, cada uno de los cuales se subdividen a su vez en varias clases de compuestos: Alifáticos: Dentro de este grupo están los

alcanos, alquenos, alquinos y cicloalcanos Aromáticos: Existen dos clases de

compuestos, los monocíclicos o mononucleares, que contienen sólo un núcleo bencénico y los policíclicos o polinucleares que contienen dos o más núcleos bencénicos.

ALCANOS. Responden a la fórmula general CnH2n+2. Son hidrocarburos acíclicos (no tienen ciclos en su cadena) saturados (tienen el máximo número de hidrógenos posible).- Alcanos de cadena lineal -. Se nombran utilizando uno de los prefijos de la Tabla I seguido del sufijo -ano.Ejemplos:

CH4 metano


12SEMANA

QUIMICA ORGÁNICA HIDROCARBUROS


CH3 CH3 propanoCH3 (CH2)4 CH3 hexano

- Alcanos de cadena ramificada -. Para nombrar estos compuestos hay que seguir los siguientes pasos:1. Buscar la cadena hidrocarbonada más

larga. Esta será la cadena "principal". Si hay más de una cadena con la misma longitud se elige como principal aquella que tiene mayor número de cadenas laterales.

2. Se numeran los átomos de carbono de la cadena principal comenzando por el extremo más próximo a la ramificación, de tal forma que los carbonos con ramificaciones tengan el número más bajo posible.

3. Se nombran las cadenas laterales indicando su posición en la cadena principal con un número que precede al nombre de la cadena lateral; éste se obtiene sustituyendo el prefijo -ano por - il. Si hay dos o más cadenas iguales se utilizan los prefijos di-, tri-, tetra. Tanto los números como estos prefijos se separan del nombre mediante guiones.

4. Por último se nombra la cadena principal.

Ejemplos:

- Radicales de alcanos -. Se obtienen al perder un hidrógeno unido a un átomode carbono (grupo alquilo, R -). Se nombran sustituyendo el sufijo -ano por -ilo.

Ejemplos:CH3 metiloCH3 CH2 CH2 CH2 butiloCH3 (CH2)4 CH2 hexilo

Algunos radicales monosustituidos se conocen por su nombre vulgar:

CICLOALCANOS,. Se les llama también hidrocarburos alicíclicos. Responden a la fórmula general CnH2n. Se nombran anteponiendo el prefijo ciclo- al nombre del alcano de igual número de átomos de carbono.

Ejemplos:

O, en forma de figuras geométricas:

En estas figuras cada vértice corresponde a un metileno -CH2-.

Los radicales de los cicloalcanos se nombran sustituyendo el sufijo -ano por -ilo.

Ejemplo:

Cuando hay ramificaciones en el cicloalcano, se numeran los átomos de carbono de tal forma que le corresponda el número más bajo al carbono que tiene la cadena lateral. En el caso de que haya una sola ramificación no es necesario indicar su posición.Ejemplos:

ALQUENOS Y ALQUINOS. Son los hidrocarburos insaturados que tienen doble enlace carbono - carbono (alquenos) o triple enlace carbono - carbono (alquinos). Responden a las fórmulas generales:

(CnH2n) Alquenos



(CnH2n -2) Alquinos

Nomenclatura: Las reglas de la IUPAC para nombrar alquenos y alquinos son semejantes a las de los alcanos, pero se deben adicionar algunas reglas para nombrar y localizar los enlaces múltiples.

1. Para designar un doble enlace carbono-carbono, se utiliza la terminación -eno. Cuando existen más de un doble enlace, la terminación cambia a -dieno, -trieno y así sucesivamente.

2. Para designar un triple enlace se utiliza la terminación -ino (-diino para dos triples enlaces y así sucesivamente). Los compuestos que tienen un doble y un triple enlace se llaman -eninos.

3. Se selecciona la cadena más larga, que incluya ambos carbonos del doble enlace Si hay ramificaciones se toma como cadena principal la cadena más larga de las que contienen el doble enlace

4. Numerar la cadena a partir del extremo más cercano al enlace múltiple, de forma que los átomos de carbono de dicho enlace, tengan los números más pequeños posibles. Si el enlace múltiple es equidistante a ambos extremos de la cadena la numeración empieza a partir del extremo más cercano a la primera ramificación.

5. Indicar la posición del enlace múltiple mediante el número del primer carbono de dicho enlace.

6. Si se encuentran presentes más de un enlace múltiple, numerar a partir del extremo más cercano al primer enlace múltiple. Si un doble y un triple enlace se encuentran equidistantes a los extremos de la cadena, el doble enlace recibirá el número más pequeño.

Ejemplos:CH2 CH2 eteno (etileno)CH2 CH CH3 propeno (propileno)CH CH etino (acetileno)CH C CH3 propinoA partir de cuatro carbonos, es necesario poner un número para localizar la posición del enlace doble o triple. Ejemplos:CH2 CH CH2 CH3 1-butenoCH3 CH CH CH3 2-butenoCH C CH2 CH3 1-butino

CH3 C C CH3 2-butino

Las ramificaciones se nombran de la forma usual.

Ejemplos:

En los cicloalquenos y cicloalquinos, se empieza a numerar el anillo a partir de los carbonos del enlace múltiple, Ejemplos:

- Radicales de alquenos: Hay dos importantes radicales de alquenos que tienen nombres comunes.

Son el grupo vinilo y el grupo alilo:Ejemplos:

1. Señale la verdad o falsedad de las siguientes proposiciones: COMPUESTO ORGÁNICOS Presentan Enlaces covalentes


PRACTICA


Solubles en agua Termoestables Reacciones Lentas

a) VFVV b) FFVV c) VVFFd) FFVV e) VFVF

2. Marque lo correcto sobre la hibridación del carbono: En el enlace simple hay hibridación sp3 En el doble enlace hay hibridación sp

generalmente En el triple enlace hay hibridación sp2

a) VVF b) FFF c) VFFd) VVV e) FVV

3. Marque lo correcto con respecto a los compuestos orgánicos:a. Presentan solo cadenas lineales y

ramificadasb. Pueden ser saturados o insaturadosc. Sólo presentan enlace carbono –

carbono.

a) VVV b) VFV c) VFFd) FFF e) FVF

4. Indicar el número de carbonos primarios, secundarios, terciarios y cuaternarios en:

a) 5,1,1,1 b) 5,2,1,2 c) 4,2,1,1d) 4,1,2,1 e) 5,1,1,2

5. ¿Cuál es el nombre correcto del siguiente compuesto?

a) 2,2 – dimetil – 4 etil octanob) 4 – etil – 2,2 – dimetil octanoc) 5 – etil – 7,7 dimetil octanod) 2,2 – dimetil – 4 – butil hexano

e) 3 – butil – 5,5 dimetil hexano

6. Nombrar al siguiente hidrocarburo.

a) 4 – secbutil – 2,3 dimetil heptanob) 2,3,5 – trimetil – 4 – propil heptanoc) 4 – (1,2 dimetil propil) – 3 metil heptanod) 4 – etil 2,3,5 tripetil heptanoe) 2,3,5 trimetil decano

7. Respecto a los tipos de carbono:

COLUMNA A COLUMNA BCarbonos 1º y 4º

Carbonos 2º y 3º

a) A<B b) A=B c) A>Bd) No utilice esta opción e) N.A.

8. Determine la fórmula molecular de los siguientes compuestos:

9. Con respecto al número de carbonos amorfos compare:FILA A: Diamante, antracita coke, lignito



FILA B: Oilfull, Turba, Grafito, Hollín

a) A=B b) A<B c) A>Bd) no se puede determinar e) N.A.

10. Indique el compuesto saturado:

11. Indicar verdadero o falso según corresponda

a) Es un compuesto olefínicob) Es un dieno conjugadoc) Es un alqueninod) Posee como fórmula C15H56e) Mas de 1 es correcta.

12. Nombrar:

a) 1 – heptaniinob) 1,4 – heptadiinoc) 2,2 – dietil – 2,4 – heptadiinod) 3,3 dietil – 1,4 – heptadiinoe) N.A.

13. Nombrar:

a) 4 – metil – 1- hexen – 5 – inob) 3 – metil – 5 – hexen – 1 – inoc) Iso hexenod) Hepteninoe) 2 – metil - 4 - hexen - 2 – ino

14. Dar nombre al siguiente compuesto

Rpta:____________________________________________

15. Nombrar:

Rpta:____________________________________________

Hidrocarburos Aromáticos. Se les conoce también con el nombre genérico de ARENOS. Son el benceno y todos sus derivados y, dependiendo del número de núcleos bencénicos, pueden ser monocíclicos o policíclicos.

- Hidrocarburos aromáticos monocíclicos. El más sencillo es el benceno y todos los demás se nombran haciéndoles derivar de él. Si se trata de un derivadomonosustituido se nombra el sustituyente como radical seguido de la palabra benceno. Si el derivado bencénico tiene dos ó más sustituyentes, se numeran los átomos de carbono de manera que a los que tienen sustituyente les corresponda el número más bajo posible. Cuando sólo hay dos sustituyentes las posiciones 1,2-, 1,3- y 1,4 se puede indicar por orto (o-), meta (m-) y para (p-), respectivamente. Algunos de estos compuestos conservan el nombre vulgar, como se indica en los ejemplos siguientes.Ejemplos:


13SEMANA

QUIMICA ORGÁNICA 2 HIDROCARBUROS AROMÁTICOS


- Radicales aromáticos. El nombre genérico con el que se conoce a estos compuestos es ARILO (Ar-). El radical obtenido al perder el benceno uno de sus hidrógenos (C6H5 -) recibe el nombre de fenilo. Todos los demás radicales aromáticos se les nombran como radicales fenilo sustituidos, asignando el número 1 al carbono con la valencia libre. Algunos radicales de hidrocarburos aromáticos como el tolueno, el xileno o el cumeno se nombran utilizando el sufijo -ilo. Ejemplos:

Para los radicales que tienen la valencia libre en la cadena lateral se mantiene el nombre vulgar.

- Hidrocarburos aromáticos policíclicos condensados. Cuando los dos anillos están unidos por sólo dos átomos de carbono se dice que son ortocondensados. Cuando estos hidrocarburos tienen el mayor número posible de dobles enlaces no acumulados se les nombra utilizando el sufijo -eno, aunque de la mayoría se conserva el nombre vulgar. Ejemplos:

HALOGENUROS DE ALQUILO:

Son los hidrocarburos que contienen átomos de halógeno que sustituyen a hidrógenos. Los halogenuros de alquilo pueden clasificarse como primarios secundarios o terciarios, según la naturaleza del átomo de carbono al que va unido el atomo de halógeno.

Veamos algunos ejemplos:

ALCOHOLES, FENOLES Y ÉTERESLos alcoholes tienen de formula general: R-OH, estructuralmente son semejantes al agua, en donde uno de los hidrógenos se ha sustituido por un grupo alquilo. Su grupo funcional es el grupo hidroxilo, OH.Los fenoles tienen el mismo grupo funcional, pero unido a un anillo aromático Ar -OH.Los éteres tienen de formula general R - O - R', donde R y R' pueden ser grupos idénticos o diferentes y pueden ser grupos alquilo o arilo.Nomenclatura de Alcoholes. Los alcoholes, al igual que los halogenuros de alquilo, se clasifican o dividen en primarios, secundarios y terciarios, según el número de grupos hidrocarbonados unidos al átomo de carbono al que va enlazado el grupo hidroxilo.En la nomenclatura de alcoholes se suelen emplear nombres vulgares para los términos más sencillos (C1 - C4). Estos nombres se forman con la palabra alcohol.



El sistema IUPAC nombra a los alcoholes de acuerdo a las siguientes reglas:Se busca la cadena más larga que incluya el grupo hidroxilo. La terminación o del hidrocarburo se cambia por -ol.La cadena se numera de forma que al grupo funcional le corresponda el menor número posible. Si hay más de un grupo hidroxilo en la cadena, se emplean los prefijos di, tri, etc.Cuando el alcohol no es el grupo funcional principal se nombra como hidroxi, precedido de su número localizador

El grupo hidroxilo también se nombra como sustituyente cuando se encuentra presente en la misma molécula un ácido carboxílico, un aldehido o alguna cetona, ya que tienen prioridad en la nomenclatura.

Nomenclatura de Eteres: Los éteres se denominan generalmente con el nombre de cada uno de los grupos alquilo o arilo, en orden alfabético, seguidos de la palabra eter.

En el caso de éteres con estructuras más complejas, se nombra según la IUPAC considerando que uno de los radicales (el mayor si se trata de un éter asimétrico) es un hidrocarburo que lleva como sustituyente el

grupo alquilo pequeño con el oxígeno, al que se denomina grupo alcoxi.

ALDEHÍDOS Y CETONASSon compuestos cuyo grupo funcional se conoce como grupo carbonilo y está formado por un carbono y un oxígeno unidos por enlace múltiple:

Cuando el grupo carbonilo se encuentra en un extremo de la cadena, tenemos los aldehídos y, en ese caso el carbono estará unido a un átomo de hidrógeno y a una grupo alquilo o arilo. Y, cuando el grupo carbonilo se encuentra dentro de la cadena tendremos las cetonas y el carbono estará unido por ambos lados a grupos alquilo o arilo.Para nombrar los aldehídos se utiliza el nombre del hidrocarburo con igual número de átomos de carbono y el sufijo -al. Los aldehídos más sencillos se nombran también por el nombre vulgar del ácido carboxílico correspondiente, eliminando la palabra ácido y sustituyendo el sufijo -ico ó -oico por el sufijo -aldehído. Cuando en un compuesto hay otras funciones que tienen prioridad sobre la función aldehído, se utiliza el prefijo formil- para designar al grupo CHO, al que se le considera entonces como un sustituyente.



Para nombrar las cetonas se utiliza, en lugar del sufijo -al el sufijo -ona Las más sencillas también se conocen por el nombre vulgar que consiste en nombrar los dos radicales unidos al grupo carbonilo seguidos de la palabra cetona. Mientras que la posición del grupo aldehído no es necesario indicarla (por encontrarse siempre en un extremo), la del grupo cetona si puede ser necesario; en este caso se numera la cadena principal comenzando por el carbono más próximo al de la cetona, de manera que al grupo carbonilo le corresponda el número más bajo posible. La cetona más sencilla, la propanona, conserva el nombre vulgar acetona.

En aquellos casos en que la función cetona no es el grupo principal, para indicar el grupo CO se emplea el prefijo oxo-.

1. ¿Cuántos carbonos secundarios existen en el siguiente compuesto? 5-etíl -2;3;5 –trimetil heptano

A) 5 B) 4

C) 3 D) 2E) 1

2. Dar nombre al siguiente compuesto orgánico sistema IUPAC.

a) 2 – metil pentanob) hexano c) 4- metil pentano d) 4- metil butano e) 2- etil butano

3. Dar nombre al siguiente compuesto orgánico IUPAC.

a) 3,5 –dibutil hexano b) nonato c) 3,5 divinilheptano d) 4,6 dietilheptanoe) 3,5 dietilheptano

4. Dar nombre al siguiente compuesto orgánico. Sistema IUPAC.

a) 1;4;5-trimetil heptano b) nonatoc) 2;3;5-trimetil hexano d) 2;3;4 –trimetil hexeno e) 1;3;5 –trimetil hexano

5. Dar nombre al compuesto orgánico

a) 2;2–dietil-4;4 –metil etihexano


PRACTICA


b) 3;-dietil-3;5-metil propiheptano c) 5; etil-3;3;5-trimeti octanod) 3;5 dietil-3;5 dimetiloctanoe) 3;5 –trimetil-3;4 heptano

6. Es la capacidad que contiene el átomo de carbono de saturar sus enlaces con otros átomos de carbono.A) AutosaturaciónB) CovalenciaC) Tetravalencia D) CoordinaciónE) Homosaturación

7. De los enunciados: I. Los cicloalcanos tienen por fórmula general

II. El benceno es el cicloalcano más estable.III. El cicloalcano más simple es el cicloetano.

Es verdadero

A) Sólo B) Sólo IIC) Sólo III D) I y IIE) II y III

8. Indique en forma ordenada si las afirmaciones siguientes son verdaderas (V) o falsas (F):

I. Es una serie homóloga las moléculas de cada

miembro difieren del precedente y del siguiente en un número constante de átomos.

II. Sólo los alcanos constituyen los hidrocarburos alifáticos.

III. Los hidrocarburos cíclicos son llamados también hidrocarburos aromáticos.

A) FVF B) FFFC) VVV D) VFFE) FVV

9. Dar nombre al siguiente compuesto orgánico

A) 1-eno-4-metil-5 hexinoB) 4-metil-1-hexen-5-inoC) 1-eno-3-metil-5-hexinoD) 3-metil-4-eno-1-hexino E) Todas las anteriores están equivocadas

10. Dar nombre al siguiente compuesto orgánico.

a)3-hexil-3;6-dimetil-6-butil-6-nomen-1-inob) 1-etil-4;4;5;5;6-penta metiloctanoc)5-etil-2;3;3;3;5-penta metil nonatod) 7 - hexil -3,4 - dimetil - 6 pentil -6 octen-1-inoe)3-hexil-3;7dimetil-6pentil -6-nonen-1-ino

11. Dar nombre al siguiente compuesto orgánico.

a) 1-etil-1-buteno b) 1-etil-1-hexeno c) 1-eno-hepteno d) 3-etil-6-hexenoe) 2-etil-1-penteno

12. Relaciona los siguientes nombres y estructura topológica de sus siguientes compuestos.

I. A) butano II. B) propanoIII. C) isobutano IV. D) 3-etil pentano V. E) 2,2-dimetil propano

A) I-B;II-A;III-E; IV-C;V-DB) I-C;II-B;III-E;IV-A;V-DC) I-A;II-E;IIIC;IV-D;V-BD) I-C;II-B;III-A;IV-D;V-EE) I-C;II-B;III-A;IV-D;VE

13. Indique el producto orgánico principal que se obtiene en la relación siguiente:

A)B)



C)D)E)

14. ¿Qué carbonos poseen hidridización sp?

I II III IV V IVA) I;II y IIIB) IV y VIC) II, III y VD) II y IIIE) IV y VI

15. Un hidrocarburo insaturado posee…

A) Sólo enlaces simples o sigma

B) Por lo menos 2 enlaces piC) Por lo menos 1 enlace

tripleD) Uno o más enlaces piE) Sólo enlaces pi

16. ¿Cuántos isómeros poseen la fórmula ?

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

17. ¿En un alcano, el hidrógeno más reactivo en la halogenación en presencia de luz pertenece a un carbono?

A) Primario B) SecundarioC) Terciario D) Cuaternario E) Del metano

18. En la siguiente reacción se obtiene un:

A) Alqueno B) Alquino C) Alcano D) Dieno E) Cicloalcano

19. ¿Qué estructuras no poseen isómeros geométricos CIS y TRANS?

I. 2-penteno II. 2-metil-2-hexeno III. 1,2-diclorocicloxano IV. 1,2-dimetil ciclopropanoV. 3- bromo-2-cloro-2-penteno

A) II; III y IVB) II y IVC) III y VD) Sólo IIE) Sólo V

20. Acerca de las propiedades físicas de los hidrocarburos, ¿Qué proposición es correcta?

A) En alcanos isómeros, el punto de ebullición, aumenta con el número de ramificaciones.

B) En alcanos simétricos el punto de fusión es bajo.

C) El isómero geométrico CIS, posee mayor punto de ebullición que su correspondiente isómero TRANS en los alquenos.

D) Los cicloalcanos poseen menor punto de ebullición que los alcanos de cadena abierta.

E) Los alquinos son más solubles en

ACIDOS CARBOXÍLICOSEstán formados por carbono, hidrógeno y oxígeno y su fórmula general es:

Es el grupo funcional de mayor importancia. Para nombrar estos compuestos se considera como cadena principal la mayor número de átomos de carbono que contenga el grupo ácido y se numera empezando por el carbono del grupo carboxílico.Se utiliza como prefijo el nombre del hidrocarburo con igual número de átomos decarbono y como sufijo la terminación -ico ó -oico, todo ello precedido de la palabra ácido. Entre los ácidos carboxílicos existen muchos que se conocen por su nombre vulgar.


14SEMANA

QUIMICA ORGÁNICA 3 FUNCIONES ORGÁNICAS


En aquellos casos en que el nombre sistemático no sea cómodo (generalmente cuando hay radicales cíclicos o en el caso de existir varios grupos ácidos en la molécula) se considera el grupo carboxílico como sustituyente y se nombra utilizando el prefijo carboxi- o el sufijo -carboxílico.

Los ácidos carboxílicos aromáticos se nombran igual que los alifáticos. En caso de que haya sustituyentes en el anillo aromático, se numeran los átomos de carbono dando el número 1 al del grupo carboxílico y al resto de tal forma que los sustituyentes tengan los números más bajos posibles.

Los radicales de los ácidos carboxílicos se obtienen al eliminar el grupo hidroxilo y reciben el nombre de radicales acilo. Se nombran sustituyendo el sufijo -ico por el sufilo -ilo y quitando la palabra ácido.

DERIVADOS DE LOS ACIDOS CARBOXÍLICOS:

ÉSTERES. Resultan de sustituir el átomo de hidrógeno del grupo ácido por un radical alquilo o arilo. Se nombran sustituyendo el sufijo -ico por el sufijo -ato, seguido del nombre del radical que ha sustituido al hidrógeno, y eliminando la palabra ácido. Para los ésteres están aceptados también el nombre vulgar. Cuando el grupo éster actúa

como sustituyente se le nombra como derivado carboalcoxilado del hidrocarburo.

AMINASLas aminas se pueden considerar como derivados del amoniaco por sustitución de uno, dos o tres de sus hidrógenos por radicales alquilo o arilo, obteniéndose así los tres tipos de aminas, primarias, secundarias y terciarias:

Cuando el sustituyente es un radical alquilo obtenemos las aminas alifáticas y cuando el sustituyente es un radical arilo, tendremos las aminas aromáticas. Se nombran utilizando como prefijo el nombre del radical al que está unido el átomo de nitrógeno y como sufijo la palabra -amina. En algunos casos conserva el nombre vulgar.

Para las aminas secundarias y terciarias, si los radicales alquilo o arilo son iguales se nombran de la misma manera que las primarias anteponiendo el prefijo di-, tri-, dependiendo de que sean secundarias o terciarias. Si los radicales son distintos, se nombran como derivados N-sustituidos ó N,N-disustituidos de la amina primaria (considerada como principal).

Cuando la función amina actúa como sustituyente en la cadena principal se utiliza el prefijo amino-.



AMIDAS. Resultan de la sustitución del grupo -OH por el grupo -NH2. Como ocurre con las aminas podemos distinguir tres tipos de amidas, como consecuencia de la sustitución de los hidrógenos por grupos alquilo o arilo: primarias, secundarias y terciarias. Las amidas primarias se nombran cambiando la terminación -ico por el sufijo -amida y eliminando la palabra ácido. También están aceptados por la IUPAC los nombres vulgares de estos compuestos.Las amidas secundarias y terciarias se nombran como derivados N- ó N,N- sustituidos de las amidas primarias.

HALUROS DE ÁCIDO. Son derivados de los ácidos carboxílicos en los que se ha sustituido el grupo -OH del ácido por un átomo de halógeno. Para nombrarlos se sustituye el sufijo -ico por la terminación -ilo y la palabra ácido por el nombre del haluro correspondiente.

ANHIDRIDOS DE ACIDO. Son también derivados de los ácidos carboxílicos. Para nombrarlos, si son simétricos, se sustituye la palabra ácido por la palabra anhídrido y el resto se deja igual.NITRILOS. Son compuestos formados por carbono, hidrógeno y nitrógeno de fórmula general:Para nombrarlos se sustituye el sufijo -ico del ácido correspondiente por la terminación -nitrilo.

1. Relacione correctamente:

I.

II.

III.

IV.

V.

a) Carbonillo b) Hidroxilo c) Oxi d) éstere) Carboxilo

A) I-a B) II-eC) III-c D) IV-dE) V-b

2. Respecto a las funciones oxigenadas relacionar correctamente.

I.II.III.

a) Aldehídob) ésterc) Éter

A) Ia, Iib, IIIcB) Ib,IIc, IIIaC) Ic, IIb,IIIaD) Ib,Iia, IIIcE) Ic, IIa,IIIb

3. Respecto a los alcoholes; indique el número de proposiciones correctas:

- El es más volátil que el agua.- Los alcoholes secundarios se oxidan a cetonas.- El fenol es un alcohol.- Todos los alcoholes son solubles en el agua.- El primero de la serie homóloga posee la

atomicidad de 5.

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

4. Respecto al siguiente compuesto:


PRACTICA


I. Es un alcohol primario.II. Su nombre es 3 –pentanol.III. Es isómero con el 1- pentanol.

Es (son) correcta (s)

A) Sólo IB) Sólo IIC) Sólo IIID) I y IIE) I, II y III

5. Las siguientes especies:

Son alcoholes respectivamente:

A) Primario, secundario y terciario.B) Primario, terciario y secundario.C) Secundario, terciario y primario.D) Terciario, secundario y primario.E) Cuaternario, terciario y primario.

6. Los siguientes compuestos:

I.

II. Metoxietano

III. Éter sulfúricoEs (son) correcta (s)

A) Sólo IB) I y IIIC) I y IID) I, II y IIIE) II y III

7. Respecto a los éteres:

I. Mediante síntesis de Williamson se obtienen simétricos y asimétricos.

II. Sólo es posible obtener éteres simétricos por deshidratación de alcoholes a 170º C.

III. El éter sulfúrico no presenta puentes de hidrógeno. Es (son) correcta (s)

A) Sólo I B) Sólo IIC) Sólo IIID) I y IIE) I y III

8. Indique el producto orgánico obtenido por deshidratación del etanol a 140º C.

A) Etileno B) Acetileno C) EtanoD) Éter dietílicoE) Ácido etanoico

9. Complete la siguiente reacción e indique el nombre del producto orgánico principal.

A) Benceno etano éter.B) Fenil metil éter.C) Metil fenil éter.D) Metil fenil éter.E) Bencil metil éter.

10. Respecto a las siguientes proposiciones:

I. El nombres de es 2- metoxibutano.

II. El es un éter de naturaleza anestésica.

III. Los éteres son muy reactivos.Es (son) correcta (s).

A) I, II y IIIB) Sólo IIIC) I y IID) I y IIIE) Sólo I

11. Indique el número de proposiciones incorrectas:



- Las cetonas se oxidan frente al reactivo de Tollens mientras que los aldehídicos son inertes.

- Los ésteres poseen aromas a frutas y flores pero no son tan volátiles.

- Los ácidos policarboxilicos se caracterizan por tener altas temperaturas de ebullición.

- Los aldehídos son útiles como agentes reductores en la fabricación de espejos.

- El benzaldehído es el .

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

12. Respecto a los aldehídos y las cetonas; lo correcto es:

I. Son compuestos carbonílicos.II. La acetona es la primera de su serie homóloga.III. Tanto los aldehídos como las cetonas logran

reducir al reactivo de Tollens.

A) Sólo IB) Sólo IIC) Sólo IIID) I y IIE) II y III

13. Respecto a los ácidos carboxílicos, indique el número de proposiciones correctas:

- El ácido fórmico es líquido a 25º C y 1 atm.- Según temperatura de ebullición:

.- El ácido acético glacial se obtiene por oxidación

del acetaldehído.- Los ácidos grasos presentan cantidades pares de

carbonos.- El ácido laurico es un ácido grado insaturado

sólido

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

14. Respecto a los ácidos carboxílicos:

I. Presentan mayor temperatura de ebullición que los alcoholes.

II. Los de baja masa molecular poseen gran solubilidad en agua.

III. En condiciones ambientales, el ácido fórmico es un gas.Es (son) correcta (s)

A) Sólo IB) Sólo IIC) Sólo IIID) I y IIE) I, II, y III

15. Ordene de mayor a menor fuerza de interacción intermolecular.

I. ácido propanoico.II. Porpanal.III. n- propanol.IV. Propano triol.

A) III, II, I, IV.B) IV, III, II, IC) I, IV, III, IID) IV, I, II, IIIE) IV, I , III, II

16. El acetato de n-octilo es un éter de sabor a naranjas. Determine la masa de 5 mol-g de acetato de n-octilo.

A) 860 g. B) 780 g.C) 770 g. D) 760 g.E) 750 g.

17. Respecto a los ésteres y indique el número de proposiciones incorrectas:

I. Se generan mediante la reacción entre un ácido y un alcohol.

II. Los de más baja masa molecular poseen aromas y olores a flores y frutas.

III. Las grasas son ésteres sólidos formados por un ácido graso y la glicerina.

IV. Los ésteres no poseen grupo carboxilo en su estructura.

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

18. Respecto al jabón:



I. Presenta una porción lipofilica y una porción hidrofilita.

II. En presencia de agua dura, reduce su acción limpiadora.

III. A diferencia de los detergentes el jabón no posee estructura atómica.Es (son) correcta (s)

A) I, II y IIIB) II y IIIC) I y IID) Sólo IIIE) Sólo I

19. La siguiente estructura:

Corresponde a:

A) Un jabón.B) Un éster.C) Un ácido carboxílico.D) Un detergente no biodegradable.

1. NOMBRAR LOS SIGUIENTES COMPUESTOS ORGÁNICOS

2. Respecto a los compuestos carbonílicos:

I. El grupo carbonílico es polar.II. Según la polaridad de moléculas

III. Los aldehídos siempre presentan al grupo

carbonílico Terminal.Es (son) correcta (s)

A) Sólo IB) Sólo IIC) Sólo IIID) I, II y IIIE) I y III


15SEMANA

MISCELÁNEA


3. La propanoma y el propanal se obtienen por oxidación de:

A) Etano – eteno.B) Propano y propeno.C) 1- propanol y propano.D) 2- propanol y 1 – propanol. E) 2- propanol y ácido propanoico.

4. De las siguientes proposiciones, indique cuántas son correctas.

- es el alcohol isopropílico.- La oxidación del alcohol isopropílico conduce a

una centona.- Los fenoles tienen mayor carácter ácido que los

alcoholes.

La glicerina posee masa molecular de 60 u.

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

5. Respecto a los éteres: I. El 2- etoxibutano tiene como estructura:

II. El metoxietano y etoxietano son éteres aromáticos.

III. La deshidratación de alcoholes a 140ºC permite obtener sólo éteres simétricos.

Es (son) correcta (s)

A) I, II y IIIB) II y IIIC) Sólo IIID) Sólo IIE) I y III

6. De las siguientes proposiciones indique cuántas son correctas:

I. El compuesto

se denomina propanoato de terbutilo.

II. Muchos de los ésteres poseen olor agradable, similares a los aromas de las flores y frutas.

III. De la oxidación de los alcoholes, se pueden; obtener ácidos carboxílicos

A) I, II y IIIB) I y IIC) Sólo IIID) Sólo IIE) I y III

7.Determina el nombre incorrecto de: Cl2O5

a) Óxido de cloro (V) b) Pentóxido de dicloro

c) anhídrido clórico d) Anhídrido clorosoe) Los tres primeros son correctos

8.Relacionar correctamente:I. Carbonato cuproso a. CO II. Monóxido de carbono b. HCl III. Ácido clorhídrico c. Cu2CO3

IV. Cloruro cúprico d. CuCl2a) Ia; IIc; IIId; IVb b) Ic; IIa; IIIb; IVdc) Ia; IId; IIIc; IVb d) Ic IId; IIIa; IVbe) Ic IIa IIIb; IVd

9.¿Cuál es la atomicidad del ácido piro cromoso?a) 9 b) 11 c) 14 d) 10 e)

13

10. ¿Cuál es la atomicidad del permanganato di básico de Níquel (III)

a) 10 b) 15 c) 11 d) 17 e) 12

11. Determina la alternativa incorrecta de: H2CO3a) Ácido trioxocarbónico b) Trioxocarbonato de hidrógeno c) Ácido carbónicod) Ácido meta carbónicoe) Ácido piro carbónico

12. Un hidróxido pentatómico reacciona con el ácido Sulfúrico. ¿Cuál es la atomicidad de la sal formada?

a) 6 b) 4 c) 8 d) 3 e) 5

13. Relacione correctamente:I. Ac. Manganoso a. 12II. Ac. Hipo Cloroso b.3III. Ac. Di Crómico c. 6IV. Ac. Tri Carbónico d. 11a) Ia; IIc; IIId; Ivb b) Ic; IId;IIIa; IVb



c) Ic; IIb; IId; Iva d) Ia; IIb; IIId; IVce) Ic; IIa; IIId; IVb

14. En el heptaóxido de dicloro determine los enlaces dativos y el número de pares de electrones libres.

a) 2 y 18 b) 6 y 18 c) 4 y 18d) 6 y 20 e) 4 y 20

15. Indica cuantas de las nomenclaturas indicadas son correctas de: H4SiO4 ácido tetraoxosilícico ácido meta silícico tetraoxosilicato de hidrógeno ácido ortosilícico ácido piro silícicoa) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5

16. ¿Qué tipo de reacción se produce en: Fe + H2SO4 FeSO4 + H2

a) Síntesis b) Descomposiciónc) Exotérmica d) Desplazamientoe) Metátesis

17. Luego de balancear las siguientes ecuaciones químicas por el método de simple inspección, indique la suma de coeficientes de reactantes. I. Cu2 S + O2 CuO + SO2

II. C5H12 + O2 CO2 + H2Oa) 9 b) 14 c) 19 d) 12 e) 15

18. Balancear las siguientes ecuaciones químicas por el método de coeficiente indeterminado, e indique la suma de coeficientes de los reactantes.

HNO3 + H2S NO + S + H2OFeS2 + O2 Fe2O3 + SO2

a) 9 b) 14 c) 12 d) 20 e) 15

19. Luego de balancear la siguiente reacción química, por el método redox, indique verdadero (V) o falso (F) según corresponda.

HNO3 + SnO NO + SnO2 + H2O( ) Se transfiere 12 electrones( ) El agente oxidante es SnO( ) En SnO2 es la forma reducida.a) VVV b) FFV c) FVFd) VFF e) FFF

1. Para la obtención del amoniaco se combinan 9 mol-g de nitrógeno, cuántas mol-g de Hidrógeno harán falta?

a) 9 b) 3 c) 27d) 18 e) 6

2. Calcular el rendimiento porcentual de la reacción, si se dispone de 54 g de aluminio y se generaron 171 g de Sulfato de Aluminio.

Al + H2SO4 Al2(SO4)3 + H2

a) 100 B) 92 c) 50d) 60 e) 75

3. ¿Cuántas miles de alcohol de grano se obtiene al fermentar 1800g de glucosa, con un rendimiento del 75%?

C6H12O6 C2H5OH + CO2

a) 2 b) 15 c) 20d) 25 e) 30

4. Si reaccionan 23 g de Sodio con 4g de Hidrógeno, calcule el peso de hidruro de sodio obtenido, cuando existe un rendimiento de 100% y una pureza del sodio de 75%.

a) 52 b) 36 c) 18d) 24 e) 16

BALANCEAR LAS SIGUIENTES REACCIONES QUÍMICAS:

1. Cl2 + KOH → KCl + KClO3 + H2O2. PbS + Cu2S + HNO3 → Pb(NO3)2 +

Cu(NO3)2 + NO2 + S + H2O3. H2O2 + KMnO4 + H2SO4 → K2SO4 +

MnSO4 + O2 + H2O4. CrI3 + KOH + Cl2 → K2CrO4 + KIO4 +

KCl + H2O5. PbO2 + Sb + KOH → PbO + KSbO2 +

H2O6. Cr2(SO4)3 + KI + KIO3 + H2O →

Cr(OH)3 + K2SO4 + I27. Se tiene un gas a 27ºC y a una determinada

presión y volumen. Hallar la nueva temperatura si el volumen se cuadruplica y la presión se triplica

a) 100K b) 127 ºC c) 1200Kd) 3600 Ke) 4200 K



8. Cuando la presión de un gas se incrementa de 3 a 8 atm y la temperatura de 27ºC a 127ºC ¿Cuál será el % de variación del volumen?a) aumenta en 40% b) disminuye en 50%c) Aumenta en 60% d) Disminuye en 70%e) Aumenta en 80%

9. El pistón de un cilindro con el gas que contiene ocupa 700 cm3, a igual temperatura la presión se quintuplica. El volumen anterior se reduce en 200 cm3, hallar el volumen del pistóna) 250 cm3 b) 500 c) 400d) 450 e= 600

10. Un camión cisterna transporta propano (C3H8) a 27ºC y 6 atm de presión, si en el trayecto su masa se reduce en un 75%, calcule la presión final.

a) 4.45 atm b) 4.65 c) 4.25d) 4.78 e) 4.52

11.Un átomo posee 5 electrones con l=1 y ml = +1 y además posee 2 orbitales semi-llenos, indicar lo correcto.

a) Contiene 31 protonesb) Tiene 12 orbitales llenosc) La capa “M” está saturadad) Posee 10 electrones en los subniveles “s”e) Posee 6 electrones de valencia

12.El principio de Pauli señala, exepto:a) Debe existir semejanza, pero no igualdad

absoluta entre los números cuánticos de 2 e-.

b) 2 electrones no ocupan un mismo lugar.c) 2 iones pueden tener los mismos números

cuánticos.d) Cada electron es caracterizado por un

cuarteto exclusivo de números cuánticos.e) N.A.

13.¿Cuál combinación de números cuánticos no corresponde a un electrón en un átomo que tiene 15 electrones en su tercer nivel?

f) 1,0,0,-1/2g) 4,1,0,+1/2h) 3,1,+1,-1/2i) 2,1,0,+1/2j) 4,0,0,-1/2

15. Con respecto al enlace covalente, en las siguientes proposiciones, marque (V) si es verdadero y (F) si es falso:

( ) Los átomos que constituyen el enlace están en forma de iones.

( ) Hay transferencia total de electrones de un átomo a otro.

( ) Los electrones son compartidos en forma igual por los dos átomos.

( ) El paso de la corriente eléctrica es muy fácil.

a) VVVV b) VFVV c) VFFFd) FFVF e) VVFV

16. Todas son correctas excepto:a) La representación de Lewis de los

electrones de valencia se hace mediante puntos ó asteriscos alrededor del símbolo del elemento, donde cada punto ó asterisco es un electrón.

b) La electronegatividad es la fuerza que tiene un átomo para atraer electrones.

c) La energía de ionización es la cantidad de energía necesaria para arrancar un electrón de más alta energía a un átomo.

d) La afinidad electrónica es la cantidad de energía necesaria que se desprende cuando un átomo acepta un electrón para convertirse en un ión negativo.

e) En el enlace covalente, es la gran diferencia de electronegatividades, la que mantiene el enlace.

17. Señale la relación incorrecta:a) H2O : Enlace covalente polarb) KCl : Enlace iónicoc) CCl4 : Molécula apolard) O2 : Enlace covalente apolare) NaCl : Enlace covalente polar


QUIMICA NUCLEAR

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