Modulos i 2008 II Quimica

Academia Pre Universitaria “ADEU” Química

Materia Vivimos en una sociedad en la que necesariamente se debe ser alguien para poder

sobrevivir. No basta ya con haber culminado los estudios secundarios, ni con haber pisado la universidad, estos tiempos exigen ahora una especialización.

Consciente de la necesidad de una nueva propuesta educativa, se plantea el objetivo de contribuir en la superación de las limitaciones del sistema educativo vigente. Por tal fin, se orienta a elevar el nivel académico, cultural y formativo de los estudiantes, nivel que les permita acceder y continuar superándose con solidez en las distintas universidades y demás centros superiores de estudio.

Uno de los problemas mas destacados en el Área de Química se ve reflejado en la parte teórica, el presente trabajo trata de aliviar esta deficiencia en el alumno. No pretende ser la solución en todos los problemas en el área, sino trata de hacer menos complejo el camino en esta lucha.

1. Definición: Es todo aquello que constituye el universo, está en constante movimiento y transformación sujeta, a cambios físicos y químicos y su existencia es independiente de nuestros sentidos.

341

Simple

Rayos cósmicos Rayos x Rayos Rayos UV Espectro visible Rayos IR Microondas Ondas de radios y TV

Clasificación De Materia

Materia Condensada Materia Disipada

Sustancia Mezcla

Compuesta Homogénea Heterogénea

Solución Coloides Suspensión

Dispersiones

Energía Impura Energía Pura

Rayos Rayos Rayos catódicos Rayos canales

Materia Homogénea


DEFINICIONES EN MATERIA

1. Sustancias Simple: Es aquella materia homogénea formada por átomos del mismo elemento o moléculas homoatómicas.

2. Sustancia Compuesta: Es aquella materia homogénea formada por moléculas heteroatómicas o unidades formula.Ejms: Clasifique a las siguientes sustancias como simple (S) o compuestos ( C)

Ozono ( ) Oro 24 kilates ( ) Nicotina ( )

Diamante ( ) Fósforo rojo ( ) Fosfina ( )

Cal viva ( ) Glucosa ( ) Ácido cítrico ( )

Gas hilarante ( ) Wolframio ( ) Dysprosio ( )

3. Mezcla Homogénea: Es aquella materia homogénea formada por 2 ó mas sustancias, las cuales forman un sistema monofásico.

4. Mezcla Heterogénea: Es aquella materia heterogénea formada por 2 ó mas sustancias, las cuales forman un sistema de varias fases ya sea por que se encuentran en diferentes estados de agregación o se trate de sustancias inmiscibles.

Ejms. Clasifique a las siguientes ejemplos como mezclas homogéneas (H) o mezclas heterogéneas (T).

Vinagre ( ) Agua oxigenada ( ) Niebla ( ) Aire ( )

Gelatina ( ) Ácido muriático ( ) Soldadura ( ) Salmuera ( )

Pintura ( ) Latón ( ) Amalgama ( ) Oro 18 kilates ( )

Tinta china ( ) Acero inoxidable ( ) Aguardiente ( ) Bronce ( )

SISTEMAS DISPERSOS

Dispersión Partícula dispersa Tamaño Fase Al reposarSuspensión Partícula ordinaria D < 1nm Difasica, Se separaColoide Partícula coloidal 1 nm < D 1000

nmDifasica No se separa

Solución Átomo, ión o molécula

D > 1000 nm Monofasica

No se separa

Suspensión: Es una dispersión heterogénea, donde la sustancia dispersada fácilmente se logra sedimentar, al encontrarse en reposo.

Coloide: Es una dispersión heterogénea, de las partículas de una sustancia (la fase dispersa) en otra sustancia (fase continua). Los coloides presentan el efecto tyndall y el movimiento browniano.

342


Tipos de Coloides Fase FaseDispersa Dispersante Tipo de coloide

(Nombre Común)Ejemplos

Sólido en SólidoLíquido en SólidoGas en Sólido

Sol sólidoEmulsión sólidaEspumas sólida

EsmeraldaQueso, mantequillaEsponja, piedra pómez

Sólido en LíquidoLíquido en LíquidoGas en Liquido

GelEmulsiónEspuma

GelatinaLeche, mayonesaEspuma de afeitar

Sólido en GasLíquido en Gas

Aerosol sólidoAerosol líquido

HumoNiebla, nubes

Tipos de Soluciones de acuerdo a su estado físico

Solución Solvente Soluto EjemplosSOLIDO

SOLIDO

Sólido Aleación [Bronce (Cu +Sn)]

Líquido Amalgama (Hg +metal)

Gaseoso Soldadura (platino + Hidrogeno)LÍQUIDA

LÍQUIDO

Sólido Salmuera (Na Cl + H2O)

Líquido Aguardiente (C2 H5 OH + H2O)

Gaseoso Bebida gasificada (CO2 + H2O)GASEOSAS

GASEOSO

Sólido Aire en Yodo

Líquido Aire húmedo (aire seco + vapor de agua)

Gaseoso Aire seco (N2 + O2 + CO2+...)

Diferencia entre Mezcla y Combinación

Mezcla

CombinaciónEs aquella unión de dos o más sustancias a nivel intermolecular

Es aquella unión de dos o más sustancias a nivel interatómico

No se produce reacción química Se produce reacción químicaLas sustancias conservan sus propiedades

Las sustancias pierden sus propiedades y adquieren nuevas

Los componentes de una mezcla se pueden separar por procesos físicos

Los componentes de una combinación se pueden separar por procesos químicos

Los componentes participan en proporciones variables

Los componentes participan en proporciones fijas.

PROPIEDADES DE LA MATERIA

A. Propiedad General: Es aquella propiedad común a cualquier sustancia independiente de su estado físico. Ejm. Masa y volumen.

B. Propiedad Específica: Es aquella propiedad particular de cada sustancia y/o de cada estado físico. Ejm. Viscosidad, oxidación.

C. Propiedad Física: Es aquella propiedad que se evidencia a través de un cambio o fenómeno físico.

D. Propiedad Química: Es aquella propiedad que se evidencia a través de un cambio o fenómeno químico. Ejm. Para determinar la combustión del alcohol (propiedad química) se tiene que quemar un volumen de dicha sustancia (fenómeno químico).

E. Propiedad Extensiva: Es aquella propiedad que depende de la cantidad de materia. Ejm. peso, fuerza.

F. Propiedad Intensiva: Es aquella propiedad que no depende de la cantidad de materia. Ejm. Viscosidad, maleabilidad.

II. Clasificación:

343

PROPIEDADES DE LA MATERIA

Generales Específicas

Físicas Químicas

Extensivas Intensivas

SólidosÓrgano Lépticas

Líquidos Gases

TenacidadDurezaDuctibilidadMaleabilidadElasticidadFlexibilidadPlasticidad

ViscosidadTensión superficial

ExpansibilidadComprensibilidadDifusiónefusión

ColorOlorSabor


ESTADOS DE LA MATERIA

Características de los estados de agregación de la materia

Característica

Sólido Liquido Gaseoso

Forma Definida Variable VariableVolumen Definida Definido VariableFuerzas intermoleculares

Fc > FR FC = FR Fc < FR

Entropía (desorden molecular)

NULA (excepto en los sólidos amorfos)

Media ALTA

Compresibilidad NULA NULA ALTA

ESTADO PLASMÁTICO: Es el estado más abundante del universo, a más de 10000°C, es completamente ionizado formado por moléculas y electrones libres, se encuentra en la lava volcánica, núcleo de las estrellas, sol, etc.

ESTADO BEC: Sus siglas significan condensado de BOSE – EINSTEIN, es aquel estado que se encuentra en el cero absoluto (0°K), es decir donde no hay movimiento molecular.

CAMBIOS DE ESTADO DE LA MATERIA

Son cambios o fenómenos físicos Se producen por variación de la temperatura

344

Incremento de Temperatura

Estado Estado Estado Estado Estado BEC sólido líquido gaseoso plasmático

Sólido Liquido

Gas

Vapor

Fusión

Solidificación

Aumento de la temperatura

Disminución de la temperatura


Tipos de Vaporización

Variación de la T° Nivel del líquido

Evaporación Ocurre a temperatura ambiente Ocurre a nivel de la superficie del líquido

Ebullición Ocurre con un incremento de la temperatura Ocurre a nivel de todo el líquido

Volatilización Ocurre a temperatura ambiente Ocurre a nivel de todo el líquido

Nota: La volatilización es una vaporización violenta y se presenta en sustancias orgánicas utilizadas como disolventes y combustibles.

Escala de Volatilidad

Diferencias entre gas y vapor

El gas existe como tal a temperatura ambiente, y su temperatura critica es menor a la temperatura ambiental.

El vapor se origina por incremento de la temperatura (a temperatura ambiente la sustancia es un líquido) y su temperatura critica es mayor a la temperatura ambiente.

FENÓMENO FÍSICO Y QUÍMICO

Fenómeno Físico: Es aquel cambio en la disposición molecular o en el estado de agregación de las sustancias. Es reversible.

Ejm. Sublimación de la naftalina Fundición del hierro

Fenómeno Químico: Es aquel cambio en la estructura intima de las sustancias, ocurre una reacción química. Es irreversible.

Ejm. Fermentación de la glucosa Combustión de la gasolina

FENÓMENO NUCLEAREs aquel cambio en la estructura intima de la materia, con formación de nuevos elementos y emisión de partículas radiactivas. Se diferencian en que ocurre a nivel nuclear mientras que el fenómeno químico ocurre a nivel extranuclear.

Ejm. Fisión y fusión nuclear

FENÓMENO ALOTRÓPICO

Es la existencia de dos o más formas de un mismo elemento en el mismo estado físico pero con propiedades diferentes.

345

Eter > Acetona > Formol > Bencina > Gasolina > Tetracloruro de carbono > Alcohol


Elemento

N° de Alótropos

Formas Alotrópicas

Oxígeno 2 O2 (oxígeno molecular) y O3 (ozono)Fósforo 3 Fósforo rojo, fósforo blanco y fósforo negroAzufre 2 Azufre ortorrómbico y azufre monoclínico

Carbono 6 Grafito, diamante, carbono VI lineal, fullerenos, nano espumas, nanotubos

PROCESOS FÍSICOS DE SEPARACIÓN DE MEZCLAS

Método Fundamento EjemploDestilación Diferente punto de ebullición de

las sustanciasMezcla de agua y alcohol

Decantación Diferente densidad de las sustancias

Mezcla de agua y aceite

Tamizado Diferente tamaño de las partículas de las sustancias

Mezcla de arena y ripio

CentrifugaciónLevigacióncristalización

SISTEMAS Y FASES

Fase: Porción de materia homogénea limitado por una interfase.

346

Sistema

Cerrado Abierto

Si se le

práctica el vacío

Si no se le

práctica el vacío

Se considera el sistema

hasta el limite superior

(L)

Se considera el sistema

hasta el límite superior

(L)

Se considera al aire (A)

presente como un

sistema ternario


Mezclas Homogéneas Binarias

Vinagre Ácido acético + aguaAgua oxigenada Peróxido de hidrógeno + aguaÁcido muriático Ácido clorhídrico + aguaOro 18 kilates Oro + cobre

Acero Fierro + carbonoAguardiente Alcohol + agua

Practica Dirigida

NIVEL I

1. Son características del concepto de materia, excepto:

a) Cambios físicos y químicos b) Todo lo que constituye el universoc) Dependiente de nuestros sentidos d) Constante movimientoe) La materia no se crea ni se destruye

2. Constituyen ejemplos de sustancia simple:

I. Luz II. Ozono III. Calor IV. Diamante V. Agua destilada

Son ciertas:

a) I, II y IV b) II, IV, V c) I, III, IV d) Sólo II y IV e) Todas 3. En el siguiente párrafo:

...“Los metales de acuñación se caracterizan por ser dúctiles y maleables a diferencia de los ferromagnéticos que son tenaces pero con poco brillo metálico. Otros metales en cambio son frágiles pero con alta dureza”...

Cuantas propiedades intensivas hay:

a) 5 b) 6 c) 7d) 8 e) 9

347

Nomenclatura de un Sistema

Por el N° de Componentes Por el N° de Fases

1: Unitario2: Binario3: Ternario4: Cuaternario5: Quinario6: Hexario

1: Monofásico2: Difásico3: Trifásico4: Tetrafásico5: Pentafásico


4. El ozono y el oxígeno molecular (O2) constituyen ejemplos de:

a) Fenómeno nuclear b) Fenómeno físico c) Fenómeno alotrópicod) Fenómeno químico e) Fenómeno radiactivo

5. En el ciclo del agua que cambios de estado de la materia se producen:

A) Condensación – solidificación – sublimaciónB) Vaporización – licuación – condensaciónC) Fusión – licuación – condensaciónD) Evaporación – condensaciónE) Precipitación - fusión

6. Marque la relación incorrecta:

a) Naftalina : sublimación b) Vapor de agua: condensación c) Gas propano: licuaciónd) CO2(g): Compensación e) Agua: volatilización

7. En la siguiente relación:

I. VinagreII. Ácido muriáticoIII. Oro de 18 kilatesIV. BronceV. AceroVI. Amalgama

Determine las sustancias compuestas:

a) Solo IV b) Solo VI c) III y IV d) II y III e) Ninguna

8. Cuáles de los siguientes fenómenos son químicos:

I. Destilación del alcoholII. Fermentación de la glucosaIII. Levigación del cobreIV. Molienda de la cal

a) Solo I b) Solo II c) Solo III d) Solo IV e) Solo II y III

9. Cual de los siguientes ejemplos no contiene ejemplos de alótropos:

A) Fósforo rojo; fósforo blancoB) O2 y ozonoC) Protio, deuterio y tritioD) Grafito, diamanteE) Azufre monoclínico y azufre rómbico

10. Determine a que tipo de sistema corresponde una mezcla de vinagre y agua. Considerado que el sistema se le ha practicado el vacío:

a) Ternario - monofásico b) Binario - monofásico c) Ternario – trifásicod) Ternario – difásico e) Cuaternario – monofásico

NIVEL II

11. ¿Cual de los siguientes ejemplos corresponde a una sustancia simple triatómica?

a) H2O b) Fósforo rojo c) Ozono d) Fe + C + Cr e) Pintura

12. Son formas de materia condensada:

I. Luz ultravioletaII. Rayos x III. Vapor de agua IV. Oxígeno

a) Sólo III b) Sólo IV c) I, III, IV d) III y IV e) Todas

13. Cuales de las siguientes sustancias se clasifican como moléculas diatómicas binarias:I. FosfinaII. Cloruro de hidrógenoIII. Cloruro de sodioIV. Cal vivaV. Monóxido de carbonoVI. “Gas grisu”

a) I, II, III, V b) II, IV, V, VI c) II, V, VI d) Sólo II y V e) II, III, IV, V

14. ¿Qué característica no le corresponde a una sustancia simple?

A) Presenta propiedades físicas y químicas invariablesB) Está formada por átomos del mismo elementoC) Está formado por moléculas del mismo elementoD) Esta formada por átomos de diferentes número de masa de igual número atómicoE) Se pueden dividir en partículas más simples mediante fenómenos físicos

15. Que propiedades son comunes a las siguientes sustancias: dióxido de carbono, carbonato de calcio y ácido nítrico.

I. ViscosidadII. ExpansibilidadIII. Volumen IV. MasaV. Dureza

348


a) Sólo I y III b) Sólo II y IV c) I, II y V d) Solo III y IV e) Todas

16. Respecto a una mezcla de aguardiente y aceite. ¿Qué afirmación es correcta?

A) La mezcla está formada por 2 sustancias compuestasB) El sistema formado es trifásico binarioC) Se forma una fase binaria monofásicaD) Una de las fases formadas se puede separar por centrifugaciónE) Se forma un sistema monofásico

17. Si se sabe que el acero inoxidable tiene una dureza de 5,5 entonces dicha sustancia estará ubicada entre la dureza de los siguientes:

a) Calcita – fluorita b) Topacio - corindón c) Apatita – feldespatod) Ortoclasa – cuarzo e) Yeso - calcita

18. Respecto a la molécula de agua. ¿Cuál de las siguientes características corresponden a propiedades químicas?

I. A 4°C y 1 atm su densidad es 1 g/ccII. Es una molécula polarIII. Es el disolvente universalIV. Reacciona con los metales alcalinos formando hidróxido + H2

V. Reacciona con los anhídridos formando oxacidos.

a) I, IV, V b) I, V c) I, III, V d) II, IV, V e) IV y V

19. Dadas las siguientes proposiciones, marque verdadero (V) o (F) falso según corresponda: Los gases y líquidos son llamados fluidos Los sólidos amorfos presentan entropía El estado BEC se encuentra en el cero absoluto El estado plasmático es el mas abundante del universo

a) VFVV b) VFFV c) VFFV d) VFVF e) VVVV

20. Respecto al proceso de refinación del petróleo. ¿Qué proposición es falsa?

A) Se obtienen sustancias mediante destilaciónB) Dichas sustancias tienen diferentes puntos de ebulliciónC) El petróleo es una mezcla homogénea D) La destilación fraccionada del petróleo, es un método físico de separaciónE) La primera fracción es una mezcla monofásica cuaternaria

21. La dureza y el color de los cristales constituyen:

A) Propiedades generalesB) Propiedades extensivaC) Propiedades físicasD) Propiedades químicasE) Propiedades alotrópicas

Energía

Definición: Es aquella cualidad intangible de la materia o también es definida como la capacidad para realizar trabajo.Radiación: Es una emisión de energía

ESPECTRO DE LAS RADIACIONES ELECTROMAGNÉTICAS

Rayos cósmico

s

Rayos

Rayos x

Rayos UV

Espectro Visible

Rayos IR

Microondas

Ondas de TV

Ondas de Radio

FM AM

la frecuencia y la energía

Elementos de una Onda Electromagnética

349

Clasificación de las Radiaciones

Constituidas de Energía Pura Constituidas de Energía Impura

Son de naturaleza ondulatoriaEstán constituidos por

fotones o cuantos de radiación

No son desviados por campos eléctricos ni magnéticos

Viajan a la velocidad de la luzEn conjunto se denominan

radiaciones electromagnéticas

Son de naturaleza ondulatoria y corpuscular

Están constituidos por fotones y otras partículas (electrones, protones, núcleos atómicos, etc.)

Debido a que poseen carga, son atraídos por campos eléctricos y/o magnéticos

Viajan a velocidades menores a la velocidad de la luzEjemplos: Rayos , rayos , rayos catódicos, rayos canales.

Aumenta la longitud de onda

Disminuye

CrestaNodo Amplitud

Valle o depresión


350


T =

A. Longitud de Onda (): Definida como la distancia que hay entre dos nodos alternos o dos crestas contiguas.

C= velocidad de la luzF = frecuencia

B. Ciclo: Definido como el desplazamiento que genera la onda entre dos nodos alternos.

C. Frecuencia (f): Se define como el número de ciclos que hay en una unidad de tiempo.

Unidades: = Hertz = Hz = ciclos/ seg.

D. Periodo (T): Se define como la inversa de la frecuencia y se expresa en segundos.

E. Número de Onda ( ): Se define como la inversa de la longitud de onda y se expresa en: cm-1, m.-1, etc.

ECUACIONES DE MAX PLANCK

E = Energía F = Frecuencia

H = Constante de Planck6.63x 10-27 erg.s y/o 6,63x1034J.s

Unidades de la Energía

Sistema

Unidades Equivalencia

Sistema c.g.s

Ergiog .

Sistema MKS

JouleKg .

Nota: Como entonces reemplazando “” en la ecuación de Max Planck:

Se tiene por fórmula:

RELACIÓN ENERGÍA – MASA SEGÚN ALBERT EINSTEIN

Según la teoría de la relatividad la masa y la energía son dos entidades interconvertibles ente si a partir de:

E = Energíam = Masac = Velocidad de la luz

Además de dicha fórmula, A. Einstein planteó una fórmula que relaciona la masa en reposo de un cuerpo (mo) con la masa que alcanza cuando adopta una velocidad determinada (mf) según:

mo = masa inicialmf = masa final v = velocidad del cuerpoc = velocidad de la luz

Si un cuerpo viaja con una velocidad menor a la velocidad de la luz, su longitud de onda es inversamente proporcional a su masa y a su velocidad. Según Luis de Broglie:

= longitud de onda

h= constante de planck

m = masa del cuerpo

v = velocidad del cuerpo

Práctica Dirigida

1. Calcular la velocidad que alcanza una partícula cuando en un determinado momento la relación de sus masas inicial y final es 8/9

a) /9C b) /4C c) /3 C d) /12C e) /8 C

2. En cuanto se incrementa la masa de un cuerpo de 12g cuando en un determinado su

velocidad alcanza un valor de

(Dato: C= velocidad de la luz)

351

=

F =

E = h.f

1J= 107 erg

1=10-8 cm

=

E = h.

E = mc2 3x105km/s3 x 108 m/s3x1010 cm/s

Nota: Si un cuerpo alcanza la velocidad de la luz su masa se hace infinita.

=


a) 16g b) 4g c) 2g d) 24g e) 8g

3. Calcular la masa de un cuerpo de 28g cuando su velocidad alcanza un valor de 240.000 km/s (Dato: c=3x105 km/s)

a) 59g b) 46,67g c) 56g d) 73,5g e) 31,7g

4. Calcular la masa sometida a un ensayo nuclear, en el cual se produjo 10,8 x 10 15J de energía. Dar la respuesta en kg.

a) 0,12 b) 0,012 c) 1,2 d) 12 e) 0,0012

5. En un ensayo nuclear se hacen reaccionar 25g de material radiactivo. ¿Calcular la energía en Joule, sabiendo que solo el 40% de la masa se transforma en energía?

a) 9 x 1021 b) 9 x 1028 c) 3 x 1021 d) 9 x 1014 e) 3 x 1019

6. En una reacción nuclear se producen 2,4 x 1014J de energía. ¿Calcular la masa residual, si se sabe que se utilizó 15g de material radiactivo?

a) 2,66 g b) 3,34g c) 12,33g d) 5,52g e) 7,28g

7. Se hacen reaccionar 16g de plutonio y se producen 6,3 x 1021 ergios de energía. ¿Qué porcentaje de la masa utilizada se transforma en energía?

a) 59,8% b) 72.16% c) 43,75% d)32,50% e) 17,75%

8. El espectro visible detectado por el ojo humano varía según:

Luego de pasar del violeta el rojo, la frecuencia _______ y la energía ________.

a) Aumenta – Aumenta b) Aumenta – Disminuye c) Disminuye – Aumenta d) Disminuye – Disminuye e) N.A.

9. Liste los siguientes tipos de radiaciones electromagnéticas en orden creciente de su longitud de onda

I. De una estación de radioII. De la radiación nuclearIII. Rayos X (que se emplea en el diagnostico medico)

a) I, II, III b) II, III, I c) II, I, III d) III, I, II e) I, III, II

10. Hallar la longitud de onda de radio panamericana cuya frecuencia en Chiclayo es 101.1 MHZ

a) 296 cm b) 275 cm c) 320 cm d) 205 cm e) 197 cm

11. En la siguiente radicación electromagnética:

Calcular la longitud de onda en amstrong (A°):

a) 1,35 x 116 b) 1,35 x 119 c) 1,35 x 117 d) 1,35 x 120 e) 1,35 x 118

12. La frecuencia de una radiación es 5 x 10-3 s-1 ¿Cuál será su longitud de onda?

a) 6 X 10-10 cm. b) 6 x 10-12 cm. c) 6 x 1010 cm. d) 6 x 1012 m e) 6 x 1012 cm.

13. En la siguiente gráfica:

Calcular la energía:

a) 9,945 x 10-14J b) 9,945 x 10-21erg c) 9,945 x 10-18Jd) 9,945 x 10-12erg e) 9,945 x 10-14 erg


Calcular la energía en Joule:

a) 5,5 x 10-24 b) 5,5x 10-35 c) 5,5 x 10-36 d) 5,5 x 10-37 e) 5,5 x 10-38


Calcular la energía en kilojoules:

a) 3,315 x 10-27 b) 3,315 x 10-11 c) 3,315 x 10-18

d) 19,89 x 10-13 e) 3,315 x 10-21

35290 seg

2x10-3cm

50 min.

6x10-6cm

Violeta Índigo Azul Verde Amarillo Naranja Rojo

4000 7000


16. En la siguiente radiación electromagnética:

Calcular la energía:

a) 1,326 x 10-19 ergb) 3,315 x 10-12 Jc) 6, 63 x 10-36 Jd) 0,721 x 10-21 erge) 2,21 x 10-15 erg

17. Dados las siguientes ondas:

Qué relación no corresponde:

a) I=20cm b) II=50 cm c) 5I=2II

d) I = II e) 5EI = 2EII

18. Sobre una lámina metálica de platino se irradia un haz luminoso de energía igual a 2,4 x 10 -

8J la cual está formada por cuantos de radiación cuya frecuencia es 3.016 x 1015KHz. ¿Calcular el número de fotones emitidos en la lámina metálica?

a) 1,2 b) 12 c) 120 d) 1200 e) 0,12

19. Se dispara una bala cuya masa es 16g. ¿Calcular su longitud de onda, en el momento que alcanza una velocidad de 400 m/s?

a) 1,036 x10-32 b) 2,193 x10-15 c) 6,4 x 10-4

d) 6,63 x 10-17 e) 1,036 x 10-19

20. Que velocidad alcanzará un cuerpo de 5g cuando su longitud de onda es 10

000

a) 1,326 x 10-23 b) 1,25 x 10-27 c) 1,77 x 10-20

d) 2,015 x 10-10 e) 3,072 x 10-16

Tarea Domiciliaria

1. ¿Cuántos joules se pueden obtener de 1 gramo de masa de un elemento radiactivo que se convierte totalmente en energía?

a) 9 x 10-13 b) 9 x 1013 c) 9 x 104 d) 9 x 101 e) 2 x 103

2. En la formación de 1 mol de núcleos de flúor se ha liberado 1,43 x 1010 KJ de energía. Determinar el porcentaje de masa transformada a energía si la masa residual es de 0,477 g.

a) 25% d) 20% b) 75% e) 70% c) 30%

3. Un semáforo emite una luz cuyo fotón tiene una energía de 3,795 x 10 -12 ergios. ¿El foco de cuál de los colores estuvo encendido en ese instante? (considere h=6,6 x 10-27 org.s)Espectro de luz visible

violeta índigo azul verde amarillo naranja rojo

(nm)= 522 560 600 700

a) rojo b) amarillo c) verde d) amarillo-rojo e) no se puede determinar

4. Determinar la velocidad de un electrón que al trasladarse describe una longitud de en Ja de 6630 Å (me=9,1x 10-28 g)

a) 1,09 x 105 cm/s b) 1,81 x 108 cm/s c) 2,6 x 1014 cm/sd) 9,1 x 106 cm/s e) 1,6 x 1010 cm/s

5. Hallar la energía de radiación para la luz violeta, si su longitud de onda es 4000Aº. Dato: h=6,62 x 10-27 erg x seg.

a) 49,9 x 10-12 ergios b) 1,99 x 10-12 ergios c) 4,99 x 10-12 ergiosd) 2,99 x 10-12 ergios e) 3,99 x 10-12 ergios

Concepciones Científicas Acerca Del Átomo

TEORÍA ATOMICA – MOLECULAR DE DALTON Modelo de la “Esfera Maciza”

MODELO ATOMICO DE JHON JOSEPH TOHOMPSON“Modelo del budín de pasas” o “uvas en Gelatina”

353

125 ns

Dato: 1ns=10-9s

Onda I

100 cm

Onda II


Descubrimiento del electrón.

“El átomo es una esfera de carga positiva, en la cual se encuentran incrustados los electrones”.

MODELO ATOMICO DE RUTHERFORD (1911): Modelo planetario, el átomo es un sistema dinámico, con un núcleo de carga positiva y los electrones girando alrededor siguiendo trayectorias circulares y concéntricas a una gran velocidad.

TEORIA CUANTICA DE MAX PLANCK (1900): La energía no puede ser absorbida ni emitida en forma continua, sino que se hace en forma discontinua, es decir en paquetes que son múltiplos de una unidad fundamental llamada “Cuando”

Los cuantos de energía reciben el nombre de “Fotones” E = hf.

TEORIA ATOMICA DE NIELS BOHR (1913): En base a la teoría de los cuantos (PLANCK) y la física NEWTONIANA postulo un átomo “CUANTIZADO” específicamente para el estado del átomo de hidrogeno considero al átomo de Rutherford inestable (Electrones absorbidos por el núcleo)

POSTULADOS

1. El electrón no emite; ni absorbe ningún tipo de energía, se encuentra en un equilibrio dinámico, alrededor del núcleo en orbitas circulares en regiones denominadas “NIVELES ESTACIONARIOS DE ENERGIA”.

2. El electrón emite energía fotonica cuando realiza el salto de un nivel superior a un nivel inferior y absorberá energía cuántica si salta de un nivel inferior a uno superior.

MODELO DE SOMMERFIELDEste físico Alemán analizando el espectro del hidrogeno mediante su espectroscopio, descubrió nuevas líneas mas finas que no había sido previstas por Bohr. Sommerfield, los considero como resultado de que el electrón también se desplaza en orbitas Elípticas en regiones denominadas “sub. Niveles de energía”

EFECTO ZEEMAN: Consiste en la subdivisión en líneas muy finas del espectro atómico originado por la presencia de un campo magnético, Bohr Sommerfield explico este fenómeno pero solo para átomos de un solo electrón.

LOS PRINCIPIOS FUNDAMENTALES: De la mecánica cuantica en la que se fundamental el modelo atómico moderno átomo mecánico cuantico son:

1) PROPIEDAD DUAL DE LA MATERIA (1924): Lovis de Broglie: “La materia la igual que la energía tiene doble carácter es corpuscular y ondulatoria al mismo tiempo, esto es que los electrones en movimiento tienen asociada una longitud de onda que se puede determinar.

2) PRINCIPIO DE INCETIDUMBRE (1927): Werner Heisemberg: “Es imposible determinar con exactitud del momento lineal y la posición de una partícula pequeña (electrón, protón, neutros, etc.) que viaja a una gran velocidad simultáneamente.

3) ESTADOS CUANTIZADOS DE ENERGIA (1913): Niels Bohr: En el átomo existen diversos estados energéticos cuantizados (niveles, subniveles y orbitales) “Existe regiones del espacio donde el electrón no gana ni pierde energía y el paso de una región a otra siempre se produce por ganancia o perdida de energía”.

ECUACION DE ONDA Y LOS NUMEROS CUANTICOS

El físico austriaco Edwin Schrodinger en 1928 en base a la mecánica ondulatoria y teniendo en cuenta la propiedad dual de la materia, desarrollo una ecuación matemática muy compleja llamada “Ecuación de onda”, donde la soluciona depende de tres parámetros cuantiaos. Principal secundario y magnético. Es un modelo matemático para el movimiento del electrón del átomo de hidrogeno.

En 1928 Paúl Dirac reformulo la mecánica cuántica no relativista de Schrodinger teniendo en cuenta la teoría de la relatividad de Einstein, creando así la mecánica cuántica relativistica que involucra en solución los cuatro números cuantiaos: n, ε, m y m.

Numero Cuántico Determina para el Electrón

Define para el Orbital

Energético o principal (n) El nivel principal de energía

El tamaño o volumen efectivo

De momento angular, secundario, Azimutal o

Subsidiario (1)

El subnivel donde se encuentra dentro de un determinado nivel de

engría

La forma geométrica espacial

magnético (m) El orbital donde se encuentra dentro de un subnivel determinado

La orientación espacial que adopta bajo la influencia de un como magnético externo

Spin magnético (s) El sentido de rotación o giro alrededor de su eje

imaginario------------------------

DISTRIBUCION ELECTRONICA

Principio de AUFBAU (Regla de la construcción): “El llenado de los subniveles energéticos se efectuar desde los que tienen menor energía hacia los de mayor energía” (energía relativa).

CONFIGURACION ELECTRONICA KERNEL O SIMPLIFICADA

Consiste en realizar la distribución electrónica haciendo uso de la configuración electrónica de un gas noble.

[2He]; [10Ne]; [18Ar]; [36Kr]; [54Xe]; [86Rn]; [118 ?]

Energía relativa de un subnivel (Er).- Se determina con la siguiente formula:

Donde: n = valor del numero cuántico principal l = valor del numero cuántico secundario Principio de exclusión (W. Pauli): “En un átomo no puede existir dos electrones cuyos 4 valores de números cuantiaos sena iguales; al menos debe diferenciarse en el spin”.

354

Er = n + l


Práctica Dirigida01. Se tiene 2 átomos X e Y con el mismo número de protones pero con la diferencia que el

átomo X tiene 2 neutrones más que el átomo Y. Entonces podemos afirmar:

a) X e Y son elementos diferentes.b) El número de masa de Y es mayor que el de X.c) Ambos tienen la misma masa atómica.d) Son isótonos.e) Ambos tienen el mismo número atómico.

02. De las siguientes afirmaciones, son correctas:

I) En un determinado átomo, cuanto menor es el valor de “n”, tanto más estable será el orbital debido a su mayor energía.

II) Para el nivel energético (n – 1) existen “n” tipos de orbitales.III) En un átomo hay 2l + 1 orbitales, siendo “l” el número cuántico secundario o

azimutal.

a) I, II, IIIb) I, III c) II, III d) III e) I, II

03. Con respecto a la Teoría Atómica Moderna:

I) Heisemberg anuncia: “No se puede conocer simultáneamente la posición y velocidad de un electrón”.

II) Principio de AUFBAU: Es el orden de mayor o menor Energía Relativa.III) Principio de exclusión de Pauli es llamado también Regla de Hund.

Son ciertas:

a) Todas b) I y III c) Sólo I d) I y II e) Sólo II

04. Un elemento termina su configuración electrónica en el subnivel 2d; donde posee 6 electrones, luego; es falso:

a) Tiene 4 niveles de energía.b) Presenta 4 orbitales desapareados.c) La energía relativa de su subnivel de mayor energía es 5.d) Es diamagnético.e) Su número atómico es 26.

05. Si un átomo tiene como número de masa 104 y 53 neutrones en su núcleo. Hallar cuántos subniveles principales tiene completamente llenos.

a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5

06. Un átomo X+2 es isoelectrónico con y X+3 es isótopo con Z-1. ¿Cuáles son los números

cuánticos del último electrón de Z?

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

07. Un elemento posee los siguientes números cuánticos: 4, 1, -1, -1/2; si su masa es 76; ¿Cuántos neutrones posee:

a) 30 b) 38 c) 40 d) 42 e) 46

08. ¿Cuántas afirmaciones correctas hay?.

I. El átomo es la mínima porción de un elemento que conserva las propiedades de éste.

II. Un elemento es aquella sustancia químicamente pura formada por átomos que poseen el mismo número de masa.

III. El átomo posee generalmente sólo 3 tipos de partículas subatómicas.IV. En el núcleo atómico está contenido sólo el 50% de la masa total del átomo.

a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) N.A.

09. En la siguiente especie atómica: , 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.

10. Considerando las siguientes especies químicas.

; ; ; ;

Indicar lo que no se cumple:

a) Hay 2 hílidos b) Hay 2 isóbarosc) Hay sólo 1 par de isótonos d) Hay 3 especies isoelectrónicase) Hay 3 aniones

11. La palabra griega Átomo significa:

a) Mínima parte b) Indestructible c) Sin divisiónd) Pequeño e) Microscopio

12. ¿Quién descubrió los electrones?.

a) Thompson b) Bohr c) Crookes d) Dalton e) Chadwick

13. Al modelo de Thompson se le conoce como:

355

-9-


a) Átomo vacío b) Budín de pasas c) Átomo perfecto

d) Racimo de uvas e) Esfera maciza

14. El número de masa de un átomo excede en 1 al doble de su número atómico, determine el número de electrones si posee 48 neutrones y su carga es –2.

a) 46 b) 47 c) 48 d) 49 e) 50

15. En un átomo neutro el número de masa es 108 y el número de neutrones es 14 unidades más que el número de electrones. Hallar la carga nuclear.

a) 46 b) 47 c) 48 d) 49 e) 50

16. En un anión trivalente hay 12 neutrones más que el número de protones, además el número de masa es proporcional al número de electrones como 13 es a 6. Hallar la carga nuclear.

a) 30 b) 31 c) 32 d) 33 e) 34

17. En 2 átomos isótonos, la suma de sus cargas nucleares es 90 y la diferencia de sus números de masa es 2. Indique para el isótono más ligero el número de electrones de su catión trivalente.

a) 40 b) 41 c) 42 d) 43 e) 44

18. Un anión divalente es isoelectrónico con un catión trivalente, éste último es isóbaro con el

y a la vez es isótono con el . Determine la carga nuclear del primer ión.

a) 12 b) 13 c) 14 d) 15 e) 16

19. Se tienen 2 isótonos donde sus números de masa son el doble y el triple de sus números atómicos. ¿Cuál será el número atómico del isótono más liviano si se diferencian en 7 protones?.

a) 5 b) 6 c) 7 d) 14 e) 12

20. La relación entre los números de masa de 2 isótonos es 8/6, si estos difieren en la suma

de sus números de masa es:

a) 5 b) 7 c) 14 d) 3 e) 9

Tarea Domiciliaria

1. De las siguientes proposiciones:I. Los parámetros obtenidos de la Ecuación de Onda de Schrödinger son: n, , m y ms

II. Con la Ecuación de Onda de Schrödinger se descarta el modelo atómico de sistema planetario

III. El número cuántico n indica la forma del orbitalIV. El número cuántico indica el nivel de energía del electrónV. El número cuántico m indica la orientación del orbital

Son correctas:

a) I y II b) II y IV c) II y V d) IV y V e) I y IV

2. Determine el número cuántico magnético del último electrón del átomo que es isoelectrónico con el ión 20Ca+2

a) 0 b) -1 c) 1 d) +2 e) +1

3. ¿Cuál es la configuración electrónica del último elemento natural?

a) [Xe] 5f3, 6d1, 7s2 b) [Rn] 5f3, 6d0, 7s2 c) [Rn] 4f2, 5d2, 6s2

d) [Rn] 5f3, 6d1, 7s2 e) [Kr] 5f3, 6d1, 7s2

4. De las siguientes proposiciones:1. Los parámetros obtenidos de la Ecuación de Onda de Schrödinger son: n, , m y ms

2. Con la Ecuación de Onda de Schrödinger se descarta el modelo atómico de sistema planetario

3. El número cuántico n indica la forma del orbital4. El número cuántico indica el nivel de energía del electrón5. El número cuántico m indica la orientación del orbital

Son correctas:

a) I y II b) II y IV c) II y V d) IV y V e) I y IV

5. Determine el número cuántico magnético del último electrón del átomo que es isoelectrónico con el ión 20Ca+2

a) 0 b) -1 c) 1 d) +2 e) +1

Tabla PeriódicaEVOLUCION CRONOLOGICA DE LA CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS

1. JACOBO BERZELIUS (1814) .- Adjudicó símbolos a los elementos.2. HIPÓTESIS DE PROUST (1815) .- Consideró al átomo de hidrógeno como generador

de todos los elementos.3. TRIADAS DE DÖBEREINER (1817) .- Ordenó a los elementos de menor a mayor peso

atómico en grupos de 3 en 3 que presentaban propiedades químicas semejantes; donde el peso atómico del átomo central es el promedio aritmético de sus extremos.

4. CHANCOURTOIS (1862) .- Caracol o escalera telúrica. 5. OCTAVAS DE NEWLANDS (1868) .- Clasificó a los elementos en grupos de 7 en 7,

donde el octavo elemento poseía propiedades semejantes al primero.

356


6. LEY PERIÓDICA ANTIGUA O DIMITRI MENDELEIEV (1869)“Las propiedades de los elementos químicos están en función periódica de sus pesos atómicos: CREÓ LA TABLA PERIÓDICA CORTA”.

7. LEY PERIÓDICA ACTUAL DE MOSELEY:“Las propiedades físicas y químicas de los elementos son función periódica de sus números atómicos”.

8. WERNER.- Diseñó la tabla periódica actual, desdoblando la tabla de Mendeleiev.

CLASIFICACION DE LOS ELEMENOS POR BLOQUES (ZONAS DE WERNER) A

s1 s2

d1------------------------ d10

CLASIFICACION DE LOS ELEMENTOS SEGÚN SU ORIGEN

Elementos naturales.- Se encuentran en la naturaleza, en forma libre o formando parte de un compuesto químico. En total son 90 elementos, desde le hidrogeno (Z=1) hasta el uranio (Z=92), acepto el1) tecnecio (Z=43) y prometió (Z=61) que son artificiales. Los mismos elementos que hay

en el planeta tierra están presentes en otros planetas del espacio sideral.2) Elementos artificiales.- Se obtienen mediante una transmutación nuclear. Actualmente

son 19 elementos reconocidos (nombre y símbolo) por la IUPAC: Tc (Z=43) Y Pm (Z=61) Elementos con numero atómico mayor a 92, llamados elementos transuránicos,

desde neptunio (Z=93) hasta meltnerio (Z=109)METALESSon en total 89 elementos.

NO METALESSon en total 22 elementos no metálicos SEMIMETALES O METALOIDESSon el total ocho elementos, todos en estado solidó (B, Si,Ge, As,Sb, Te, Po y At), poseen ciertas propiedades físicas intermedias entre los metales y no metales , especialmente la conductividad eléctrica, conforme aumenta la temperatura su conductividad aumenta, debido a esta propiedad se les utiliza en la fabricación de circuitos electrónicos, por ejemplo en relojes, radios transistores, microchips de computadoras, etc.

PROPIEDADES PERIÓDICAS

1. CARÁCTER METÁLICO O ELECTROPOSITIVIDAD O PODER REDUCTOR (C.M)Tendencia de los elementos en perder o ceder electrones, con capacidad para oxidarse.

2. CARÁCTER NO METÁLICO O PODER OXIDANTE (C.N.M.)Tendencia de los elementos en ganar electrones, con capacidad para reducirse.

3. RADIO ATÓMICO (R.A.)

Es la mitad de la distancia internuclear de dos átomos idénticos unidos mediante un enlace químico.

En general el Radio Atómico nos proporciona el tamaño relativo del átomo.

4. ENERGÍA DE IONIZACIÓN (EI) O POTENCIAL DE IONIZACIÓN (P.I.)

Es la energía requerida para arrancar un electrón externo de un átomo gaseoso.

5. AFINIDAD ELECTRÓNICA (A.E.)Es la energía liberada o absorbida al ganar un electrón en estado gaseoso.

6. ELECTRONEGATIVIDAD (E.N.)Es la capacidad de los átomos en atraer electrones de enlace (última capa o nivel)

VARIACION DE LAS PROPIEDADES

- EN - Z- PODER - n

OXIDANTE - RADIO ATOMICO- P.I - RADIO

IONICO- A.E - VOLUMEN

ATOMICO- CARÁCTER - TAMAÑO

DEL ATOMONO METALICO - PODER

REDUCTOR - CARÁCTER METALICO

- RADIO IONICO- RADIO ATOMICO- VOLUMEN ATOMICO- TAMAÑO DEL ATOMO- C.M- PODER REDUCTOR

357

p1------------p6

S2

s d

p

BA

f

4f ---

5f ---

III B


Práctica Dirigida 1. Señale la alternativa incorrecta:

a) s2 : Alcalinos térreos b) s2 p3: Nitrogenoides c) s2 p5: Gases Noblesd) s2 p4: Calcógenos e) s2 p1: Boroides

2. No es cierto que:

a) Newlands: Octavas b) Chancourtois: Caracol telúricoc) Dobereiner: Triadas d) Mendeleiev: Pesos Atómicose) Meyer: Números Atómicos

3. Según Dobereiner; cual deberá ser el peso del elemento “y”.

a) 30 b) 20 c) 25 d) 125 e) 75

4. Marque la alternativa del grupo que contenga solo elementos que sean malos conductores de la electricidad y el calor.

a) O, F, Na b) N, O, Ca c) Cl, Br, Pb d) Ne, Ar, H e) Ne, Ar, B

5. La elecronegatividad ....................... de arriba hacia abajo, mientras que el radio atómico ................. en el mismo sentido.

a) Aumenta – aumenta b) Disminuye – disminuye c) Disminuye – aumentad) Aumenta – disminuye e) N. A.

6. Es la energía necesaria para arrancar 1e- de un elemento en estado gaseoso.

a) Electronegatividad b) Afinidad Electrónica c) Potencial de ionizaciónd) Energía calorífica e) Todas

7. A qué grupo pertenecerá un elemento sabiendo que su último e- posee los N. C. 3, 1, -1, -1/2

a) Anfígeno b) Halógeno c) Alcalinod) Boroide e) Gas Noble

8. En qué período se encontrará el elemento

a) 1º b) 2º c) 3º d) 4º e) 5º

9. Cuántos electrones posee en total un anfígeno que se encuentra en la 4º capa.

a) 35 b) 34 c) 33 d) 32 e) 31

10. Si el cobre tiene en su estado excitado un total de 28 e-, podemos afirmar que el

Cu en su estado basal o sea sin carga, se encuentra ubicada en el grupo y período.

a) 4, IA b) 3, IB c) 3, IA d) 4, IB e) 4, IIB

11. La suma de los números másicos de 3 isótopos es 117. Se sabe también que la suma de los neutrones de dichos isótopos es 33. ¿A qué grupo y período pertenecen los isótopos?

a) 4, IB b) 4, IIIB c) 4, VIIIB d) 4, VB e) 3, VIIIB

12. Un elemento posee los N. C. = 3, 2, 0, -1/2. ¿A qué grupo y período pertenecerá el catión trivalente?

a) 4, IIB b) 4º, VIIB c) 4º, VB d) 4º, VIB e) 4º, IIIB

13. Si tenemos un átomo ubicado en el 3º período, perteneciente además a los calcógenos. ¿Cuáles son los números cuánticos de su último electrón?

a) 3, 1, -1, +1/2 b) 3, 1, -1, +3/2 c) 3, -1, 1, -1/2d) 3, 1, -1, -1/2 e) N. A.

14. Cuál de los siguientes elementos se encuentra en estado líquido en su estado natural.

a) Hg b) Pb c) O2 d) N2 e) H2

15. Cuál de los siguientes elementos tiene mayor volumen atómico.

a) Li b) Na c) K d) Mg e) Ca

16. Ordene en forma creciente de su carácter metálico a los siguientes elementos.

Mn, Cu, Fe, Cr, Ni, Co, Zna) Mn, Cr, Fe, Ni, Co, Zn, Cub) Cr, Mn, Fe, Ni, Co, Cu, Znc) Mn, Cr, Fe, Co, Ni, Zn, Cud) Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zne) Cu, Zn, Co, Ni, Fe, Cr, Mn

17. Un elemento está en el 4º periodo y es térreo. ¿Cuántos electrones “S” apareados tiene?

a) 8 b) 6 c) 4 d) 7 e) 5

18. Las 4 zonas de la tabla Werner son:

a) ns, np, nd, nf

358


b) ns, np, nd, (n – 3)c) ns, np, (n – 2)d, (n – 1)fd) ns, np, (n – 1)d, (n – 2) fe) ns, (n – 1)p, (n – 2)d, nf

19. Un nitrógeno del quinto período; ¿Cuántos orbitales desapareados tiene?

a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5

20. Un catión tripositivo tiene sus N. C. 3, 2, 1, -1/2. ¿A qué Grupo y período pertenece su anión binegativo?

a) VIA, 4º b) VIA, 3º c) IB, 4º d) IIB, 3º e) VIB, 4º

Tarea Domiciliaria

1. Indique los elementos que corresponden al siguiente ordenamiento de naturaleza metálica y no metálica.

Metal, No metal, Metal, Metal, No metal

a) Cu, Cl, Na, K, Fe b) F, Br, Ca, K, Na c) Na, Cl, F, Fe, Cud) K, Cl, Li, Ca, Rn e) Xe, Cu, Fe, Cl, F

2. Respecto a la tabla periódica moderna marcar lo incorrecto

a) Fue diseñada por Werner y es una modifcación de la tabla periódica corta de Mendeleievb) Contiene 7 filas horizontales o períodos y 18 columnas o gruposc) Los elementos de una misma familia tiene configuración electrónica similard) Para el elemento 7N le corresponde el segundo período y el grupo IVAe) El 17Cl pertenece a la familia de los halógenos

3. Ordene en forma creciente del número atómico, los siguientes elementos alcalino-térreos.

Ca, Ba, Be; Sr, Ra, Mg

a) Be, Mg, Ca, Sr; Ba, Ra b) Be, Mg, Ca, Sr, Ra, Bac) Be, Ca, Sr, Mg, Ba, Ra d) Ra, Ba, Sr, Ca, Mg, Bee) Ca, Be, Mg, Sr, Ra, Ba

4. Son elementos electronegativos, es decir, tienden a ganar electrones y formar aniones, además son malos conductores del calor y electricidad:

a) Metales b) no metales c) Gases noblesd) Elementos del grupo IIA e) Elementos del grupo VIV.

5. Es la energía necesaria para separar un electrón de un átomo gaseoso. El enunciado corresponde a:

a) electronegatividad b) afinidad electrónicac) potencial de ionización d) fuerzas de Londone) fuerzas de Van der Waals

Enlace Químico

Fuerza que mantiene unidos a los átomos o moléculas para obtener una mayor estabilidad química.

TIPOS:

359


I. Enlace Interatómico 1) Enlace Iónico o Electrovalente

2) Enlace Covalente

3) Enlace Metálico

II. Enlace Intermolecularo Fuerzas de Vander Waals

1) Dipolo – Dipolo

2) Puente de Hidrógeno

3) Fuerzas de London

1. ENLACE IÓNICO O ELECTROVALENTE:

Es una fuerza electrostática, de atracción entre un catión y un anión que se forman previa transferencia de electrones de valencia. Los compuestos iónicos binarios (formados sólo por 2 elementos) más representativos, se forman entre un metal de baja electronegatividad (IA y IIA) y un no metal de alta electronegatividad (VII, O y N).

A. Propiedades de los Compuestos Iónicos.

1. A temperatura ambiental son sólidos de alta dureza (alta resistencia a ser rayado), malos conductores eléctricos, solubles en solventes polares como el H2O.

2. Son frágiles y quebradizos (se rompen fáciles por acción externa).3. Fundidos (estado líquido) o disueltos en agua (solución acuosa) son buenos

conductores eléctricos.4. Son sólidos cristalinos, porque los iones se distribuyen regularmente en el

espacio tridimensional, formando celdas unitarias que son figuras geométricas regulares.

Observación:No posee enlace iónico: BeCl2 , BeO, BeF2 , Be Br2, BeI2 y AlCl3 (son covalentes)

2. ENLACE COVALENTE:

Es la fuerza electromagnética, principalmente eléctrica, que surge cuando los electrones compartidos son atraídos por los núcleos de los átomos enlazados. Esta fuerza es más intensa y la energía potencial de los núcleos es mínima a una cierta distancia internuclear llamada longitud de enlace.

PROPIEDADES GENERALES DE SUSTANCIAS COVALENTES A temperatura ambiental pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos.

Ejemplo: C12 H22 O11(s), H2 O(*), CO2(g) Poseen unidades discretas con una composición atómica definida y constantes llamada

molécula Son malos conductores eléctricos en cualquier estado físico, incluso disueltos en agua

no son electrolitos). Son blandos (baja dureza)

Poseen punto de fusión bajo y son menos solubles en el agua que los compuestos iónicos típicos

Excepciones: el HCl, H2SO4, HNO3, etc. son covalentes; pero disueltos en agua, se ionizan y conducen la corriente eléctrica (son electrolitos); el grafito (C) es covalente, sin embargo es buen conductor eléctrico; el diamante (C) es covalente, sin embargo es el material más duro que se conoce y de alta temperatura de fusión.

SE DIVIDEN:A) ENLACE COVALENTE NORMAL

A.1. E.C.N. Apolar: Unión de 2 no metales iguales. Ejemplo: Cl2, H2, O2, etc.A.2. E.C.N. Polar: Unión de no metales diferentes. Ejemplo: HBr, SO2, CO2, etc.

B) ENLACE COVALENTE COORDINADO O DATIVO:Un solo átomo brinda o aporta el par electrónico enlazante.

C) ENLACE COVALENTE SIMPLE:Consiste en un par electrónico enlazante entre 2 átomos. Ej:

x y o x y

D) ENLACE MÚLTIPLE:Consiste en 2 o más pares electrónicos enlazantes entre 2 átomos. Ejemplo:

X = Y X Y

E)SEGÚN EL TIPO DE ORBITAL MOLECULAR ENLAZANTE

Son de 2 tipos: Enlace sigma () y enlace pi ()

; X Y ; X Y

360

El enlace sigma

es simpleEl doble enlace hay un

y un En triple enlace hay un y dos


3. ENLACE METÁLICO:Propio de los metales que les permite actuar como molécula monoatómica. Gracias a este enlace se debe la alta conductividad eléctrica.

4. ENLACE DIPOLO – DIPOLO:Fuerza de atracción eléctrica entre los polos opuestos de moléculas polares.

5. ENLACE PUENTE DE HIDRÓGENO:Es considerado un caso especial de enlace dipolo – dipolo muy fuertes. Se forman entre las moléculas que contienen Hidrógeno (H), el cual está unido a elementos de alta electronegatividad y pequeño volumen atómico (Flúor, Oxígeno y Nitrógeno); siendo considerados las moléculas enlaces interatómicos de alta polaridad.

6. FUERZAS DE LONDON:Son denominados fuerzas de dispersión; consistente en una fuerza de atracción eléctrica muy débil.Generalmente se encuentran en moléculas apolares y en casos especiales también en polares.Gracias a estas fuerzas se explica la licuación de los gases (De gaseoso a líquido).

Orden de intensidad de las fuerzas intermoleculares.

Enlace puentede Hidrógeno Enlace

dipolo – dipolo

Enlace por fuerzasde London

También: Molécula Polar Enlace Covalente PolarMolécula Apolar Enlace Covalente Apolar

Molécula Polar: Debe ser heteroatómica (átomos diferentes), donde el átomo central posea electrones no enlazantes o átomos diferentes. Ejemplo: H2O, NH3, HCl, H2S, etc.

Molécula Apolar: Son aquellas que presentan moléculas homoatómicas simétricas (H2O2, N2, P4, S8, etc.) También si son heteroatómicas cuyo átomo central posee todos sus electrones enlazados con átomos iguales.

Ejemplo: CH4, CO2, BF3, etc.

Práctica Domiciliaria

1. Respecto al enlace químico, indique lo incorrecto

a) Los átomos libres son menos estables que sus respectivas moléculasb) Los átomos al enlazarse disminuyen su energíac) Todos los electrones de los átomos participan en el enlaced) Los átomos se pueden enlazar por comparición o transferencia de electronese) Cuando ocurre el enlace ocurre perdida de energía

2. Dadas las siguientes proposiciones:

a) El BeCl2 tiene enlace covalenteb) En el acetileno existe solo 2 enlace π

c) En el N2O4 hay dos enlaces dativosd) Entre las moléculas H2O, HF y NH3, existe enlace puente de hidrogenoe) El NH4Cl es un compuesto covalente

3. Sobre los compuestos covalentes es incorrecto

a) En su estado natural no conducen la electricidadb) A temperatura ambiente pueden ser sólidos, líquidos y gasesc) Poseen bajos puntos de fusión y ebulliciónd) Disueltos en agua si conducen la electricidade) Pueden tener en su composición elementos metálicos

4. Escoja la especie que posee mayor cantidad e enlaces dativos

a) H3PO4 b) HClO4 c) HNO2

d)H2SO4 e) O3

5. En cual de las especies químicas el átomo central tiene octeto expandido

a) AlCl4- b) Si2H4 c) H2CO d) BrF3 e) SbCl3

6. El metilbutileter es un compuesto oxigenado que se utiliza como aditivo antidetonante de las gasolinas ecológicas. Si su formula condensada es CH3OC(CH3)3. Hallar el numero de pares enlazantes y electrones no enlazantes

a) 16 y 4 b) 12 y 2 c) 17 y 2 d) 16 y 2e) 17 y 4

7. La acroleína es un compuesto que se utiliza como materia prima para fabricar cierto tipo de plásticos. Señale el numero de enlaces polares y apolares si su estructura es: CH2=CH-CHO

a) 4 y3 b) 5 y 2 c) 3 y 4 d) 2 y 5 e) 3 y 3

8. Cual de los siguientes compuestos seria soluble en el ciclohexano (C6H12)

a) NaCl b) HCl c) HNO3 d) CS2 e) CH3OH

9. Cuál de las siguientes afirmaciones es falso:

a) Al formarse un enlace se libera energíab) La estructura de Lewis se basa en los electrones de enlacec) Todos los átomos deben cumplir la regla del octetod) El hidrógeno es estable al poseer 2e- en su último capae) Todo enlace se realiza para obtener mayor estabilidad

10. Cuáles de las siguientes proposiciones son verdaderas

I) La regla del octeto fue enunciado por KosselII) A mayor energía mayor estabilidadIII) La energía de enlace es la energía liberada al formar un enlace

a) I y II b) Sólo III c) I y III

d) II y III e) Todas

361


11. Con respecto al enlace iónico, es falso:a) También se llama electrovalenteb) Forma sólidos cristalinosc) Existe transferencia de e-

d) Forma iones (catión y anión)e) Presenta bajos puntos de fusión y ebullición

12. De las siguientes sustancias quienes presentan enlace electrovalente únicamente:

a) CaO, SO2, PbO b) N2O, SiO2, Cl2O5 c) K2O, BeO, Fe2O3

d) N2O5, NH4NO3, HCl e) CaO, K2O, PbO

13. Respecto al compuesto iónico K2O; es falso

a) El potasio transfiere 1 electrónb) El oxígeno gana 2e-

c) El oxígeno presenta menor electronegatividadd) El potasio pierde electronese) Resiste altas temperaturas

14. Según el enlace covalente, cuántos son falsos:I) No existe compartición de electronesII) No resisten en altas temperaturasIII) Se da siempre ente no metal y no metalIV) Forma sólidos, líquidos y gases

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

15. Cuál de las siguientes sustancias son covalentesI. BeO II. NH4Cl III. CO2 IV. Cl2O5

a) I y II b) III y IV c) II, III y IV d) I, III y IV e) Todas

16. Es verdadero:

a) En un enlace covalente normal, el mas electronegativo no comparte electronesb) PH3 (fosfina) presenta enlace covalente apolarc) En el enlace covalente no existe compartición de electronesd) El enlace covalente solo forma compuestos gaseosose) Por lo general el enlace covalente polar se da entre átomos diferentes

17. Con respecto al enlace covalente:

I) En el covalente normal ambos átomos aportan la e- enlazantesII) El enlace dativo solo se da para los átomos de grupo VIIAIII) En el enlace dativo un solo átomo proporciona los e- enlazantesIV) Si ∆EN=0, entonces es un enlace covalente polar Cuántos son verdaderos:

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

18. Con respecto al H2CO3, es cierto:

a) Presenta 1 dativo y 4 enlaces normalesb) Presenta 0 dativos y 5 enlaces normalesc) Presenta 2 dativos y 6 enlaces normalesd) Presenta 0 dativos y 6 enlaces normalese) Presenta 4 dativos enlaces normales

19. Cuál será la representación Lewis par el HNO3

|O| |O| | ||

a) H – N - b) H – O – N = |

| |

c) = = - H d) | = N - - H || |O|

e) H+

20. Cuántas enlaces signos () y pi() poseen las siguientes sustancias.}

CH3

|1. CH C – CH – C C – CH = CH2

2.

Hallar: A=

a) b) 10 c) d) 5 e) 20

21. Señale cuales son verdadera respecto al enlace metálicoI) Las aleaciones presentan enlace metálicoII) Gracias a este enlace se debe la conductividad eléctrica y brillo metálicoIII) Permite actuar a las sustancias como moléculas poliatómicas

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

22. Sobre enlaces entre moléculas es falso:

a) Estas moléculas pueden ser polares o apolaresb) Mantienen unidas a moléculas en un sistema establec) Los E.P.H. son las más fuertesd) Son de origen físicoe) La unión se realiza a nivel intranuclear

23. Con respecto al enlace puente de hidrógeno (E.P.H.) son ciertas:I) Es la unión entre moléculas por lo general apolaresII) Explica los puntos de ebullición anormalmente elevadosIII) Es un caso de enlace dipolo - dipolo muy débila) I y II b) II y III c) I y III d) Sólo II e) Sólo I

24. Ordenar los enlaces intermoleculares según su intensidad Enlace puente de hidrógeno (E.P.H.) Enlace dipolo – dipolo (E.D.D.) Fuerzas de London (F.L)

362

CH=CH2


a) EDD > EPH > F.L b) F.L. > E.D.D. > E.P.H c) E.P.H. > E.D.D. > F.Ld) E.P.H = E.D.D = F.L e) E.D.D > F.L > E.P.H

25. Son moléculas polares excepto:

a) BF3 b) NH3 c) H2S d) H2O e) HCl

26. Representa un octeto expandido

a) BeCl2 b) H2O c) PCl5 d) BF3 e) CO

Funciones Inorgánicasa) FUNCIONES OXIGENADAS

ELEMENTO

METAL

+O2

NO METAL

+ O2

ÓXIDO BÁSICO O METÁLICO

+H2O

ÓXIDO ÁCIDO O

ANHIDRIDO

+H2O

HIDRÓXIDO

O BASE

OXÁCIDO U

OXIÁCIDO

REACCIÓN DE NEUTRALIZACIÓN

CATIÓN

OXANIÓN

SAL OXISAL

363

( )

( )

(OH )

(H )


b) FUNCIONES HIDROGENADAS

H2 + NO METAL + H2

HIDRÁCIDOS

(ACUOSO)

HDRÓXIDO (GASEOSOS) HIDR. ESPECIALES O BASE B, C, Si, N, P, As, Sb

SAL HALOIDEA

OJO: Metal + H2 Hidruro Metálico ( )

364

VIAVIIA

+

VIAVIIA

Estados de Oxidación

HIDRÓGENO

H = +1 → Forma ácidos, hidruros no metálicos

H = -1 → Forma hidruros metálicos

OXIGENO

O = -2 → Forma óxidos, ácidos.

O = -1 → Forma peróxidos

O = +2 → Se combina con el Flúor (F2O)

O = -1/2→ Forma superóxidos

HIDRURO NO METÁLICO


características de las funciones inorgánicos

FUNCIÓN ÓXIDO

1) Son compuestos binarios.2) Se forman a elevadas temperaturas.3) Los óxidos básicos son sólidos por lo general a temperatura ambiente y poseen enlace

iónico.4) Los óxidos ácidos presentan enlace covalente.

FUNCIÓN HIDRÓXIDO (OH)

1) Son compuestos ternarios.2) Son también llamados bases o alcales,.3) En solución su pH > 74) Colorean la fenaltaleína de rojo grosella y al papel de tornasol de color azul.5) La mayoría son insolubles en agua.6) Reaccionan con los ácidos produciendo la neutralización.7) Son buenos conductores.

FUNCIÓN ÁCIDO

HIDRÁCIDOS :

1) En solución acuosa forman iones.2) Colorean de rojo al papel de tornasol.3) Al actuar sobre ciertos metales desprenden hidrógeno.4) Producen la neutralización al reaccionar con las bases formando sal haloidea y agua.5) Por lo general son compuestos binarios y presentan enlace covalente.

OXÁCIDOS :

1) En solución acuosa forman iones.2) Colorean de rojo al papel tornasol.3) Al reaccionar con las bases producen la neutralización formando una oxisal y agua.4) Por lo general son compuestos ternarios con presencia de enlace covalente.5) Son buenos conductores.

FUNCIÓN SALES

HALOIDEA :

1) Forman sólidos cristalinos generalmente de color blanco.2) Por lo general son funciones binarias.3) Presentan altos puntos de fusión.4) Nacen de la reacción entre un hidrácido y una base (neutralización)

OXISAL :

1) Por lo general son de color blanco.2) Tienen altos puntos de fusión.3) Por lo general son funciones ternarias.4) Nacen de la reacción entre un oxácido y una base (neutralización).5) Pueden ser: neutras, ácidas, básicas, hidratadas dobles.

FUNCIÓN HIDRURO METÁLICO:

1) Por lo general son sólidos.2) Presentan altos puntos de fusión.3) Son funciones binarias.

Práctica Dirigida

1. Indicar la relación incorrecta respecto a los siguientes

a) Vanadio: +2, +3, +4, +5b) Silicio: +4c) Oxigeno: +2, -2, -1d) Plomo: +2, +4e) Cromo: +2, +4, +6

365

E.O. METALESLi, Na, K, Rb, Cs, Fr, Ag = +1; Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Zn, Cd = +2Al = +3Cu, Hg = +1, +2Au = +1, +3Fe, Co, Ni = +2, +3Pt, Sn, Pb = +2, +4

E.O. NO METALESB = +3 As, Sb, = +3, +5S = +2, +4, +6 Si = +4P = +1, +3, +5 Se, Te = +4, +6Cl, Br, I, = +1, +3, +5, +7

Elementos con comportamiento de Metal y No Metal.(ANFÓTEROS)

Elemento E. O. Metal E. O. No MetalCromo (Cr) +2, +3 +3, +6Vanadio (V) +2, +3 +4, +5Bismuto (Bi) +3 +5Manganeso(Mn) +2, +3 +4, +6, +7Nitrógeno(N) +1, +2 +1, +3, +5


2. Determinar el nombre y el estado de oxidación del Teluro en el siguiente compuesto:

a) ácido metatelúrico (+6)b) ácido piroteluroso (+4)c) ácido ortotelúrico (+6)d) ácido ditelúrico (+6)e) ácido ortoteluroso (+4)

3. Indique la relación formula – nombre común incorrecta:

a) GeH4: Germano b) PH3: fosfano c) H2Se(g): selano d) PbH4(g): plumbanoe) SbH4: estibano

4. Cuál de las siguientes compuestos no corresponde a la nomenclatura por el grado de oxidación:

a) H2O: hemióxido de hidrógeno b) Al2O3: sesquióxido de aluminioc) Pb3O4: óxido salino de plomod) Na2O: protóxido de sodio e) CO2: dióxido de carbono

5. Qué compuesto no lleva su nombre correcto:

a) H2MnO4: ácido mangánico b) H2S(ac): ácido sulfhídrico c) HCl(g): cloruro de hidrógeno d) H3PO2: ácido fosforoso e) H2Cr2O7: ácido dicrómico.

6. Cuál de las siguientes proposiciones es falso:

a) Todo elemento en su estado natural tiene E.O = cerob) En el Cr2O7

-2 el cromo actúa con estado de oxidación (+6)c) El hidrógeno actúa con E.O. = +1 frente a los no metales.d) El oxígeno actúa con E.O. = +2 frente al flúor e) Todo elemento del grupo IB actúa solo con E.O. = +1

7. Respecto a los siguientes compuestos:

(I) (II)

indique la proposición correcta:

a) En I el E.O. del oxígeno es –2b) En II el E.O. del oxígeno es –1c) En I la valencia del oxígeno es –1

d) En ambos (I) y II la valencia del oxígeno 2e) En II la valencia del hidrógeno es 2

8. En la siguiente relación de sales ¿Cuántos son sales ácidos?

* NaHCO3 * Ca(HSO4)2

* Na2PO3* CaOHClO* HMnO4 * Fe(NO3)3

* (NH4)2SO4

a) 2 b) 4 c) 7d) 5 e) 8

9. Indique el número de átomos presentes en una unidad fórmula del piroxilicato básico de magnesio (Talco) y sulfato doble de aluminio y potasio dodecahidratado (alumbre) respectivamente.

a) 12,24 b) 13,26 c) 15,30d) 8,35 e) 21,48

10. La pérdida de agua de una sal hidratada (parcial o total) por elevación natural de la temperatura o disminución de la presión:

a) Higroscopia b) Eflorescenciac) Delicuescencia d) Deshidratación e) Punto de Rocío

11. Hay una segunda forma de nombrar a los ácidos oxácidos recomendada por la IUPAC por su sencillez y carácter sistemático. Indique el ácido mal nombrado.

a) H2SO3: trioxosulfato (IV) de hidrógenob) HNO2: Dioxonitrato (III) de hidrógeno c) HClO4: pertetraoxoclorato (VII) de hidrógeno d) H2CO3: Trioxocarbonato (IV) de hidrógenoe) H3PO4: Tetraoxofosfato (V) de hidrógeno

12. Señale la relación incorrecta ión – nombre:

a) : ditioortonitrato

b) : ferricianuro

c) CNS-: tiocianato d) S2O7

-2: bisulfato e) B4O7

-2: tetraborato

13. Cierto oxácido del arsénico (As) de fórmula HxAsyOZ se deshidrata y se obtiene un óxido ácido heptatómico. Determine la atomicidad del ácido polihidratado de dicho elemento tipo orto, si actúa con el mismo número de oxidación que en el oxácido inicial.

a) 7 b) 14 c) 16d) 10 e) 8

366


14. Indique la alternativa que presenta la relación incorrecta sal – nombre.

a) Na3SbO4: antimoniato sódico b) MgSO4: Tetraoxosulfato (VI) de magnesio c) NiCr2O7: dicromato de niquel (II)d) (AsH4)2SO4: sulfato de arsénico e) HgCNO: cianato de mercurio (I)15. Dadas las siguientes fórmulas:

I. NiSII. CuCl2III. (NH4)2Si2O5

IV. AuHSO4

V. Zn3(AsO4)3

Considerando orden correlativo ¿Qué nombre es incorrecto?

a) Sulfuro de níquel (II)b) Cloruro cúprico c) Silicato de amoniod) Sulfato ácido de oro (I)e) Tetraoxoarseniato (V) de Zinc

16. Que compuesto tiene mayor número de átomos por unidad fórmula:

I. Tiosulfato de magnesio II. Cloruro de calcio pentahidratado III. Peroxipermanganato argéntico IV. Ferricianuro plúmbicoV. Pirosilicato básico de magnesio

a) III b) V c) IVd) II e) I

17. Un oxácido de un elemento anfígeno, tiene como atomicidad 7. si este elemento forma una sal neutra al reaccionar con el hidróxido de aluminio, su atomicidad será:

a) 12 b) 14 c) 20d) 17 e) 15

18. ¿Cuántas fórmulas correspondientes a los nombres dados no son correctos?

I. Sulfato de amonio (NH4)2SO3

II. Ortofosfato diácido cúprico: Cu(H2PO4)2

III. Bisulfuro estannoso: SnHSIV. Ferrocianuro de potasio: K4Fe(CN)6

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

19. Qué relación formula: nombre es incorrecta:

a) PbS: galena b) ZnS: Blenda c) FeS2: Piritad) Ag2S: Cinabrio e) Cu2S: calcosina

20. Los nombres comunes para los siguientes óxidos, respectivamente son:

a) Alúmina, borax, magnetita b) Alúmina, sílice, magnetita c) Pirolusita, cuarzo, hematita d) Corindón , sílice, hematitae) Alúmina, topacio, hematita

21. Que compuesto no forma parte de la siguiente reacción:

a) Hielo seco b) Sosa cáustica c) Oxidano d) Hidrogenotrioxocarbonato (IV) de sodio.e) Hidróxido sódico

22. Cuál de las siguientes reacciones corresponde a un fenómeno de delicuescencia.

a) CuS + FeS CuFeS2

b) ZnCl2 + 3H2O ZnCl2 . 3H2Oc) Na2CO3.10H2ONa2CO3 . H2O+9H2Od) KclO3 KCl + O2

e) FeCO3 + Li2CO3 FeLi2 (CO3)2

23. Qué características no corresponden a la siguientes sal:

a) Es una sal oxisalb) Es una sal doble c) Es una sal hidratadad) Es una sal neutrae) Es una sal básica

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Modulos i 2008 II Quimica

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