Razonamiento Lógico - bertrandrussel.weebly.com · El modelo de Sommerfield (1916), sobre la base de los modelos anteriores introduce el concepto de subniveles de energía. Tiene

Razonamiento Lógico

QUÍMICA INORGÁNICA DOCENTE: Dr. Richard Herrera A.

ESTRUCTURA ATÓMICA

EVOLUCIÓN DE LOS MODELOS ATÓMICOS: Para explicar la estructura del átomo se han propuesto varios modelos. A través de la historia Jhon Daltón 1803 dio a conocer en base científica la teoría atómica. El modelo de Thomson (1904), considera que las partículas se distribuyen uniformemente. El modelo de Rutherford (1910), considera que la carga positiva se concentra en un solo sitio del átomo, el núcleo y la carga positiva se concentra en un solo sitio del átomo, el núcleo, y la carga negativa se distribuye alrededor de éste. El modelo de Bonhr (1913), aprueba del modelo de Rutherford, pero explica que los electrones giran alrededor del núcleo como lo hacen los planetas alrededor del sol; introduce el concepto de niveles de energía. El modelo de Sommerfield (1916), sobre la base de los modelos anteriores introduce el concepto de subniveles de energía. Tiene órbitas elípticas. TEORIA ATÓMICA ACTUAL. La teoría atómica actual es un modelo matemático basado en la mecánica cuántica elaborado por Paul Dirac y Pascual Jordan y planteado por Schrodinger, es la que describe con mayor exactitud la distribución electrónica en la vecindad del núcleo aprovechando el concepto de orbital y además proporciona la mejor descripción de las interacciones entre la materia, energía, tiempo y espacio. Los principios básicos de la teoría atómica actual son: Niveles estacionarios de energía de Bohr (1913) Existen regiones del espacio donde el electrón no pierde ni gana energía y el paso de una región a otra se produce por una pérdida o ganancia de energía, tiempo y espacio. Dualidad de la Materia de Broglie (1924) Todas las partículas tienen una naturaleza dual: onda-partícula, nosotros observamos solo una de ellas. Principio de Incertidumbre de Heinsemberg (1927) Es imposible conocer con exactitud la posición y la velocidad de un electrón simultáneamente y solo debemos conformarnos con tener una idea bastante aproximada de la: Región, Espacio; Energético, Manifestación, Probabilística, Electrónica (REEMPE)

EL ÁTOMO

DEFINICIÓN: Es un sistema energético en equilibrio. Es la mínima porción de la materia, capaz de tener existencia independiente y ser divisible, en capacidad de combinación. PARTES DEL ÁTOMO.- El átomo está constituido por 2 partes; el núcleo atómico y la nube electrónica. NUCLEO ATOMICO.- Esta formado por otras partículas más pequeñas que pertenece a la familia de los electrones, muones, mesones, bariones, de las cuales las más importantes son los protones, neutrones y electrones. ==> PROPIEDADES DEL NÚCLEO ATÓMICO 01. NUMERO ATÓMICO: “Z”

- Es la cantidad de protones que tiene el átomo - Es la cantidad de electrones que tiene el átomo - Es la ubicación que tiene en la tabla periódica

02. MASA ATÓMICA “A” Es la suma de protones y neutrones que tiene el átomo: Ejemplo: zXA= 35Br 80

03. ISOTOPOS Ó HILIDOS: Son los átomos del

mismo elemento que tiene el mismo numero atómico y diferente Masa Atómica y neutrones. Ejemplo

04. ISOBAROS: Son aquellos átomos diferentes que tienen la misma masa atómica y diferente número atómico y neutrones. Ejemplo: 05. ISOTONOS: Son aquellos átomos diferentes que

tienen la misma cantidad de neutrones. Ejemplo: 06. ISOELECTRÓNICOS.- Son átomos que tienen

igual número de electrones. Ejemplo: 07. RADIACTIVIDAD: Es un fenómeno de

desintegración nuclear, que consiste en la emisión espontánea de radiaciones alfa, beta y gama.

Características Generales:

1. Todo átomo es eléctricamente neutro. #p+ = #e-

2. Se denomina número atómico (Z) al valor que indica el número de protones.

Z = Nº de protones = Nº Atómico 3. Se denomina número de Masa (A) al valor que

indica la suma de protones y neutrones. A = Nº de Masa = Z + N

4. Todo átomo convencionalmente presenta el siguiente esquema:

Ejemplos: Completar: 5. Se denomina Elemento Químico al conjunto de

átomos que presenta el mismo número atómico (z).

PROBLEMAS

01. Cuándo 3 átomos tiene igual número de neutrones se denomina:

A) Isóbaros B) Isotonos C) Isótopos D) Isoelectricos E) Número atómico

02. Un átomo cuando llega a tener una carga negativa se denominan.

A) Ión B) Catión C) Anión D) Cátodo E) Ánodo

03. El núcleo de un átomo es Z=30 y A=78 contiene:

A) 30 protones, 48 electrones B) 30 electrones, 30 protones C) 30 neutrones, 30 protones D) 48 neutrones, 30 protones E) 48 electrones, 78 protones

04. El núcleo de un átomo puede contener: a) Neutrones y electrones b) Neutrones, protones y electrones c) Neutrones y protones d) Sólo electrones e) Protones electrones 5. Señale estrictamente el orden creciente de las masas de Protón, Electrón y Neutrón. a) Protón < Electrón < Neutrón b) Electrón < Neutrón < Protón c) Electrón < Protón < Neutrón d) Electrón < Protón = Neutrón e) Protón < Neutrón < Electrón 6. Los Protones:

a) Son partículas fundamentales ubicadas en la nube electrónica.

b) Son corpúsculos fundamentales, sin carga eléctrica ubicada en el núcleo.

c) Son partículas fundamentales del átomo. d) Al igual que los positrones se encuentran en la

envoltura. e) Son corpúsculos cargados positiva-mente ubicados

en el núcleo del átomo: 7. El Neutrón es una partícula del Átomo: a) De masa similar al Protón pero sin carga

eléctrica. b) Con carga eléctrica elemental negativa. c) Con carga eléctrica elemental positiva. d) Que enlaza a los diferentes núcleos. e) N.A. 8. Completar: "Los.......... poseen carga positiva, los.......... poseen

carga negativa y los.......... son neutros" El conjunto de palabras que completan correctamente

el texto es: a) Neutrones - Protones - Electrones b) Electrones - Protones - Neutrones c) Protones - Electrones - Neutrones d) Electrones - Neutrones - Protones e) Neutrones - Electrones - Protones 9. El Electrón de un átomo de hidrógeno: a) Es idéntico al electrón del átomo de oxígeno b) Es más grande que el electrón del átomo de

oxígeno c) Tiene mayor masa que el electrón del átomo de

oxígeno d) Puede tener mayor o menor carga que el

Electrón del átomo de oxígeno e) Tiene mayor carga que el electrón del átomo de

oxígeno 10. De las proposiciones: I. El núcleo contiene casi toda la masa del

átomo II. La zona extranuclear es la parte del átomo

que mayor espacio ocupa y la de mayor masa. III. El núcleo es Neutro IV. Protones y Neutrones se encuentran en el

núcleo Las incorrectas son a) Ninguna b) Todas c) III d) II y III e) IV 11¿Porqué el átomo es, desde el punto de vista eléctrico, neutro? a) Porque contienen sólo neutrones b) Porque tiene Protones y Electrones en el núcleo c) Porque tiene igual número de protones y

electrones d) Porque tiene igual número de protones y

neutrones e) Ninguna 12. El número "Z" de protones que tiene el núcleo de un átomo constituye su: a) Número de masa b) Número atómico c) Peso atómico d) Fórmula molecular e) Ninguna 13. Para determinar el número atómico de un elemento se necesita conocer:


a) En que circunstancias fue descubierto el elemento

b) El número de neutrones y protones que tiene el núcleo

c) La variedad de compuestos binarios que pueden formarse con el oxígeno

d) El número de protones en el núcleo de sus átomos o de electrones alrededor de estos núcleos.

e) Ninguna 14. Indique, ¿cuál de las palabras que siguen llenarán correctamente el blanco del párrafo siguiente? "El.......... podemos obtener sumando el número de electrones y neutrones". a) Número Atómico b) Número de masa c) Número de orbítales d) Número de Protones e) El número de sub - capas 15. El número atómico de un elemento es 34, ¿cuántos protones tiene el núcleo? a) 17 b) 34 c) 68 d) 10 e) 53 16. El número de masa de un elemento es 238 y el número atómico 92. El número de protones que existe en el núcleo de este elemento es: a) 238 b) 146 c) 92 d) 320 e) N.A. 17. Si un elemento tiene número atómico 24 y peso atómico 52, ¿cuántos electrones tiene un átomo neutro? A) 76 b) 52 c) 24 d) 28 e) 48 18.El núcleo de un átomo tiene 80 neutrones y 52 protones. Su número atómico es: a) 28 b) 132 c) 52 d)80 e) N.A. 19.El Cloro Natural tiene número atómico 17 y una masa atómica 35,5, ¿cuántos protones tiene su núcleo? a) 17 b) 18 c) 23 d) 35,5 e) 18,5 20.Si el número atómico de Fluor es 9 y su masa atómica 18,9995, ¿cuántos electrones, protones y neutrones, respectivamente tienen su átomo? a) 8, 8 y 9 b) 9, 9 y 19 c) 19, 9 y 10 d) 9, 10 y 9 e) 9, 9 y 10 21.El núcleo de un átomo, de número atómico 8 y de número de masa 16, contiene: a) 16 neutrones b) 8 protones y 8 electrones c) 8 protones y 8 neutrones d) 16 protones e) 8 protones y 16 neutrones 22.¿Qué datos suministra los números del símbolo 157N? a) 15 = número atómico 7 = número de neutrones b) 15 = número de masa 7 = número atómico c) 15 = número de electrones 7 = número de masa d) 15 = número de protones + electrones 7 = número atómico e) 15 = número de neutrones 7 = peso atómico 23.¿Cuál de los siguientes pares de elementos tiene igual número de neutrones?

a)

b)

c)

d)

e) 24.En cierto átomo el número de protones es 3 unidades menor que el número de neutrones. Si el número de masa es 73 determinar el número atómico. a)39 b) 34 c) 44 d)36 e) 35 25. En cierto átomo el número de protones es al número de neutrones como 3, es a 4. Si el número de masa es 84 determinar el número atómico. a) 12 b) 36 c) 48 d) 26 e) N.A. 26. El núcleo de un átomo contiene neutrones equivalentes al doble de los protones. Si la suma del número de masa y de neutrones es 140. Calcular los protones que posee. a) 10 b) 24 c) 48 d) 56 e) 28 27.El núcleo de un átomo contiene neutrones equivalente al triple de los protones. Si la suma del número de masa y de neutrones es 210. Calcular los protones que posee. a)10 b) 24 c) 30 d) 56 e) 50 28.Dos átomos A y B, tiene igual número de neutrones. Si la suma de sus números atómicos es 76 y la diferencia de sus números de masa es 4. ¿Cuántos electrones tiene el átomo A? a)50 b) 40 c) 27 d)45 e) 55 29.Los elementos químicos con las formas fundamentales de la materia cuyos átomos tiene la particularidad de presentar: a) El mismo número atómico b) El mismo número de moles c) El mismo número de Avogadro d) El mismo número de neutrones e) El mismo número de isótopos 30.¿Qué expresión corresponde al concepto moderno de elementos químico? a) Sustancia química indivisible constituida por

átomos iguales b) Sustancia química perfecta-mente homogénea c) Sustancia química constituida por átomos con igual

número de masa d) Sustancia química cuyos átomos poseen el mismo

número atómico e) Sustancia química que presenta dos ó más formas

alotrópicas 31.Cada elemento tiene un número atómico característico que significa que todos los átomos de un mismo .............. tiene el mismo número de .............. a) Período - neutrones b) Nivel - orbítales c) Elemento - protones d) Grupo - protones e) Elemento - neutrones 32.Átomos de un mismo elemento siempre contiene el mismo número de: a) Protones y neutrones b) Electrones y neutrones c) Electrones y protones d) Electrones, protones y neutrones e) N.A.

33.Todos los átomos de un elemento dado deben tener el mismo (la misma) a) Masa atómica b) Número atómico c) Número de masa d) Número de neutrones e) N.A.



TEORIA ATOMICA II - DISTRIBUCION

ELECTRONICA NUMEROS CUANTICOS

OBJETIVOS: - Comprender el comportamiento del electrón en un

sistema atómico. - Ser capaz de manejar el significado y aplicaciones

de los cuatro números cuánticos para describir las características de los estados cuantizados de energía (niveles, subniveles y orbitales) y del electrón.

- Realizar la distribución electrónica de cualquier especie atómica (átomos neutros e iones).

ESTRUCTURA DE LA NUBE ELECTRONICA

La nube electrónica (zona extranuclear), es la parte del átomo que rodea al núcleo donde se encuentran los electrones en movimiento en torno a él, a grandes velocidades. Estos electrones se encuentran en orbitales que pertenecen a los subniveles y niveles de energía.

1. Nivel de Energía (n)

Contiene, a los electrones con semejante alejamiento máximo promedio respecto al núcleo. En estas regiones, los electrones se encuentran girando en torno al núcleo sin ganar ni perder energía.

Notación cuántica (n)

1 2 3 4 5 6 7 ...

Notación Espectroscópica

K

L

M

N

O

P

Q ...

Observación:

2. Subnivel

de energía (l) Contiene a los electrones que tienen la misma energía. Estos subniveles se encuentran conformando los niveles mas comunes son:

Tipo

l

Forma

del Orbital

Número de

orbitales

Número máximo

de electrones

Sharp (S) 0 Esférica 1 2

Principal (p) 1 Dilobular 3 6

Difuso (d) 2 Tetralobular

5 10

Fundamental ( f )

3 Octolobular

7 14

Observación:

3. Orbital o REEMPE Es la región del espacio atómico en donde existe la máxima probabilidad de encantar al electrón. Un orbital puede contener como máximo dos electrones. Clases de Orbitales:

orbital lleno (2 electrones apareados)

orbital semilleno (1 electrón desapareado)

orbital vacío

Regla de Hund Se le conoce con el nombre de “Principio de la MAXIMA MULTIPLICIDAD” y establece que los electrones de un átomo al llamar subniveles de energía lo hacen tratando de ocupar el mayor número posible de orbitales. Ejemplo: 1 orbital lleno 2 orbitales semillenos 2 electrones apareados 2 electrones desapareados

NUMEROS CUANTICOS Es un conjunto de valores (n, l, m, s) que describen cada uno de los estados posibles para un electrón haciendo posible el ordenamiento electrónico de cualquier átomo denominado configuración electrónica: Los tres primeros números cuánticos fueron deducidos por Schrödinger a partir de una ecuación denominada ecuación de onda. El número cuántico “s” de Spin fue asociado al electrón en forma independiente por Göudsmit y Uhlenbeck siendo obtenido en forma experimental por Stern y Gerlach.

1. Número Cuántico Principal (n) Determinar el tamaño de la nube electrónica y siga el valor del nivel de energía, sus valores son:

n = K, L, M, N, O, P, Q, . . . .,

N = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, . . . ,

2. Número Cuántico Secundario o Azimutal (l) Determina la forma de la nube electrónica, y fija el valor del subnivel de energía, sus valores son:

l = s, p, d, f, . . . ., n - 1 l = 0, 1, 2, 3, . . . ., n - 1

3. Número Cuántico Magnético (m) Determina la orientación de la nube electrónica y fija el valor del orbital.

(l = 0) s 0 (l = 1) p -1 0 +1 (l = 2) d -2 -1 0 +1 +2 (l = 3) f -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 Sus valores son:

m = 0, 1, 2, 3, . . . . , 1

4. Número Cuántico Spin Magnético (s) Determinar el sentido de giro del electrón sobre su propio eje, los únicos valores que adopta son: S = + 1/2 , - 1/2

+ 1/2 - 1/2

PRINCIPIO DE EXCLUSION DE W. PAULL

En un átomo no pueden existir dos o más electrones que presenten los cuatro números cuánticos iguales. Al menos se deben diferenciar en el número cuántico magnético del Spin (S). CONFIGURACION ELECTRONICA (C.E.) Consiste en ordenes a los electrones de un sistema atómico de acuerdo al principio de formación AUFBAU (construcción) el cual establece que los electrones deben ordenarse de menor a mayor energía. Regla de Möllier:

ENERGIA RELATIVA (E.R.) La energía asociada a las regiones orbitales dependen de la suma de los números cuánticos principal y secundario. E.R. = n + 1 Propiedades: 1. A menos energía relativa, mayor estabilidad de los orbitales atómicos. 2. Los orbitales de un mismo subnivel son “degenerados” porque tienen la misma energía relativa. 3. Si dos o más orbitales presentan igual suma “n+1” entonces su energía aumenta en el orden creciente de “n”.

PROBLEMAS 01.Indicar verdadero (V) o falso (F) de las proposiciones. ( ) En la zona extranuclear se encuentran los electrones. ( ) El tamaño del átomo lo determina el núcleo. ( ) Un orbital es la región más probable en donde se puede hallar un protón.

Número de electrones por nivel = 2n2 Número máximo de orbitales por nivel = n2 Número de subniveles por nivel = n

Número de electrones por subnivel = 4l + 2 Número máximo de orbitales por subnivel = 2l + 1

Niveles 1 2 3 4 5 6 7

Capas K L M N O P Q

S U B N I V E L E S

S2

S2 p6

S2 p6 d10

S2 p6 d10 f14

S2 p6 d10 f14

S2 p6 d10

S2 p6

Número máximo de electrones por nivel

2

8

18

32

32

18

8

niveles completos niveles incompletos

Capacidad máxima

2

8

18

32

50

72

98

2p4

Número de electrones contenidos

subnivel ( l )

Nivel (n)

Px Py Pz 2p4

Spiner paralelas

(inestables)

Spiner antiparalelas

(estables)

Una especie es para magnética, si presenta orbitales semillenos. Si no los tiene es

diamagnético.


( ) Cada orbital se satura de acuerdo con el principio de máxima multiplicidad. a) VVFV b) VFFV c) FFVV d) FFFV e) VFVF 02. Indicar verdadero o falso, según correspondan: ( ) El número de electrones máximo en n = 20 es 400. ( ) El número máximo de orbitales, para l = 8 es 17. ( ) El número máximo de orbitales, para un nivel es n2. ( ) El número máximo de electrones en un subnivel es 4l + 2. a) VVVV b) VVFF c) FVVF d) FVVV e) FFVV 03. Señale la proposición falsa: a) El número cuántico del Spin (S) se refiere al sentido de rotación del electrón sobre sí mismo. b) El número cuántico el magnético (m) nos da la idea de la orientación de la nube electrónica. c) El número cuántico azimutal (l) determina la forma de la nube electrónica, y fija el valor del subnivel de energía. d) El número cuántico principal (n) de la idea de la distancia del electrón al núcleo. e) Los subniveles f, p, d, s, pueden albergar como máximo 14, 10, 6 y 2 electrones respectivamente. 04.Un átomo neutro posee 4e en la capa N, indicar el número atómico de dicho átomo. Además el número de electrones que tiene su anión tetravalente. a) 32,36 b) 31,35 c) 30,34 d) 30,36 e) 32,3 05.¿Cuál de las representaciones cuánticas correspndería a un electrón ubicado en el subnivel 5p? a) (5,0, 0 + 1/2) b) (5, 1, 2 - 1/2) c) (5, 2, 2 + 1/2) d) (5, 2, 0 - 1/2) e) (5, 1, -1 + 1/2) 06.Un átomo presenta 4 orbitales principales llenos. Determinar el número de nucleones si sus neutrones exceden en uno a sus protones. a) 30* b) 32 c) 33 d) 34 e) 35 07.El catión divalente de un átomo tiene 24 electrones. Señale la alternativa incorrecta:

a) Su número atómico es 26. b )El catión tiene 4 orbitales semillenos. c )El átomo neutro tiene 4 niveles de

energía. d) El átomo neutro tiene 4 orbitales

semillenos. e) El catión tiene 4 niveles.

08.¿Cuál es el número de electrones de un catión tetravalente?, si el átomo neutro posee 3 REMPE saturados en la capa N. a) 29 b) 30 c) 31 d) 32 e) 33 09.Determinar la suma de los 4 números cuánticos para el último electrón de la notación:

125 f

a) 7,5 b) 8 c) 12 d) 8,5 e) 5,8 10. ¿Cuál es la carga de un ión quien posee 15 protones y un último electrón que tiene el siguiente estado cuántico (3, 0, 0, +1/2)? a) +1 b) +6 c) +4 d) -1 e) -4 11.¿Cuál tiene mayor energía? a) (3, 2, -1, +1/2) b) 3p4 c) (5, 2, -1, +1/ 2) d) 5s2 e) 3p4

12.Si un elemento químico tiene 5 niveles de energía ¿Cuál será la máxima cantidad de electrones que tendrá en su configuración electrónica? a) 56 b) 50 c) 64 d) 60 e) 54 13.¿Cuál es el número atómico de un átomo neutro que termina su distribución electrónica en 3S1? a) 11 b) 10 c) 14 d) 13 e) 12 14.Señale la carga nuclear de un átomo sabiendo que su último electrón posee la notación cuántica: (4, 2, +2, +1/2). a) 46 b) 43 c) 40 d) 30 e) 25 15.Para la configuración electrónica del Arsénico (Z = 33). Indique el número de electrones de valencia, orbitales llenos y orbitales semillenos. a) 5; 10; 1 b) 5; 15; 2 c) 5; 15; 3 d) 3; 15; 3 e) 3; 16; 2 16.Si el ion x-2 es isoelectrónico con Y; determinar los

números cuánticos del átomo 18X .

a) (3, 1, -1, -1/2) b) (3, 2, -2, +1/2) c) (3, 0, 0, -1/2) d) (3, 2, -1, +1/2) e) N.A. 17.El átomo de un elemento E tiene 11 electrones “principales”. Determine la suma de sus neutrones de los isótopos 32E y 36E. a) 32 b) 33 c) 34 d) 35 e) 36 18.Para el siguiente ión:

3

2x5708x3 E

Determinar el número de orbitales apareados y desapareados respectivamente. a) 16; 1 b) 17; 2 c) 18; 3 d) 17; 1 e) 17; 3 19.Ordenar a los siguientes REEMPE de acuerdo al orden creciente de sus energías relativas. 3p; 5s; 4d; 6f a) 6f; 5s; 4d; 3p b) 3p; 4d; 5s; 6f c) 3p; 5s; 4d, 6f d) 6f; 5s; 4d; 3p e) 6f; 4d; 5s; 3p 20.Señale la configuración electrónica no correcta.

a) Ne:Na 1

11

b) Ar:Cl 1

17

c) 62626222

26 d3s4p3s3p2s2s1:Fe

d) 2

20 s4Ar:Ca

e) 42622

16 p3s3p2s2s1:S

21. Determine el tipo de orbital en que se encuentra un electrón, si en cada caso, está definido por los siguientes números cuánticos: I. (4, 3, +2, +1/2) II. (3; 1, 0, -1/2) III. (5, 2, +1, +1/2) a) 4f, 3d, 5p b) 3d, 4p, 5s c) 4f, 3d, 5f d) 4f, 3p, 5d e) 4d, 3d, 4s 22. Qué juego de números cuánticos no es probable para un electrón. a) (3, 2, -1, -1/2) b) (2, 0, 0, +1/2) c) (2, 1, 0, -1/2) d) (1, 0, 0, -1/2) e) (4, 3, -4, -1/2) 23.Halle el número de masa de un elemento si se sabe que el doble de su número de neutrones la excede en 2 unidades y que el átomo neutro presenta una tercera capa con 4 electrones.

a) 28 b) 29 c) 40 d) 30 e) 16 24.Para un elemento de carga nuclear 26, indicar el número de subniveles completos. a) 5 b) 6 c) 4 d) 3 e) 7 25.Hallar el número atómico de un átomo neutro que tiene 6 orbitales llenos en el tercer nivel. a) 2 b) 6 c) 18 d) 10 e) 27 26. Determine el número de niveles llenos, subniveles llenos y orbitales llenos para el átomo:

67

35 As

a) 3, 7, 15 b) 4, 10, 13 c) 4, 8, 15 d) 3, 7, 16 e) 4, 8, 16 27. Indique la distribución electrónica incorrecta:

a) 3

26Fe: 5d3Ar

b) Cr24 :

51 d3s4Ar

c) Pd46 :

10d4Kr

d) 2

29Cu: 72 d3s4Ar

e) 2

8 O : Ne

28.Los números de masa de dos isótopos suman 110 y la suma de sus neutrones es la mitad de la cantidad de protones de dicho átomo. Determine el número de subniveles principales llenos en dicho átomo. a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5 29.Si el número de masa de un catión trivalente es 59, y en su tercer nivel presenta 5 orbitales semillenos. Determinar el número de neutrones. a) 28 b) 31 c) 44 d) 51 e) 60 30.La suma de los números de masa de los tres isótopos de un elemento es 126 y la suma de sus neutrones es 60. Halle la cantidad de electrones del nivel más alejado de cualquiera de los isótopos. a) 2 b) 4 c) 5 d) 7 e) 8 RECUERDA: ES DIFICIL CAER, PERO ES PEOR AUN NO HABER INTENTADO SUBIR ¡EXITOS JOVEN!



TABLA PERIODICA

1. EVOLUCION HISTORICA a) HIPOTESIS DE PROUST (1815): Considera que los elementos son múltiplos del átomo de HIDROGENO, al cual considera GENERADOR de todos los demás elementos. b) DOBEREINER (1817): Ordena a los elementos en TRIADAS con la condición de que el peso atómico del elemento central, era la semi suma de los otros dos. c) CHANCURTOIS (1862): Ordena los elementos según su peso atómico creciente y los distribuye dentro de un cilindro d) NEWLANDS (1864): LEY DE LAS OCTAVAS Ordenó los elementos según sus pesos atómicos, dispuso los elementos en filas horizontales de 7 en 7 donde el octavo elemento repetía las propiedades químicas análogas al primero. e) MENDELEEV – MEYER (1869): En forma independiente formularon el famoso SISTEMA PERIODICO DE LOS ELEMENTOS. Las propiedades de los elementos químicos dependen de la ESTRUCTURA del átomo y de su PESO ATOMICO. Mendeleev (ruso) basó su clasificación en las propiedades químicas y Meyer en las propiedades físicas. f) HENRY MOSELEY (1913): Descubre la Ley Natural de los elementos que establece lo siguiente: “Las propiedades de los elementos químicos es una función periódica de su número atómico; es decir, varían en forma periódica con la carga nuclear”.

2. TABLA PERIODICA MODERNA Fue diseñado por el químico alemán J. Werner, basándose en la Ley de Moseley y la distribución electrónica de los elementos. 2.1. DESCRIPCION GENERAL:

}a. Los 109 elementos reconocidos por IUPAC están ordenados según el número atómico creciente, en 7 periodos y 16 grupos (8 grupos A y 8 grupos B). Siendo el primer elemento el Hidrógeno y el último el Meitnerio. Se tienen sintetizado hasta el 112. b. Periodos: es el ordenamiento de los elementos en línea horizontal. Estos elementos difieren en sus propiedades, pero tienen la misma cantidad de niveles en su estructura atómica. c. Grupo o Familia: es el ordenamiento de los elementos en columna. Estos elementos presentan similar disposición de sus electrones externos; de allí que forman familias de elementos con propiedades químicas similares.

GRUPO A Están formados por los elementos representativos donde los electrones externos o de valencia están en orbitales “s” y/o “p”.

GRUPO Electrones de valencia

Denominación

IA ns1 Metales alcalinos (excepto el H)

IIA ns2 Metales Alcalinos Térreos

IIIA ns2, np1 Boroides o Térreos

IVA ns2, np2 Carbonoides

VA ns2, np3 Nitrogenoides

VIA ns2, np4 Anfígenos o Calcógenos

VIIA ns2, np5 Halógenos

VIIIA

ns2, np6

He = 1s2 caso de excepción

Gases Nobles o raros

GRUPO B Están formados por elementos de transición, en cuyos átomos el electrón de mayor energía relativa están en orbitales “d” o “f”. La configuración termina en subnivel “d”. Los de transición interna termina en el subnivel “f”.

GRUPO Configurac. Denominación

IB ns 1, (n-1)d 10

Familia del Cobre (metales de acuñación)

IIB ns 2, (n-1)d 10

Familia del Zinc (elementos “puente”)

IIIB ns 2, (n-1)d 1 Familia del Escandio

IVB ns 2, (n-1)d 2 Familia del Titanio

VB ns 2, (n-1)d 3 Familia del Vanadio

VIB ns 1, (n-1)d 5 Familia del Cromo

VIIB ns 2, (n-1)d 5 Familia del Manganeso

VIIIB

ns 2, (n-1)d 6

ns 2, (n-1)d 7

ns 2, (n-1)d 8

Familia Ferromagnéticos (Fe, Co, Ni)

3.¿COMO SE UBICA UN ELEMENTO QUIMICO Regla Nº 1 : El máximo número cuántico principal “n” señala el período. Ej: 26Fe : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 4º Período Regla Nº 2 : La suma de electrones de la última capa señala el grupo (Tipo A) al que pertenece el elemento representativo. Ej: 35 Br: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 Grupo VII A Regla Nº 3 : La suma de electrones de los últimos subniveles “s” y “d” , señala el grupo (Tipo B) al que pertenece el elemento de transición.

GRUPO

IB IIB IIIB

IVB

VB VIB

VIIB VIIIB

# e en (s+d)

11 12 3 4 5 6 7 8, 9 10

4. CLASIFICACION DE LOS ELEMENTOS 4.1. SEGÚN SU ORIGEN a) Elementos naturales: se encuentran en la naturaleza en forma libre o formando parte de un compuesto químico. En total son 90, desde el Hidrógeno hasta el Uranio (Z = 92). Excepto el Tecnecio (Z = 43) y el Prometio (Z = 61) que son artificiales. b) Elementos Artificiales: se obtienen mediante la transmutación nuclear. Actualmente existen 19 reconocidos. Elementos con un “Z” mayor a 92 se denominan Transuranidos. 4.2. SEGÚN SUS PROPIEDADES A. METALES: son en total 84 elementos. En sus propiedades físicas se tendrán: * Son sólidos, excepto el Hg que es líquido, a temperatura ambiente. * Poseen temperatura y densidad variable. * Son maleables (láminas) y dúctiles (hilos) * Poseen brillo metálico. * Poseen alta conductividad térmica y eléctrica En sus propiedades químicas se tendrán: * En el nivel externo poseen 1, 2, 3 ó 4 electrones. * En las reacciones químicas, pierden electrones de valencia (se oxidan). * Tienen bajos potenciales de ionización. B. NO METALES: son en total 22 elementos. En sus propiedades físicas se tendrán: * Son malos conductores eléctricos * Son buenos aislantes térmicos. * No son dúctiles ni maleables, son quebradizos. * A condiciones ambientales son sólidos y gaseosos; excepto el bromo que es líquido.

Gaseosos diatómicos: H2, N2, O2, F2 y Cl2 Gaseosos monoatómicos: gases nobles Sólidos : B, C, Si, P, As, S, Se, Te, I y At. En sus propiedades químicas se tendrán: * En el nivel externo poseen de 4 ,5 ,6 ó 7 electrones (excepto el H y el He) * Los no metales ganan electrones ( se reducen) y actúan como aniones. C. METALOIDES: son en total 8 elementos. Todos en estados sólidos (B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po y At ) poseen ciertas propiedades físicas intermedias entre los metales y no metales. D. GASES NOBLES: : He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn. * Se consideran las sustancias mas estables por ser inactivas químicamente. * Tienen configuración electrónica estable con 8 electrones en su última capa, excepto el Helio . * Presentan elevado potenciales de ionización. * Sólo conducen la electricidad a elevados voltajes. 5. PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS 5.1. CARÁCTER METALICO (C.M.) o Electro- positvidad, es la capacidad para perder electrones o para oxidarse. El elemento metálico al oxidarse provoca la reducción de otra sustancia por lo que se llama agente reductor o simplemente reductor. 5.2. CARÁCTER NO METALICO (C.NM): Es la capacidad para perder electrones o para reducirse. El elemento no metálico al reducirse provoca la oxidación de otra sustancia por lo que se llama agente oxidante o simplemente oxidante. 5.3. RADIO ATOMICO: se considera como la distancia del núcleo hasta el nivel externo. 5.4. RADIO IONICO: se define en forma análoga al radio atómico, pero en átomos ionizados. En general para cualquier elemento: RI - catión 5.5. ENERGIA DE IONIZACION (EI) o POTENCIAL DE IONIZACION (PI): Es la mínima energía requerida para quitar un electrón del nivel externo de un átomo en estado gaseoso y transformarse en catión. El proceso es endotérmico porque absorbe o gana energía. 5.6. AFINIDAD ELECTRONICA (AE): es la energía emitida (generalmente) o energía absorbida (casos especiales) cuando una especie gana un electrón en estado gaseoso. 5.7.ELECTRONEGATIVIDAD (EN): es la fuerza relativa de un átomo para atraer electrones de enlace hacia su núcleo al unirse químicamente con otro átomo

DESARROLLEMOS JUNTOS 1. Ordenó a los elementos químicos de tres en tres estableciendo una ley de triadas a) Newlands b) Proust c) Moseley d) Dobereiner e) Mendeleiev 2. Indicar V o F Según corresponda: I. Los elementos se ubican en la Tabla de Mendeleiev según su peso atómico. II. Las Octavas de Newlands ordena a los elementos químicos de 7 en 7 III. De acuerdo a Proust los elementos se clasifican en electropositivos y electronegativos a) VVV b) VFV c) VFF d) VVF e) FVV 3. A continuación se muestra una triada

A P.a. = x

B P.a. = a

C P.a. = b

Hallar el valor de x a) a+2b b) a-2b c) 2a+b d) 2a-b e) N.A. 4. De la siguiente relación de números atómicos 22, 28, 35, 38, 55 ¿Cuáles se ubican en el mismo periodo?


a) 22 Y 28 b) 22, 28 Y 35 c) 35 y 38 d) 28, 35 y 38 e) 38 y 55 5. Un elemento químico posee 2 isótopos cuyos números de masa son 107 y 109. Si la masa total de neutrones es 110. Indique la posición del elemento en la tabla. a) Periodo 4, Grupo VIIA b) Periodo 5, Grupo VIA c) Periodo 4, Grupo VIA d) Periodo 5, Grupo VIIA e) Periodo 4, Grupo VA 6. Un elemento químico posee 1 electrón en el subnivel de mayor energía del nivel 3, entonces es correcto I. Posee número atómico igual a 21 II. Se ubica en el 4o. periodo. III. Pertenece al grupo IVB IV. Es un metal de transición a) I, II b) I, II, III c) I, II, IV d) I, III, IV e) Todas 7. Un elemento posee en su configuración 5 electrones con m = +1. Señale la posición del elemento en la Tabla. Considere que posee el máximo número de orbitales desapareados. a) Periodo 4, Grupo VIB b) Periodo 3, Grupo VA c) Periodo 4, Grupo IVB d) Periodo 4, Grupo VIIB e) Periodo 2, Grupo VIA 8. De las proposiciones: I. Los gases nobles están en el grupo VIIIA II. En el 4º. Periodo los elementos presentan una configuración con el 4º. Nivel lleno. III. Los metales de transición se ubican en grupos del tipo B. IV.Los anfígenos pertenecen al grupo IVA Son correctas: a) I, II b) II, III c) I, III d) II, III, IV e) I, II, III 9. La configuración electrónica de un elemento posee el último electrón con estado cuántico: 4, 1, 0, ½. Entonces I. El elemento es un anfígeno II. Se ubica en el 4to. Periodo III. Es un elemento de transición IV. Son correctas: a) I, II b) II, III c) solo II d) I, II, IV e) N.A. 10. Señalar con V o F, según corresponda: I. Los metales calcio, magnesio y bario son alcalino térreos. II. El cloro, bromo y flúor son calcógenos III. El 5º. Período contiene 10 elementos de transición y 8 representativos IV. Los elementos químicos que se ubican en el grupo VIA son halógenos. a) VVVV b) VFVF c) VVVF d) VFFV e) VVFV 11. Indique un metal, un metaloide y un no metal respectivamente a) Cobre, plomo, cinc b) Plata, arsénico, boro c) Azúfre, antimonio, cloro d) Azúfre, carbono, plata e) Yodo, Plomo, cobre

12. Con respecto a los metales: I. Son buenos conductores de la electricidad pero a elevados voltajes. II. Se combinan con el oxígeno formando óxidos III. Todos se encuentran en estado sólido IV. Poseen elevada conducción calorífica Son correctas: a) I, II b) II, IV c) II, III, IV d) I, II, IV e) Ninguna 13. Señale el número atómico de un elemento que se ubica en el quinto periodo y grupo IIB a) 50 b) 49 c) 48 d) 47 e) 45 14. Con respecto a los gases nobles: I. Poseen el nivel externo completo II. Todos se encuentran en el aire III. Presentan solamente orbitales llenos IV. Se ubican en el grupo IIA Son correctas: a) I,II b) II, III c) I, III, IV d) Sólo III e) N.A. 15. ¿Cuántos orbitales llenos y semillenos poseen la configuración de un elemento representativo del 5º. Periodo con 6 electrones en el último nivel? a) 27 y 2 b) 35 y 2 c) 22 y 3 d) 29 y 2 e) N.A. 16. de las proposiciones: I. Si el ión X-1 es isoelectrónico con un gas noble del tercer periodo, entonces x se ubica en el VIIA II. Los alcalinos presentan su capa externa ns1 III. Existen 14 elementos conocidos como tierras raras. IV. La plata y el oro son metales de transición maleable y dúctil a) II, II b) II, III, IV c) I, IV d) I, II; III e) I, II, III, IV 17. Señalar los números cuánticos del último electrón en la configuración electrónica de un elemento del grupo VIIB y periodo 5 a) 5, 2, 1, -1/2 b) 4, 2, 2, +1/2 c) 5, 2, 2, +1/2 d) 6, 2, 2, -1/2 e) 3, 2, -1,-1/2 18. Indique el subnivel de mayor energía de un elemento que se ubica en el periodo 5 y grupo VA a) 4d b) 5p c) 4f d) 6s e) 3d 19. Indicar V o F según corresponda: I. Los metales que se pueden transformar a hilos se consideran maleables II. Todos los halógenos son no metales III. Los elementos 26Fe, 28Cu, 47Ag son metales de transición IV. El catión divalente de un alcalino térreo es isoelectrónico con un gas noble del periodo anterior a) VVVF b) FVVF c) VVVF d) FVVV e) FFVV 20. Un ion de un anfígeno es isoelectrónico con un gas noble del mismo periodo. Señalar la carga del ión a) –1 b) +1 c) –2 d) – 2 e) No posee 21. Indicar el elemento al cual es más difícil quitar electrones a) C b) B c) O d) Ca e) F 22. De las siguientes propiedades periódicas, señale cuantas aumentan de arriba hacia abajo - Radio atómico - Energía de ionización - Electronegatividad - Carácter metálico a) 0 b) 1 c) 2 d) 3 e) 4

23. Ordenar de menor a mayor tamaño las siguientes especies e indique el penúltimo a) 8O +4 b) 8O+2 c) 8O d) 8O- e) 8O-2

24. Señalar la especie que presenta mayor tamaño atómico o iónico a) 6C-4 b) 7N -3 c) 10Ne d) 11Na + e) 13Al +3

25. Los elementos: 29Cu, 30Zn, 21Sc, están ordenados en forma creciente en base a: a) Periodo b) Radio atómico c) Carácter metálico d) Grupo e) Electronegatividad 26. En la Tabla Periódica Indicar lo correcto, con respecto a los radios atómicos: a) En un periodo se mantiene constante b) En un grupo aumenta de abajo hacia arriba. c) En un periodo aumenta con el número atómico d) En un periodo decrece de izquierda a derecha e) En un periodo decrecen con el incremento del número de protones 27. La expresión: Cl(g) +1 e- -1(g)+ 83,3 Kcal/mol a) Electronegatividad b) Carácter metálico c) Potencial de ionización d) Afinidad química e) N.A. 28. ¿Qué elemento presenta mayor potencial de ionización que el 33As? a) Z = 56 b) Z = 49 c) Z = 16 d) Z = 83 e) Z= 20 29.¿Qué elemento presenta mayor electronegatividad? a) Z = 13 b) Z = 50 c) Z = 8 d) Z = 9 e) Z = 10 30. Señalar lo incorrecto a) Todo potencial de ionización es endotérmico b) El Helio es el elemento de mayor potencial de ionización c) El Potencial de ionización en un período disminuye de izquierda a derecha d) El potencial de ionización en un grupo disminuye de arriba hacia abajo e) N.A. 31. ¿Qué proposición es incorrecta?: a) La afinidad electrónica siempre es exotérmica b) El potencial de ionización siempre es endotérmico c) El volumen atómico de derecha a izquierda en un periodo d) La afinidad electrónica en un grupo disminuye de arriba hacia abajo e) Los gases nobles tienen afinidades electrónicas endotérmicas. 32. ¿Qué elemento presenta mayor reactividad química? a) Z = 3 b) Z = 55 c) Z = 19 d) Z = 37 e) Z = 39 33. ¿Qué propiedad varía según el esquema? a) Volumen atómico b) Electronegatividad c) Número atómico d) Potencial de ionización e) b y d



ENLACE QUÍMICO

1. ENLACE QUIMICO: Es la fuerza de naturaleza eléctrica y magnética que mantiene unidos a átomos (neutros, iones) o moléculas con la finalidad de lograr un sistema estable. Los átomos al unirse puede formar moléculas o sistemas cristalinos: iónicos, metálicos o covalentes. Las moléculas al unirse forman líquidos y cuerpos sólidos. 2. ELECTRONES DE VALENCIA: Son los electrones del último nivel (capa de valencia) estos electrones son los que participan en las uniones químicas. Ejemplo: 19K : [Ar]4s 1 1e- de valencia

(Grupo IA) 3. NOTACIÓN DE LEWIS: Es la representación de los electrones de valencia mediante puntos o aspas. En el ejemplo anterior: * K 4. REGLA DEL OCTETO: Es la obtención de 8 electrones en la capa de valencia (configuración electrónica de gas noble) para ello se pueden ganar, perder o compartir electrones. 5. ELECTRONEGATIVIDAD (E.N.) Es la fuerza relativa que tienen los átomos para atraer hacia si mismo los electrones de un enlace. Recordar: los elementos más electronegativos son los no metales.

Elemento Na Mg Li S N O F

EN 0.9 1.2 1.0 2.5 3.0 2.5 4.0

Enlaces interatómicos : Iónico, covalente y metálico Enlaces Intermoleculares : Dipolo - dipolo (E.P.H.) y fuerzas de London. 6. ENLACE INTERATÓMICO: Es la fuerza que une a dos átomos neutros o ionizados. A. ENLACE IÓNICO O ELECTROVALENTE: Es la fuerza de atracción eléctrica que existen entre los iones de cargas opuestas (cationes-aniones) que los mantienen juntos en una estructura cristalina. Resulta de la transferencia de uno o más electrones comúnmente del metal hacia el no metal. Algunos cationes y aniones, que participan en compuestos iónicos. Catión Nombre Anión Nombre Na+1 Sódico F– 1 Fluoruro K+1 Potásico Cl –1 Cloruro Mg+2 Magnésico S –2 Sulfuro Ca+2 Cálcico Br –1 Bromuro Compuesto iónico: Es aquel compuesto químico donde existe enlace iónico por lo tanto no se presenta como molécula. Ejemplos: NaCl , CaCO3, NH4Cl , NH4Br, Na2CO3, KBr, MgC2 B. ENLACE COVALENTE: Es la fuerza electromagnética que mantiene unidos a átomos que comparten electrones, los cuales tienen espines o giros opuestos. Los átomos enlazados se encuentran neutros y generalmente son no metálicos. Para su mejor estudio, estos enlaces se clasifican en: * Según el número de pares electrónicos enlazantes 1. Enlace Simple. Cuando entre los átomos enlazados se comparten un par de electrones. Ejemplo: Sulfuro de hidrógeno (H2S) 2. Enlace Múltiple. Cuando los átomos enlazados comparten más de un par de electrones, estos pueden ser: 3. Enlace Doble: Compartición de dos pares de electrones. Ejemplo: el oxígeno (O2)

4. Enlace Triple: Compartición de tres pares de electrones. Ejemplo: Nitrógeno (N2) * Según el número de electrones aportados para formar el par electrónico enlazante. 1. Enlace Covalente Normal. Cada átomo aporta un electrón en la formación del enlace. Ejemplo: Cloruro de Berilio (BeCl2) 2. Enlace Covalente Coordinado o Dativo. Sólo uno de los átomos aporta el par de electrónico enlazante. Ejemplo: Dioxdo de Azufre (SO2) * Según su polaridad. 1. Enlace Covalente Apolar o Puro. Es cuando los átomos comparten equitativamente a los electrones. Generalmente participan átomos del mismo elemento no metálico. Se cumple: EN=0. Ejemplo: Hidrógeno (H2) 2. Enlace Covalente Polar. Es cuando los electrones enlazantes no son compartidos en forma equitativa por los átomos, esto debido a que uno de los átomos es más negativo que el otro. 3. Enlace Metálico. En un metal los electrones de valencia están deslocalizados (debido a su baja E.I.) sobre el cristal entero. De hecho un metal se puede imaginar como una estructura de cationes inmersos en un «mar» de electrones de valencia. La fuerza de atracción entre los iones y los electrones es muy fuerte lo cual explica la resistencia mecánica de los metales, además la movilidad de los electrones explica su conductividad eléctrica. El enlace metálico se presenta en todos los metales si algunas aleacionespor ejemplo: latón (Cu+Zn), Bronce (Cu+Sn), etc.

EJERCICIOS 1. Qué proposición(es) es(son) verdadera(s), respecto al enlace químico. I. Su finalidad es lograr que los átomos adquieran por lo general la configuración de un gas noble. II. Explica las propiedades de las sustancias. III. La notación Lewis es la representación de todolos electrones de un átomo IV. Explica porque algunos átomos son inestables y se desintegran A) I y II B) sólo II C) II y III D) II y IV E) I y IV 2. Indique verdadero (V) o falso (F) sobre el enlace químico: I. Al unirse los átomos se logra un sistema estable. II. En su formación puede intervenir cualquier electrón de un átomo. III. Para disociar un enlace se debe liberar energía. IV. Todas las unidades químicas son de la misma naturaleza. A) VFFV B) VVFF C) VVVF D) FVFF E) VFFF 3. Sobre el enlace iónico: I. En la formación de un compuesto iónico existen los procesos de reducción y oxidación. II. Se debe a fuerzas de atracción coulombicas. III. Si el Magnesio y el Cloro se unen para formar un compuesto iónico, entonces se necesitan 2 átomos del elemento alcalino térreo. IV. La fuerte atracción que existe dentro del cristal, hace que a temperatura ambiente los compuestos iónicos sean sólidos. Decir cuales son correctos: A) II y IV B) III y IV C) I, II y IV D) II y III E) sólo III 4. En los siguientes compuestos iónicos, determine respectivamente el número de electrones transferidos. I. MgO II. KCl III. CaF2 A) 2, 1, 1 B) 1, 1, 2 C) 3, 2, 1 D) 2, 1, 2 E) 2, 2, 2

05.Para los compuestos químicos considerados, ¿cuál de ellos no corresponde al tipo de enlace asignado? A) En el H2O, el enlace O - H es covalente. B) En la sal común (NaCl), el enlace Na - Cl es iónico. C) En el propano (CH3 - CH2 - CH3) el enlace C - C es covalente. D) En el cloruro de hidrógeno (HCl) el enlace H - Cl es un enlace iónico. E) En el metano (CH4) el enlace C - H es un enlace covalente 06. Conociendo las electronegatividades. Hallar cuál molécula es covalente H=2,1 C=2,5 F=4 Na=0,9O=3,5 Cl=3,0 A) NaCl B) Cl2O C) KBr D) CaF2 E) K2O 07. Sobre Enlace Químico: I. Los átomos, iones o moléculas se unen para alcanzar un sistema estable. II. Generalmente cuando los átomos se enlazan, adquieren la configuración de un gas noble. III. Puede ser iónico o covalente. IV.Cuando se forma un enlace se libera energía. Es (son) correcto (s) A) Sólo IV B) I, II y III C) II y IV D) Sólo II E) Todos 08. Respecto al Enlace Químico, indique la proposición incorrecta: A) Pueden ser iónicos o covalentes. B) Participan todos los electrones del átomo C) Presentan un sistema más estable y de menor energía. D) Conjunto de fuerzas que permite la unión de átomos, iones y/o moléculas. E) La electronegatividad es un factor que influye en el tipo de enlace. 09. En todo enlace químico, son los electrones los que intervienen, los cuales se ubican en: A) Penúltima capa B) Última capa C) La primera capa D) El Kernell E) Segunda capa 10. Qué alternativa no es característica de un enlace químico : A) Liberación de energía B) Unión de átomos C) Transferencia de electrones D) Compartición de electrones E) Moléculas inestables 11.¿Cuál de las siguientes compuestos presenta enlace iónico? A) ClO B) BaO C) SO3 D) Cl2 E) T.A 12. ¿Qué compuestos no tiene enlace covalente? A) H2O B) NH3 C) BaCl2 D) C2H2 E) CH3-COOH 13. El átomo del elemento presenta 4 niveles. Determinar el número atómico A) 24 B) 29 C) 19 D) 20 E) 13 14. Qué tipo de enlace forman los elementos A (Z=16) y B (Z=3) e indicar su fórmula química? A) B2A - iónico B) A2B – iónico C) B2A - covalente D)A2B- covalente E) A2B2 – Coordinado 15. ¿Qué alternativo presento un compuesto que no tiene enlace iónico? A) NaCl B) KBr C) CaS D) CH4 E) BaSO4


16. Indicar la atomicidad del compuesto formado por la unión de un elemento “X” ubicado en el grupo V A y otro “Y” ubicado en el grupo VII A, por enlace covalente A)1 B)2 C) 3 D)4 E)5 17.Hallar la fórmula probable si “X” pertenece al grupo VI A e “Y” al grupo V A A)X2Y3 B)X3Y2 C)X3Y D)XY2 E)XY 18.Hallar los enlaces s y p en: A) 11,3 B) 12, 3 C) 12, 4 D) 12, 2 E) 13, 3 19. El cloruro de potasio disuelto en agua pura es un ejemplo de: A) Un compuesto iónico disuelto en un solvente polar B) Un compuesto iónico disuelto en un solvente apolar C) Un compuesto covalente disuelto en un solvente polar D) Un compuesto covalente disuelto en un solvente apolar 20. Respecto a la molécula de ácido nitrico. ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es falsa? A) Presenta 4 enlaces sigma B)Presenta un enlace covalente coordinado C) Presenta un enlace pi D) Presenta un doble enlace E) Presenta enlace iónico 21. En cuáles de los siguientes grupos los compuestos son típicamente iónicos. A)Na2O, MgF2, BaCl2 B) CaH2, NH3, NF3 C) Al2O3, SO2, NO2 D) HF, HCl, HBr E) NH3, CO2, H2 22. En la molécula del ETINO determine para cada alternativa: A) Número de enlace pi B) Número de enlace sigma C) Número de electrones pi D) Número de electrones sigma 23. Diga cuantas proposiciones son verdaderas - El enlace iónico siempre se produce entre metal y no metal - Los hidruros se disuelven en el agua - La valencia es igual al estado de oxidación - Un enlace covalente sus electrones se comparten -Los enlaces metálicos se unen bajo fuerzas electromagnéticas A) 1 B) 2 C) 3 D) 4 E) 5 24. En que molécula se presenta enlace covalente no polar A) H2O2 B) N2 C) NH4Cl D) CH4 E) CO2 25. En cuál de las siguientes especies encontramos enlace covalente coordinado A) NH3 B) H3O+ C) PH3 D) Cl4C E) N2 26. En la molécula de H2SeO4, es incorrecto afirmar: A) Posee dos enlaces dativos . B) Posee seis enlaces sigma (d) C) Posee cuatro enlaces covalentes normales. D) Todos los enlaces son polares. E) Posee dos enlaces apolares. 27. Al determinar la estructura molecular del NH4Cl podemos afirmar que no presenta: A) Enlace iónico B) Enlace coordinado C) Enlace covalente simple D) Enlace covalente dobleE) Enlace covalente polar

28. Señale el compuesto que solo posee enlace covalente . A) KCl B)CaCO3 C)H2SO4 D)KNO3 E)BaO 29. Señale un compuesto con las siguientes características: Sólido, frágil, alta dureza, mal conductor eléctrico, soluble en agua y alto punto de fusión. A) C12H22O11 B) KI C) BeO D) H2SO4 E) AlCl3 30. ¿Cual de las siguientes alternativas es ó son falsas? I) En el enlace covalente hay por lo menos un par de electrones compartidos. II) En el enlace dativo o covalente coordinado el par de electrones compartidos es proporcionado por un sólo átomo. III) El Ión Sulfato tiene 30 electrones de valencia. IV) En el enlace iónico hay transferencia completa de electrones de un átomo a otro V) En el enlace covalente no polar los electrones se encuentran igualmente compartidos. A) 1 B) 2 C) 3 D) 4 E) 5 31. Con respecto a las sustancias N2 y MgO indicar la afirmación incorrecta. A) El N2 tiene enlace covalente triple y el MgO enlace iónico. B) Todos los átomos de las dos especies cumplen con la regla del octeto. C) Ambas moléculas tienen enlaces iónicos. D) En condiciones ambientales el N2 se encuentra en estado gaseoso y el MgO en estado sólido. E) El N2 no reacciona con el agua y el MgO sí. 32. En la molécula de H2SeO4, es incorrecto afirmar: A) Posee dos enlaces dativos .

C) Posee cuatro enlaces covalentes normales. D) Todos los enlaces son polares. E) Posee dos enlaces apolares. 33. Con respecto a la estructura molecular del íon pirofosfato (P2O7)-4, marque lo incorrecto. A) Posee dos enlaces dativos. B) C) Posee ocho enlaces polares P-O D) Hay dos átomos de oxigeno que ganaran 2 electrones y dos átomos de fósforo que generan 2 electrones. E) Sólo hay cuatro átomos de oxígeno que ganaron en total 4 electrones. 34. No es característica de los compuestos iónicos: A) En solución acuosa conducen la corriente eléctrica. B) A condiciones ambientales son sólidos. C) Sus enlaces son de naturaleza eléctrica. D) Poseen altos puntos de fusión y ebullición. E) Los electrones son compartidos por los átomos. 35. En cuál de las siguientes especies encontramos dos enlaces covalentes coordinados? A) NH4+ B) HNO3 C) H2SO4 D) H2O E) SO2 36. Al determinar la estructura molecular del NH4Cl podemos afirmar que no presenta: A) Enlace iónico B)Enlace coordinado C) Enlace covalente simple D) Enlace covalente doble E) Enlace covalente polar 37. De las siguientes sustancias:

NH3 ; CH4 ; KCl ; AlCl3 ; BaCl2 y O2. ¿Cuántas son iónicas?

A) dos B) tres C) cuatro D) cinco E) uno 38. Indique cuál de las respuestas corresponde a los enlaces existentes en la molécula CS2 (disulfuro de carbono) buen disolvente orgánico. C) Tres dobles enlaces 39. Respecto a la estructura molecular del N2O5 marque lo correcto: A) B) C) Tiene cuatro enlaces covalentes coordinados y dos enlaces covalentes normales D) E) Tiene dos enlaces polares y cuatro enlaces apolares 40. ión piro carbonato (C2O5)-2? A) 2; 6 B) 1; 5 C) 3; 3 D) 3; 2 E) 2; 5



NOMENCLATURA INORGANICA

Actualmente existen más de cinco millones de compuestos entre inorgánicos y orgánicos para los cuales los químicos a través del tiempo han tenido que establecer normas y reglas de formulación y nomenclatura que hoy son aceptadas en todo el mundo. La nomenclatura es el Lenguaje de la química, permitiendo el mayor desarrollo de esta ciencia. Función Química Es un conjunto de compuestos con propiedades químicas semejantes, este comportamiento análogo se debe a que poseen el mismo grupo funcional. En química inorgánica existen cinco funciones principales; óxido, hidróxido, hidruro, ácido y sal. Clasificación de las Funciones Inorgánicas

a) Funciones Oxigenadas

b) Funciones Hidrogenadas

SISTEMAS DE NOMENCLATURA INORGÁNICA La nomenclatura inorgánica constituye el conjunto de reglas mediante las cuales puede asignar un nombre unívoco a cualquier especie química: elemento compuesto o ión: Se conocen 3 sistemas de nomenclatura para compuestos inorgánicos: 1. Clásica o Tradicional. 2. Stock./ 3. Sistemática o IUPAC.

Función Oxido Los óxidos son compuestos binarios formados por combinación química del oxígeno con otro elemento. En la naturaleza muchos elementos metálicos y no metálicos se encuentran formando óxidos. Ciertos elementos forman óxidos ácidos y óxidos básicos y se llaman ANFOTEROS; otros forman OXIDOS NEUTROS (no tienen propiedades ácidas ni básicas). A continuación indicamos los más notables.

ELEMENTO

E.O. en óxidos básicos

E.O. en óxidos ácidos

E.O. en óxidos neutros

Mn +2, +3 +4, +6, +7 -

V +2, +3 +4, +5 -

Cr +2, +3 +3, +6 -

N - +3, +5 +1, +2, +4

Bi +3 +5 -

a) Óxidos Básicos METAL + OXIGENO OXIDO BASICO Algunos óxidos poseen nombres comunes vulgares, muchos de los cuales tienen origen geológico, es decir derivan del estudio de los minerales, otros nombres comerciales: Ejemplos: CaO cal viva MgO magnetita Fe2O3 hermatita Al2O3 alúmina MnO2 pirolusita PbO litargilio BaO Barita Cu2O cuprita SnO2 casiterita UO2 uranita ZnO cincita b) Óxidos Ácidos o Anhídridos NO METAL + OXIGENO OXIDO ACIDO (anhídrido) Nomenclatura Clásica

CASO Valencia Nombre Genérico

Prefijo Sufijo

Con 1 valencia

Única Anhídrido ICO

Con 2 valencias

Menor Anhídrido OSO

Mayor Anhídrido ICO

Con 3 valencias

Menor Anhídrido HIPO...OSO

Intermedia

Anhídrido OSO

Mayor Anhídrido ICO

Con 4 valencias

Menor Anhídrido HIPO...OSO

Int. Menor

Anhídrido OSO

Int. Mayor

Anhídrido ICO

Mayor Anhídrido PER...ICO

FUNCIÓN PERÓXIDO OXIDO BASICO + O PEROXIDO (............ico) FUNCIÓN HIDRÓXIDO Son compuestos ternarios que se caracterizan porque poseen el ión hidróxilo o hidróxido (OH), unido mediante enlace iónico al catión metálico. Los hidróxidos poseen propiedades básicas. Enrojecen la fenolftaleína y azulean el papel de tornasol, neutralizan a los ácidos, desnaturalizan las proteínas, al tacto son resbalosas o jabonosas, poseen sabor cáustico o amargo. A los hidróxidos de los metales alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs) se les llama álcalis. Son muy solubles en agua, tóxicos y venenos. OXIDO BASICO + H2O HIDROXIDO METAL (IA.IIA) + H2O HIDROXIDO + H2 FUNCIÓN ACIDO

Los ácidos son compuestos que poseen en su estructura molecular uno o más átomos de hidrógeno, los cuales al disolverse en agua se liberan en forma de cationes H+ llamado ión “hidrógeno”, “hidrogenión”. Los ácidos tienen propiedades opuestas a las bases enrojecen el papel de tornasol, incoloran la solución de fenolftaleína, neutralizan a los hidróxidos o bases, tienen sabor agrio, corroen los metales, etc. Según su composición, los ácidos inorgánicos se clasifican en dos grupos: A) Ácidos Hidrácidos: Son compuestos binarios que forma el hidrógeno por combinación química con elementos no metálicos de los grupos VIA (S, Se, Te) y del grupo VIIA (F, Cl, Br y I), molécula. H+ + ANION URO (VIA – VIIA) Ejemplos:

• SHSH 2

21

Acido sulfhídrico (N. Tradicional) Sulfuro de hidrógeno (N. Sistemática) B) Acidos Oxácidos (oxoácidos) Son compuestos ternarios, en general se obtienen por reacción química de un óxido ácido (anhídrido) y el agua. Se diferencian de los hidrácidos en que éstos no poseen oxígeno y los oxácidos si poseen oxígeno. Anhídrido + H2O oxácidos

Formulación Directa de Oxácidos

Oxácidos de Fórmula Nº de átomos de oxígeno

N, Cl, Br, I (val, impar)

HEOm

21xm

C, S, Se, Te (val, par)

H2EOm 2

2xm

B, P, As, Sb H3EOm 2

3xm

Donde: x es la Valencia del elemento E Clasificación de los Oxácidos

1) Polihidratados Anhídrido + nH2O Acido polihidratado

Prefijo

Para elemento con

Valencia impar

Para elemento con

Valencia par

Meta 1 anhídrido + 1 H2O

1 anhídrido + 1 H2O

Piro 1 anhídrido + 2 H2O


Orto 1 anhídrido + 3 H2O


2) Poliácidos “n” anhídrido + H2O Poliácido donde n = 2, 3, 4, 5, etc.

3) Peroxiácidos (peroxácidos) En su nomenclatura se utiliza el prefijo peroxi o peroxo y solo son estables para el estado de oxidación más alto del no metal.

Oxácido + O peroxácido 4) Tioácidos

Son compuestos que derivan de los oxácidos por sustitución de 1 o más átomos oxígeno por igual número de átomos de azufre. Para su nomenclatura se tendrá en cuenta la siguiente tabla:

Prefijo Número de “O”

Sustitutos Número de “S” reemplazantes

tio 1 “O” 1 “S”

ditio 2 “O” 2 “S”

tritio 3 “O” 3 “S”

tetratio 4 “O” 4 “S”

sulfo todas las “O” por “S”

METAL NO METAL

OXIDO

BASICO

OXIDO

ACIDO

HIDROXIDO

(BASE)

OXACIDO

(ACIDO)

SAL

OXISAL

Neutras

Acidas

Básicas

Hidratadas

Dobles

+O2 +O2

+H2O +H2O

NEUTRALIZACION

NO METAL

HIDRURO

NO METALICO

GRUPO

VIA y VIIA

B, C, Si, N

P, As, Sb

HIDROXIDO (BASE)

HIDRACIDOS (ACIDO)

HIDRUROS ESPECIALES

HIDRURO METALICO

METAL

NEUTRALIZACION

SAL HALOIDEA

Neutras

Acidas

Básicas

Dobles

Hidratadas

+H2

+H2


Aniones.- Son iones que poseen carga electrónica negativa. Según el número de átomos se clasifican en:

a) Aniones Monoatómicos S2 ión sulfuro Se-2 ión seleniuro Te-2 ión teleruro Cl- ión cloruro Br ión bromuro I- ión Ioduro N-3 ión nitruro C-4 ión carburo

b) Aniones poliatómicos:

Acido -------- OSO ION --------- ITO

Acido -------- ICO ION --------- ATO Ejemplo: HNO2 ------- NO2 Acido nitroso Ión nitrito H2SO4 SO4 Acido sulfúrico Ión sulfato

FUNCIÓN SAL Se obtiene generalmente por una reacción de neutralización ácido-base o por una reacción de corrosión. • •

a) Sal Oxisal Fórmula general: M+ (OXANION)- OXISAL

b) Sal haloidea M+ (ANION URO)- SAL HALOIDEA

EJERCICIOS DE APLICACIÓN 01 El estado de oxidación de los elementos Cr, Ba, S, Br, N g respectivamente.

a) 6, 4, 4, 5, -3 b) 6, 2, 4, 5, -3 c) 5, 2, 4, 5, 3 d) 6, 4, 4, 4, -3 e) 6, 4, 4, 5, 3

02. ¿Cuántos de los siguientes óxidos son de carácter básico? CaO, Mn2O7 , Cl2O, VO2 , CrO3 a) 5 b) 4 c) 3 d) 2 e) 1 03. Se dispone de los siguientes óxidos ¿Qué nombres corresponden a la nomenclatura tradicional? I) CO2: Dióxido de carbono II) Li2O: Oxido Lítico III) FeO: Monóxido de Hierro IV) CaO: Oxido de Calcio V) SO3: Oxido de Azufre VI a) I, III b) V c) II, IV d) II, III e) N.A. 04. Indique la suma de las atomicidades del óxido cúprico y el anhídrido perclórico a) 8 b) 9 c) 10 d) 11 e) 12 05. Indique la fórmula de un óxido básico cuyo elemento metálico (M) forma un hidróxido de atomicidad igual a 7. a) MO b) M3O2 c) MO2 d) M2O4 e) M2O3* 06. ¿Cuántos enlaces covalentes coordinados contiene el anhídrido perclórico? a) 6 b) 5 c) 4 d) 3 e) 1 07. Respecto a los óxidos, indique V ó F ( ) Todos son solubles en agua

( ) Son óxidos básicos: HgO, CaO, Cr2O3 ( ) Los óxidos del grupo IA con el agua forman álcalis ( ) Son óxidos ácidos: SO3, Br2O3, As2O3 a) FFVV b) FFFV c) VVFF d) FVFV e) FVVV 08. De los siguientes óxidos ¿Cuáles forman ácidos al combinarlos con el agua? I) SO3 II) Na2O III) CaO IV) CO2 V) Al2O3 a) III, IV b) II, III, IV c) I, III d) I, IV e) II, III 09. Relacionar convenientemente I) KOH a) hidróxido cúprico II) Cu(OH)2 b) hidróxido férrico III) Mg(OH)2 c) hidróxido de potasio IV) Fe(OH)3 d) leche magnesia a) I c, II a, III d, IV b b) I c, II b, III a, IV d c) I b, II c, III a, IV d d) I d, II a, III c, IV b e) I a, II c, III d, IV b 10. Indique ¿Cuál de los siguientes compuestos presenta mayor atomicidad? a) anhídrido sulfúrico b) pentóxido de dinitrogeno c) peróxido de hidrógeno d) óxido sódico e) anhídrido carbonoso 11. Respecto a los ácidos, indique V ó F ( ) Pueden ser binarios o ternarios ( ) Los ácidos oxácidos derivan de los anhídridos ( ) No son tóxicos ( ) Poseen sabor agrio a) VVFF b) VVFV c) FVFV d) FFVV e) VFVV 12. La clasificación más grande entre ácidos es oxácidos e hidrácidos, estos últimos son: a) H2SO4 y HNO3 b) H3PO4 y HF c) HCl y H2S d) HI y KmnO4 e) NaCl y HI 13. Indicar el compuesto químico que presenta mayor atomicidad. a) Acido sulfúrico b) Acido carbónico c) Acido nítrico d) Acido perclórico e) Acido fluorhídrico 14. La atomicidad del óxido ácido de un elemento “E” es 2. Determine la fórmula del ácido orto de dicho elemento. Asumir que “E” tiene una sola valencia. a) H4EO3 b) H3EO3 c) H2E2O4 d) H6E2O7 e) H6EO4 15. Indicar la relación incorrecta: a) “n” Anhídrido + H2O Poliácido b) Oxácido + O Peroxácido c) Acido + Base Sal + Agua d) Acido + Metal Sal + H2O e) HCl + NaOH Sal Haloidea + H2O 16. Formular el ácido peroxi perclórico a) HclO5 b) H2Cl2O7 c) HclO6 d) H3ClO4 e) HCPO6 17. ¿Cuál será la fórmula del ácido Tetrabórico? a) HB4O6 b) H2B2O5 c) H4B2O3 d) H2B4O7 e) H3B4O7 18. Nombrar los siguientes oxoaniones:

a) Fosfato ácido, borato ácido, disulfato b) Fosfato diácido, borato, tiosulfato c) Bifosfato, diborato, tiosulfato d) Fosfato, diácido, borato ácido, tiosulfato e) Fosfato ácido, borato diácido, bisulfato 19. ¿Cuántos átomos de azufre por molécula existen en el ácido SULFO CARBONICO? a) 1 b) 2 c) 5 d) 3 e) 4 20. ¿Cuál es la relación del número de átomos por unidad fórmula del peroxidisulfato doble de Litio y Sodio respecto el Pirofosfato diácido de amonio?

a) 13

12 b)

17

13 c)

21

12

d) 13

11 e)

12

21

21. La fórmula del carbonato férrico es Determinar la fórmula del carbonato de Cs(+1) a) CsCO3 b) Cs(CO3)2 c) Cs2(CO3)2 d) Cs2CO3 e) Cs2(CO2 22. La atomicidad de un hidroxido del metal “E” es 5. Indicar la fórmula del Bromito del elemento “E”. Asumir que “E” tiene una sola valencia. a) E2BrO2 b) E2Br2O5 c) E(BrO2)2 d) EBrO2 e) EBrO3 23. Indicar la fórmula de la Oxisal: Carbonito ácido Plúmbico a) Pb(HCO3)2 b) Pb(HCO2)2 c) Pb2HCO2 d) Pb2CO2 e) PbHCO2 24. Un elemento “X” de valencia 4 (estado de oxidación +4) forma parte del anión de una oxisal de cobre II. ¿Cuál será la fórmula de dicha sal? a) Cu2X b) Cu(HX)2 c) CuXO3 d) Cu(HXO3)2 e) Cu(XO3)2 25. Indicar los átomos de azufre que existen en la oxisal: DITIO NITRATO FERROSO DI HIDRATADO a) 6 b) 5 c) 3 d) 8 e) 4 26. ¿Cuál de los siguientes oxácidos presenta la relación incorrecta? a) ácido tetrabórico: H2B4O7 b) ácido disulfúrco: H2S2O7 c) ácio ortoperclórico: H3ClO4 d) ácido nitroso: HNO2 e) ácido ditio carbónico: H2COS2 27. Indicar la fórmula de la oxisal doble: a) CaCu(HSO3)4 b) CaC(SO2)4 c) Ca2Cu2(HSO2) d) CaCU(HSO2)4 e) CaCSO2 28. Indicar la suma de las atomicidades de las sales: a) Dicromato de potasio b) Fosfato de calcio c) Bicarbonato de sodio a) 28 b) 29 c) 30 d) 31 e) 32

raíz

raíz

raíz

raíz



UNIDADES QUÍMICAS DE MASA

En esta parte de la química estudiaremos las relaciones cualitativas y cuantitativas, entre las sustancias y las unidades que la constituyen (átomos, moléculas, iones).

1. OBJETIVOS:

Ser capaz de diferenciar masa isotópica, peso atómico, peso molecular y peso fórmula.

Comprender el concepto de átomo - gramo.

Ser capaz de realizar cálculos con mol de átomos y mol de moléculas.

Hallar la composición centesimal, e interpretar una fórmula química.

2. MASA ISOTOPICA.- La masa atómica relativa de un isótopo se llama masa isotópica, siendo el U.M.A. su unidad de masa atómica, que viene a ser la masa de la doceava parte del átomo de carbono-12, el cual se toma como patrón.

Atomo 121

masa C12 = 1 u.m.a

Patrón C-12 ¿Qué diferencia hay entre número de masa (A) y masa isotópica?. El número de masa es siempre un número entero, mientras que la masa isotópica es un número decimal y se expresa en una.

3. PESO ATOMICO PROMEDIO (P.A): Representa la

masa o peso atómico relativo promedio del átomo de un elemento. Es un promedio ponderado de las masas atómicas relativas de los isótopos de un elemento.

A % + A % +...+ A %n n1 1 2 2P.A.(E) =100

A1, A2 ....., An : masas de los isótopos en uma. %1, %2, ..., %n : abundancia de cada isótopo

Principales pesos atómicos

Elemento PA Elemento PA Elemento PA

H C O N Na Ca K

1 12 16 14 23 40 39

P Cl S Si Mg Ag Au

31 35.5 32 28 24 108 197

Cu Al Fe Zn Br Hg Mn

63.5

27 56 65 80 200.6 55

4. MASA MOLECULAR RELATIVA O PESO MOLECULAR

(M) : Es el peso relativo de una molécula. Se determina sumando los pesos atómicos de los elementos teniendo en cuenta el número de átomos de cada uno.

1. H2O PM = 2 PA(H) + 1PA(O) PM =2 (1) + 1(16) = 18 u.m.a.

2. H2SO4 PM=2 PA(H) + 1PA(S) + 4PA(O) PM=2(1)+1(32)+ 4(16) = 98u.m.a

5. CONCEPTO DE MOL.- es la cantidad de sustancia que contiene tantas unidades estructurales (átomos, moléculas u otras partículas) como átomos hay exactamente en 12 gramos de carbono-12.

1 mol (átomos) = 6, 023 x 1023 átomos 1 mol (moléculas) = 6, 023 x 1023 moléculas

1 mol (electrones) = 6, 023 x 1023 electrones

6. ATOMO – GRAMO (At-g): es el peso en gramos de un mol de átomos (6.023 x 1023 átomos) de un elemento. Este peso es exactamente igual al peso atómico expresado en gramos.

7. NUMERO DE At-g

g g/At-g 8. NUMERO DE ATOMOS (Nº átomos).- Indica la cantidad de átomos de una muestra.

9. MOL – GRAMO (mol-g) ( M ): es el peso en gramos de

un mol de moléculas (6.022 x 1023 átomos) de una sustancia química 10. NÚMEROS DE MOLES DE UNA CIERTA MUESTRA (n): g

g/mol-g 11.NUMERO DE MOLÉCULAS ( Nº moléculas).- Indica la cantidad de moléculas de una muestra. 12. VOLUMEN MOLAR.- Es el volumen expresado en litros que presenta un mol de sustancia gaseosa a condiciones normales : P = 1 at. (760 mm. Hg.)

C.N. T = 0 ºC (273 ºK)

13. HIPOTESIS DE AVOGADRO Cuando se tiene volúmenes iguales, de gases diferentes, a iguales condiciones de presión y temperatura tendrán el mismo número de moléculas, esto es tendrán igual número de moles. 14. INTERPRETACIÓN DE UNA FÓRMULA QUÍMICA:

en este aspecto veamos a manera de ejemplo ilustrativo con la fórmula del ácido sulfúrico. a) como partícula, representa una molécula o una unidad fórmula (atomicidad).

H2SO4 1 molécula contiene: 2 átomos de H

1 átomo de S 4 átomos de O 7 átomos totales ó

atomicidad molecular b) como masa, representa un mol-g. En este caso los subíndices indican el número de moles de átomos o número de átomos-gramos de cada elemento.

H2SO4 1 mol-gr contiene: 2 moles de H = 2 At-g. (H)

1 mol de S = 1 At-g. (S) 4 moles de O = 4 At-g. (O) _____________________ 7 moles de átomos totales

15. COMPOSICIÓN CENTESIMAL Es el porcentaje en peso o en masa de cada uno de los elementos que constituyen un compuesto. Se expresa como

porcentajes en masa (% m). 16. DETERMINACIÓN DE FÓRMULAS Una fórmula química representa la cantidad de átomos, moléculas o iones que están presentes en una unidad fórmula de un compuesto, de la cual se utilizará la información mostrada para realizar una serie de cálculos. Se pueden distinguir dos tipos de fórmulas:

a. FORMULAS EMPÍRICAS (F.E.).- Indica la mínima relación de combinación que hay entre los elementos químicos que forman parte de un compuesto.

b. FORMULAS VERDADERAS (F.V.).- Indica la real relación de combinación que hay entre los elementos químicos que forman parte de un compuesto.

RELACIÓN ENTRE LA FORMULA EMPÍRICA Y LA FORMULA VERDADERA

Donde K es un número entero que se obtiene a

partir de ; K es un número entero

DESARROLLEMOS JUNTOS 1. Respecto a las unidades químicas de masa, es correcto:

a) La unidad de masa atómica se define en base al C-14.

b) El peso atómico es un peso absoluto. c) La masa de los átomos, iones y moléculas se

expresa en u.m.a. d) El peso molecular se expresa en gramos e) El peso atómico es adimensional

2. Un átomo gramo es: a) El peso de una mol de moléculas b) El peso atómico expresado en uma c) El número de Avogadro expresado en gramos d) El peso en gramos de una mol de átomos. e) La masa molecular expresada en gramos.

3. Señalar verdadero (V) o falso (F) : I. La masa de una molécula de ácido sulfúrico (HsSO4) es

98 gramos. II. El átomo gramo es la masa de un mol de átomos III. La masa atómica y la masa molecular son masas

relativas IV. Un átomo-gramo es numéricamente igual a la masa

atómica expresada en gramos. a) FFVV b) FVVV c) FVVF

d) VVVF e) FFFF 4. Se le denomina..............al número de átomos que existen

un At-g. de cualquier elemento a) Masa molar b. Molécula-gramo b) Número de Avogadro c) Equivalente gramo d) Número atómico

5. Hallar los át-g. presentes en 115g. de sodio. P. A. Na = 23 a) 2 at-g b) 3 c) 4 d) 5 e) 6

6. Hallar la masa presente en 0.0125 At-g de Mercurio (P.A_=200)

a) 1,25g. b) 2,50g c) 3,75g d) 5,00g e) 7,50g 7. Determinar el peso atómico de un elemento si 20g de él

presentan 0,5 at-g a) 10 b) 20 c) 40 d) 60 e) 80 8. ¿Qué masa en gramos representa un solo átomo de

calcio? P.A. Ca=40; No. =6x1023 a) 6x10-20 b) 6,66x10-23 c)1,2x10-23 d) 40 e) 100 9. ¿Cuántos átomos existen en 270 gr. De Aluminio?

(Al=27) a) 6x1020 b) 6x1021 c) 6X1022

d) 6x1023 e) 6x1024

n.gas1 = n.gas2

1 mol = 6.023 x 1023 unidades = NA unidades

FV = K(FE)

Nº átomos = at-g x NA

Nº moléculas = n x NA

1 u.m.a.= 1,66x10-

24g.

1 mol-g = M.g contiene

6x1023 moléculas

1 at-g = P.A.g. contiene

6x1023 átomos

1 mol-g C.N. a ocupa

22,4 Litros

W# At - g

P.A

Wn

M

FV

FE

MK =

M


10. Hallar el peso que existe en 24x1023 átomos de Sodio (P.a. Na= 23)

a) 23 g b) 46 c) 92 d) 230 e) 920 11. Hallar el peso de una mezcla formado por 2 at-g de carbono y 10 at-g de hierro (C = 12, Fe = 56). a) 580 g b) 24 c) 584 d) 600 e) 34

12. Hallar el peso que existe en 10 at-g de cobre (Cu = 63) a) 63 g b) 126 c) 630 d) 6300 e) 189 13. ¿Cuál de las siguientes alternativas presenta mayor

masa? a) 1 at-g de C b) 0,5 At.g de Mg c) 1 At-g de O d) 10 At-g de H e) 1 At-g de Ca 14. Cierto mineral pesa 120 g. Y contiene 2 At-g. de calcio.

¿Qué porcentaje representa la masa de calcio en dicho mineral?

a) 1,6% b) 6,6% c) 16,6% d) 66,6% e) 50,2% 15. El oropel es una aleación de Cu y Zn, semejante al oro. Si se tiene 6.1022 átomos de Cu que representan el 80% de la masa total del oropel ¿Cuánto pesa dicho oropel?

Datos: Cu = 63,5 ; Zn = 65 ; Au = 197 a) 10,8% b) 1,25% c) 4,15% d) 7,9% e) 5,2 % 16. Una medallita de plata pura pesa 2 g. ¿Cuántos átomos de plata están contenidos en dicha medallita? (Ag=108) a) 2,5.1023 b) 1,1.1022 c) 1,25.1022 d) 2,2.1023 e) 6,6.1020

17. Un trozo de grafito tiene una masa de 10 miligramos ¿Cuántos átomos de carbono existen en dicho grafito?

a) 6.2023 b) 2,5.1022 c) 5.1020 d) 1,5.1022 e) 3.1020 18. Si 30 átomos de cierto elemento pesan 6.10-22 g. ¿De que elemento se trata?

a) Hidrógeno b) Oxígeno c) Carbono d) Nitrógeno e) Calcio

19.Indicar la relación correcta: (P.A. H=1,O=16, C=12, N=14, Na=23)

a) 2 At-g(NH3) W = 34g.

b) ½ At-g (CO2) W = 22g.

c) 0,5 mol (H) W = 0,5g.

d) 18.1023 Átomos N W = 42g.

e) 24.1023 moléculas (Na) W = 92g. 20.Hallar la relación incorrecta (P.A. H=1, O=16, N=14, S=32)

a) H2O M = 18g. b) NH3 M = 17g.

c) O3 M = 48g. d)H2SO4 M = 98g.

e) HNO3 M = 71g.

21. Hallar el valor de “x” si la masa molar del compuesto H2COx es 62 a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5

22. Un compuesto A2B2O7 tiene una masa molecular de 294 g/mol, Si el peso atómico de A es 39, hallar el peso atómico de B a) 104 b) 52 c) 78 d) 45 e) 90

23. ¿Cuántas moles contiene 615 g. de a) 2,55 b) 5 c) 7,5 NO2 d) 15 e) 15,5

24. En uno de los platillos de una balanza se tiene 20 At-g (N) (P.A.=14). Se desea saber la cantidad de átomos de Ca que se tiene que colocar en el otro platillo para mantener el equilibrio (P.A.Ca=40)

a) 4,2.1021 b) 4,2.1022 c) 0,42.1025 d) 4,2.1023 e) 42.1022

25. Determinar la masa presente en una mezcla de 6 moles de ozono y 2 moles de carbonato de calcio.

a) 240g. b) 200g. c) 340g. d) 440g. e) 540g.

26. En 640g. de metanol (CH3OH). Determinar las moléculas presentes.

a) 10No b) 20No c) 30No d) 40No e) 50No

27.Llenar el cuadro siguiente:P.A.:Ca=40, Mg=24

Compuesto N W M

CaO A 336 C

Mg(OH)2 3 b D

Hallar: “a.d + b.c” a) 1740 b) 3480 c) 5770 d) 97440 e) 10092 28. ¿Cuál de los siguientes presenta mayor peso por

molécula. P.A.: Fe=56, O=16, C=12, S=32, Au=197, Al=27 a) Óxido férrico b) Carbonato férrico c) Oxido de azufre (VI) d) Hidróxido de oro (III) e) Fosfato de aluminio

29. Determinar los moles presentes en 540 g. de agua. a) 20 moles b) 30 moles

c) 40 moles d) 50 moles e) 60 moles 30. Determinar la masa presente en 0.40 moles de Ácido

sulfúrico. P.A. H=1, S=32, O=16 a) 17,4g b) 39.2g c) 43,5g d) 58,6g. e) 63,5g. 31. Cuál presenta mayor masa molar?

a) Ácido sulfúrico b) Ácido nítrico c) Ácido Carbónico d) Ácido fosfórico e) Carbonato de calcio

32. Hallar las moléculas presentes en 180g. de úrea (NH2)2CO.

a) 1,8.1023 b) 1,8.1022 c) 1,8.1024

d) 3,6.1023 e) 3,6.1024

33. Determinar la cantidad de moléculas presentes en 240g. de Ácido acético CH3COOH a) 2,4.1023 b) 4,6.1022 c) 1,2.1024 d) 1,2.1023 e) 2,4.1024

34. Hallar el % de fósforo en el Ca3 (PO4)2 Ca=40; P=31; O=16 a) 10% b) 20 c) 30 d) 40 e) 60

35.Hallar el % de Mg en MgSO4; Mg=24,S=32, a) 10% b) 20 c) 30 d) 40 e) 45

36. Determinar el peso de Calcio en 400g de CaCO3; (Ca=40, C =12, O=16) a) 40 b) 80 c) 120 d) 160 e) 100

37. Hallar la fórmula empírica (F.E.) de un compuesto formado por 80%C y 20%H (C=12, H=1) a) CH b) CH2 c) C2H3 d) CH3 e) CH4

38. Hallar la fórmula verdadera (F.V) de un compuesto formado por 40% de C y 53,3% de O y el restante H. Si el peso de un mol-gramo es 180g. (C=12, H=1, O=16)

a) H2O b) C2H4O2 c) C3H6O3

d) C2H5O5 e) C6H12O6

39. Una molécula de un hidrocarburo pesa 4,33x10-23g. Calcular su fórmula molecular si se conoce que contiene 92,3% en peso de C (C=12, H=1)

a) C2H2 b) C2H4 c) C2H6 d) C3H8 e) C4H8

40. En el siguiente compuesto CaSO4 . 2H2O. Hallar el % de agua existente (Ca=40, S=32, O=16, H=1) a) 20% b) 21 c) 22 d) 23 e) 24

41. Determinar la F.E. de un óxido de cobre sabiendo que el % de cobre es 80 a) CuO b) Cu3O c) CuO4 d) Cu2O3 e) N.A

42. Determinar el peso de calcio en 500g. de un mineral que contiene el 80% de CaCO3 (Ca=40, O=16) a) 16g b) 160 c) 320 d) 380 e) 300

43. Determinar la fórmula verdadera de un hidrocarburo formado por C=40%, O=53,3%, H=6,7%, su 1 mol-g pesa 180g. a) C6H12O6 b) CH2O c) C2H4O2

d) C3H6O3 e) C7H16O5

44. El análisis de una sal indica que contiene 56,58% de Potasio, 8,68% de Carbono y 34,74% de Oxígeno. Señale la atomicidad de la sal, si su peso molecular es 138

P.A. K=39, C=12, O=16 a)4 b) 5 c) 6 d) 7 e) 8

45. La fórmula empírica de un ácido orgánico es HCO2, si 0,2 mol-g del compuesto pesa 18g. ¿Cuál es la atomicidad del compuesto?

a) 10 b) 8 c) 12 d) 6 e) 7

46. Cierto óxido de nitrógeno contiene 69,56% de oxígeno ¿Cuál es su fórmula molecular si su masa molar es 92g/mol?P:A. O=16, N=14

a) N2O b) NO2 c) N2O3 d) N2O4 e) N2O5

47.Determinar la fórmula de un compuesto cuya

composición es: Cr=52% y S=48% P.A. Cr=52, S=32 a) CrS b) Cr2S3 c) CrS3 d) Cr2S5 e) Cr2S 48. Se tiene dos compuestos X3Y e X2Y3, si el porcentaje

de masa de “X” en el primero es 70% ¿Cuál es pel porcentaje de “Y” en el segundo?

a) 77% b) 47% c) 57% d) 66% e) 32%

ÈXITOS………………¡



REACCIONES QUÍMICAS Son cambios en el cual una o más sustancias iniciales llamadas reactantes, mediante choques efectivos ocurridos entre sus átomos o moléculas, originan la ruptura de enlaces, produciéndose entonces la formación de nuevos enlaces químicos, los cuales darán lugar a la formación de nuevas sustancias denominadas productos con propiedades distintas a las iniciales. Ecuaciones Químicas: aA + bB cC + dD T = 200 ºC P = Sat Evidencias que ocurre una reacción química: Las evidencias que una reacción química ha ocurrido son: - Desprendimiento de un gas. - Cambio de calor. - Cambio de color. - Liberación de color. - Formación de precipitados. Tipos de Reacciones Químicas: I. Por la Naturaleza de los Reactantes: a) Reacciones de Síntesis, Adición o Combinación A + B + C + Un producto Ejemplos: – Bosch) b) Reacción de descomposición o análisis

Ejemplos:

Pirólisis: Debido a la acción del calor. KClO3 O2 + KCl

Fotólisis: Por acción de la luz. H2O2 H2O + O2 Electrólisis: Por acción de la electricidad: NaCl Na + Cl2 Catálisis: Por acción de un catalizador. NH3 N2 + H2 c) Reacciones de sustitución desplazamiento simple

A + BC AC + B Actividad química: A > B

A continuación te indico algunos metales más importantes respecto al hidrógeno que son más reactivos:

Rb > K > Na > Ba > Sr > Ca > Mg > Pb > Fe > H > Cu > Ag > Au Serie de actividad química de los Halógenos: F2 > Cl2 > Br2 > I2 Ejemplos: Na + H2O NaOH + H2 F2 + NaCl NaF + Cl2 d) Reacciones de doble desplazamiento, doble sustitución o Metátesis:

AB + CD AD + CB Reacciones especiales de metátesis

- Neutralización: ácido + hidróxido sal + agua

- Hidrólisis: Sal + agua Acido + hidróxido II. Por la variación de la energía (Entalpía)

a) Reacción Exotérmica ( H < 0)

Reactantes Productos + Calor H

- Algunas reacciones exotérmicas: - Adición. - Neutralización. - Combustión. Ejemplo:

CH4 + O2 CO2 + H2O + 890 KJ/mol También: CH4 + O2 CO2 ; H = - 890 KJ/mol

b) Rea Reactantes + calor productos

H En este grupo se encuentran las reacciones de descomposición térmica o pirrólisis: Ejemplo: CaCO3 + 178 KJ/mol CaO + CO2 También: CaCO3 CaO + CO2 ; H = +178 KJ/mol

Reacciones de Reducción y Oxidación (REDOX) Oxidación: Es el fenómeno químico por el cual el número de oxidación aumenta por pérdida de electrones. Fe Fe2+ Reducción: Es el fenómeno químico por el cual el número de oxidación disminuye por ganancia de electrones. S+6 S2+ Nota: - Se denomina agente oxidante a la sustancia que contiene al elemento que se reduce. - Se denomina agente reductor a la sustancia que contiene al elemento que se oxida. Balance de Reacciones Químicas: Es el proceso que consiste en igualar los números de átomos de cada elemento en ambos lados de la ecuación química, para cumplir con la Ley de la conservación de la masa. En el balanceo de ecuaciones químicas se pueden utilizar los siguientes métodos de balance. - Método de Simple inspección o tanteo. - Método de coeficiente indeterminado. - Método REDOX.

PROBLEMAS DE APLICACIÓN 01. La reacción:

Se clasifica como: a) Adición – endotérmica b) Doble sustitución – irreversible c) Adición – reversible d) Sustitución simple – exotérmica e) Sustitución simple – endotérmica 02. Luego de balancear, indicar la suma de coeficientes:

a) 25 b) 24 c) 33 d) 31 e) 26 03. Al balancear las siguientes ecuaciones:

xCa3(PO4)2 + yH2

a) 35 b) 48 c) 39 d) 41 e) 53 04. Luego de balancear:

Calcular: xy + ab a) 10 b) 9 c) 11 d) 12 e) 15 05. Respecto a las reacciones Redox, indicar Verdadero (V) o Falso (F). ( ) Existe variación del estado de oxidación ( ) La oxidación y reducción ocurre en forma simultánea ( ) El agente oxidante se oxida ( ) El agente reductor se oxida a) VVFF b) FVFF c) VVVV d) FFVV e) VVVF 06. Luego de balancear por método Redox:

Indique verdadero (V) o falso (F) ( ) El agente oxidante es NH3 ( ) La forma reducida es Cu ( ) Se transfieren 6 e- ( ) El Cu se oxida

a) FFVV b) FVVF c) VVVF d) VFFV e) FVVV 07. Luego de balancear la siguiente ecuación química:

Calcular la suma de coeficientes del agente reductor, forma reducida y agua. a) 6 b) 8 c) 10 d) 12 e) 14 08. Balancear la siguiente ecuación Redox: NaI + H2SO4 H2S + I2 + Na2SO4 + H2O Indique la suma de coeficientes totales a) 22 b) 24 c) 26 d) 28 e) 30 09. Para la siguiente reacción Redox, calcular el número e- transferidos y el coeficiente del agente reductor respectivamente.

a) 26; 3 b) 24; 4 c) 28; 6 d) 24; 3 e) N.A. 10. Balancear:

Luego indicar. I) número e- transferidos II) relación molar: a) 14; 1/14 b) 16; 1/12 c) 14; 12/5 d) 26; 1/2 e) N.A. 11.- Señale La Alternativa que no corresponde a una reacción química. a) En el proceso se forman nuevas sustancias químicas. b) La ebullición del agua no es una reacción química . c) Las sustancias originales sufren cambio d) Durante el proceso hay rupturas de enlaces en las moléculas reactantes . e) Se forman nuevos enlaces . 12.-¿Qué característica no constituye una evidencia experimental de una reacción química?. I.- Cambio de color en las sustancias. II.- Formación de un precipitado. III.-Variación en la dencidad de las sustancias. IV.- Se producen cambios de estado en las sustancias . a) III y IV b) I y II c) I, II y IV d) I y III e) I, III y IV 13.-Correlacionar numero y letra correctamente: I.- C+O2 CO2 II.-2NH3 N2 +3H2 III.- H2+ AgCl Ag + Hcl V.- H2+NaOH NaCl+H2O a) Ib, IIc, IIIa, Ivd b) Ia, IIb, IIIc, Ivd c) Ib, IId, IIIa, Ivc d) Ia, IId, IIIc, Ivb e) Ic, IIb, IIId, Iva 14.- En la siguiente reacción reacción química : CH4+2O2 CO2+2 H2O No se puede concluir . a) Es una reacción de combustión completa . b) Es una reacción exotérmica. c) Es una reacción de desplazamiento simple. d) En la entalpia de la reacción es negativas. e) Aumenta la temperatura del medio donde se lleva acabo. 15.- Cual de las siguientes afirmaciones son correctas con respecto a la siguiente reacción: A+B+ Calor AB I.- Es una reacción exotermica . II.- Se a utilizado un catalizador. III.- Es una reacción de desplazamiento simple. V.- La reacción de formación del agua a partir de sus elementos sería un ejemplo de ello . a) Solo IV b) I, III y IV c) I, III d) II, III e) I y II 16.- Señale la relación incorrecta: a) KclO3 KclO2+O2 ( pirolisis ) b) Zn+HCl ZnCl2+H2 (desplazamiento) c) HgO Hg +O2 ( sustitución) d) CH4+O2 CO2+H2O ( exotérmico) e) C2H4+H2 C2H6 ( adición) 17.- Luego de hacer reaccionar sulfuro de sodio acuoso y sulfato de cobre (II) acuoso ¿ Cuál es el precipitado que se forma?. a) Sulfato de sodio b) Oxido de cobre II c) Tio sulfato de sodio d) Bisulfuro de cobre II e) Sulfuro cúprico

N

-2e-

a) Desplazamiento simple

b) Combinación

c) Descomposición

d) Desplazamiento doble

e) Desplazamiento doble o metátesis


18.- Cual de las siguientes reacciones no es de adición: a) N2(g) +3H2(g) 2NH3(g) b) 2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g) c) NH3(g) + HCl(g) NH4Cl(g) d) CH4(g) +Cl2(g) CH3Cl(g) +HCl(g) e) SO3+ H2O H2SO4 19.- Determinar el valor de los coeficientes “m” y “n” en la ecuación: 2NH4 Cl +m Ca (OH )2 2NH3 +CaCl +nH2O a) m = 2 ; n=2 b) m=3 ; n=2 c) m=1 ; n=1 d) m=1 ; n=2 e) m=2 ; n=1 20.- Balancear y dar la suma de coeficientes de los productos. HCl +KclO3 KCl + 3H2O +Cl2 a) 16 b) 7 c)9 d)11 e) 10 21.- De la siguiente reacción química: aH3PO4+bCa XCa3 (PO4)2 + YH2

Calcular: yx

ba

a) 2/7 b) 4/5 c) 5/4 d)7/3 e) 4/7 22.- Luego de balancear : XMg3N2 + Y H2O aMg ( OH )2 +bNH3 Calcular xy + ab a) 12 b)10 c)15 d)9 e) 11 23.- Al balancear por simple inspección señale la suma de coeficientes totales. C3H5 (NO3)3 N2 +CO2 + H2O a) 31 b) 28 c) 25 d) 33 e)26 24.- Luego de balancear : Fe2O3 + HCl FeCl3 +H2O Calcular la suma de los coeficientes de los reactantes. a) 5 b) 1 c) 3 d) 9 e) 7 25.- Completar las siguientes semi reacciones de oxidación o reducción. S-2.................. S8 P4.................. P-3 26.- Luego de balancear la siguiente reacción señalar la suma de coeficientes de las especies que no se ionizan en agua . C6H12O6+NO3- H+ NO + CO2 a) 12 b) 13 c)15 d)10 e)18 27.- Balancear e indicar la suma de coeficientes de la forma oxidada y la forma reducida. Cl2 +KOH KClO3 +KCl + H2O a) 3 b) 4 c) 5 d) 6 e) 7 28.- Indique la suma de los coeficientes de los productos. H2O2 + KMnO4 MnO2 +KOH + O2+ H2O a) 6 b) 7 c) 9 d) 8 e) 10 29.- Cual es la cantidad de electrones transferidos en : HNO2 + KMnO4 + H2SO4 HNO3 + MnSO4 +K2 SO4 + H2 O a) 10 b) 8 c) 5 d) 7 e) 6 30.- Balancear : KMnO4+KCl + H2SO4 MnSO4 + K2SO4 + H2O + Cl2 Indicar el coeficiente del reductor . a) 7 b) 8 c) 9 d) 10 e) 11 31.-Balancear e indicar el coeficiente del oxidante . K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 Cr2 (SO4 )3 +S+ K2SO4 + H2O

a) 1 b) 3 c) 2 d) 4 e) 5 32.-Balancear la siguiente ecuación por el método redox. Na2SO2 + Br2 + H2O Na2SO4 + HBr Calcular la suma de coeficientes de la forma oxidada y reducida. 33.-Equilibrar la ecuación de la oxidación del cobre por el ácido nítrico . aCu + bHNO3 cCu ( NO3 ) 2 +d NO2 + e H2O. Indique el coeficiente incorrecto. a) a=1 b)b= 4 c) c= 1 d) d= 1 e)e= 2 34.-Es una de las etapas de la extracción del cobalto a partir del mineral se produce la siguiente reacción en medio básico: CoCl2 + Ocl- Co ( OH )3 + Cl- Balancee y determine la suma de los coeficientes estequiométricos. a) 6 b) 8 c) 13 d) 15 e) 17 35.-Balancear en medio ácido e indicar la suma de coeficientes estequiométricos .

FeS + NO3- NO + SO4-2 +Fe+3 a) 8 b)7 c) 10 d) 5 e) 15 36.- Equilibrar por el método del ion electrón la siguiente ecuación y dar como resultado la suma de los coeficientes de sus productos HNO3 + Zn Zn ( NO3 )2 + NH4NO3 + H2O 37.- Equilibrar aplicando el método del ion electrón la ecuación: Cl2 + NaOH NaClO + H2O + NaCl Calcular la masa del hipoclorito de sodio obtenido cuando se hacep asar cloro en exceso por una solución que contiene 100 g. De NaOH. a) 56 b) 62 c) 25 d) 93 e) 76 38.- Sabiendo que el yodo reacciona con el tio sulfato de sodio de acuerdo con la siguiente ecuación: I2 + Na2S2O3 NaI + Na2S4O6 Calcular la pureza de una muestra de yodo que pesa 0,376 g. Sabiendo que reacciona con 17.1ml. de Na2S2O3 0.1 N redox. a) 52% b) 27% c) 57.45% d) 68.2% e) 31.7% 39.- Se obtiene 0.2 moléculas gramo de cloro, por reacción de perganmanato de potasio con ácido clorhidrico de acuerdo con la ecuación: KMnO4 + HCl MnCl2 + KCl + Cl2 + H2O Equilibrar por el método del ion electrón y calcule numero de molécula gramo de HCl gastadas . a) 2,34 b) 0,56 c) 1.25 d) 0.64 e) 3.25 40.- Dada la siguiente ecuación aplicando el método del ion electrón : CuS + HNO3 Cu ( NO3 )2 + S + NO+ H2O Calcular el equivalente gramo redox del HNO3. a) 28 b) 25 c) 21 d) 18 e) 30 ¡¡YA FALTA POCO TU PUEDES!!



ESTEQUIOMETRIA 1.INTRODUCCIÓN.- El término estequiometría proviene de dos voces griegas : STOICHEION (elemento) y METRON (medida), por lo tanto significa de realizar cálculos a medidas de cantidades de elementos en la formación de compuestos. Esta afirmación es correcta, puesto que las leyes estequiométricas se basan en cálculos de cantidades de los elementos en las combinaciones químicas . Actualmente estas cantidades pueden ser no solo de elementos sino también de sustancias compuestas. 2. DEFINICIÓN .- La estequiometría es aquella parte de la Química que nos enseña a realizar cálculos de las cantidades de las sustancias químicas puras ( simples o compuestas) que participan en las reacciones químicas basándose en las leyes experimentales que gobiernan a estas. 3.PRINCIPALES RELACIONES ESTEQUIOMETRICAS I) PONDERAL (Relación masa – masa). Se realiza en base a leyes ponderales y a la relación molar en la ecuación balanceada. II) VOLUMETRICA ( Relación volumen – volumen). Se realiza solo para sustancias gaseosas, en base a la ley de combinación de volúmenes. III) MASA – VOLUMEN.- Consiste en una simple relación de moles de una sustancia con el volumen de una sustancia gaseosa a cierta presión y temperatura. 4. LEYES PONDERALES 4.1. LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA O LEY DE LAVOSSIER (1789) En toda reacción química, la suma de las masas de las sustancias reaccionantes que se transforman es exactamente igual a la suma de la masa no se crea ni se destruye solamente se transforma. 4.2. LEY DE COMPOSICIÓN CONSTANTE O PROPORCIONES DEFINIDAS ( PROUST 1801) Cuando dos o mas elementos se combinan para formar un determinado compuesto, lo hacen siempre en una relación o proporción en masa fija o invariable. De acuerdo con la Ley de Proust, las sustancias químicas se combinan en proporciones constantes y definidas pero de acuerdo con esta afirmación, se puede observar dos variaciones que afectan alas reacciones. a) REACTIVO LIMITANTE ( R.L) .- Es la sustancia reactante que se halla en mayor proporción y por lo tanto se agota o se consume totalmente en la reacción determinada de la cantidad máxima de un producto a obtenerse. b) REACTIVO EN EXCESO(R.E) .- Es la sustancia reactante que se halla en mayor proporción y por lo tanto sobra al finalizar la reacción, pues no reacciona. 4.2.1 DETERMINACIÓN DEL REACTIVO LIMITANTE 1° Tener la ecuación química balanceada. 2° Determinar la relación ponderal de cada sustancia reaccionante según: coeficiente estequiométrico, multiplicado por el peso molecular de dicha sustancia. 3° Se determina la relación. El menor valor indicará el reactivo límite , el mayor valor indicará el reactivo en exceso. 4.3 LEY DE LAS PROPORCIONES MULTIPLES ( Dalton 1803) : “ Los pesos de un elemento que se unen con otro elemento para formar distintos

compuestos, varían según una relación de números enteros”. 4.4 LEY DE LAS PROPORCIONES RECIPROCAS ( WENZEL – RICHTER 1792) “ Cuando dos pesos fijos de sustancias distintas se combinan separadamente con un mismo peso de una tercera sustancia entonces se combinan entre si en las mismas proporción en peso o múltiples de ellos”. Esta ley permitió establecer el PESO DE OMBINACIÓN O PESO EQUIVALENTE , LLAMADO TAMBIEN PESO DE REACCIÓN. Esta ley se conoce como “ LEY DE COMBINACIÓN QUÍMICA” ; “ Cuando las sustancias se combinan siempre lo hacen en igual cantidad de equivalente gramo. A + B C + D #Eq-g (A) = #Eq-g (B) = #Eq-g(C) = #Eq-g(D) 5. LEYES VOLUMETRICAS ( GAY LUSSAC) 5.1 LEY DE LOS VOLUMENES DEFINIDOS En cualquier reacción química a la misma presión y temperatura los volúmenes de las sustancias gaseosas que interviene, lo hacen en proporciones definidas o constantes y están en una relación de números sencillos. 5.2 LEY DE LOS VOLUMENES COMPARATIVOS Cualquier reacción química entre gases a las mismas condiciones de presión y temperatura , los volúmenes de los productos son igual o menores a los volúmenes de todos los reactantes. 6. CONTRACCIÓN VOLUMETRICA CV: En algunos procesos químicos donde interviene sustancias gaseosas hay una disminución del volumen total de los gases reaccionantes al pasar o formar nuevas sustancias gaseosas. 7. PORCENTAJE DE PUREZA DE UNAMUESTRA QUIMICA: En una reacción química solo interviene sustancias químicamente puras, las impurezas no reaccionan ; por lo tanto, en los cálculos estequiométricos solo trabajaremos con la parte pura de la muestra química. Cantidad de % Pureza = sustancia pura x 100 cantidad de muestra impura 8. PORCENTAJE DE RENDIMIENTO O EFICIENCIA: Para entender mejor definamos primero: rendimiento teórico y rendimiento real . RENDIMIENTO TEÓRICO: Es la cantidad máxima de producto obtenido cuando se ha consumido totalmente (100% ) el reactivo limitante. Esta cantidad se determina en base a la ecuación química balanceada es decir por estequiometría . RENDIMIENTO REAL: Es la cantidad obtenida de un producto en la practica o en forma experimental cuando es consumido totalmente el reactivo limitante. La comparación porcentual del rendimiento real y rendimiento teórico se llama eficiencia o porcentaje de rendimiento para obtener un producto deseado.

PROBLEMAS DE APLICACIÓN 1. Indique la alternativa correcta en : a) El reactivo limitante es aquel reactivo que se encuentra en exceso, por lo tanto limita la reacción.

b) Si se combina “S” y “O” puede obtenerse SO, SO2 , SO3, la ley que rige correspondería a la de Dalton. c) Para resolver un problema de estequiometría no es necesario balancear la ecuación. d) La contracción volumétrica relaciona volúmenes de reactantes y productos en cualquier estado físico. e) En la ley de Gay- Lussac se cumple conservación de volúmenes. 2. De las siguientes proposiciones indicar la alternativa correcta: a) El reactivo limitane (RL) siempre se encuentra en menor cantidad de masa . b) La ley de la conservación de la masa se cumple para algunas reacciones químicas. c) La ley de Gay- Lussac se aplica para sustancias gaseosas a las mismas condiciones de presión y temperatura. d) El reactivo en exceso siempre se encuentra en mayor cantidad de masa. e) Todas son correctas. 3. ¿Cuál es la masa de gas carbónico ( CO2 ) producido a partir de la combustión de 220g de gas propano ( C3 H8)? C3 H8 + O2 CO2 + H2O a) 440g b) 340g c) 480g d) 520g e) 660g 4. Si la obtención de amoniaco se emplea 50 mol-g de nitrógeno. ¿ Cuántas mol-g de amoniaco (NH3 ) se obtienen? N2 + H2 NH3 a) 60mol-g b) 70mol-g c) 100 mol-g d) 120mol-g e) 150mol-g 5. Se produce la oxidación de cobre por la acción de ácido clorhídrico: Cu + HCl CuCl2+H2 ¿Cuántos gramos de hidrogeno se obtienen empleando 6 mol-g de HCl? a) 4g b) 5g c) 6g d) 7g e) 10g 6. Se produce acetileno (C2 H2), por la acción de agua sobre el carburo de calcio: CaC2 + H2 O C2H2 + Ca(OH)2 ¿Cuántos gramos de agua se debe emplear para reaccionar exactamente con 2 mol-g de CaC2? a) 2g b) 54g c) 63g d) 65 e)72 g 7.El NaOH se prepara por la acción del Ca (OH)2 sobre el Na2CO3. ¿Cuántos gramos de NaOH pueden obtenerse si se utilizó 1060g Na2CO3? Na2 CO3 + Ca(OH)2 NaOH + CaC03 a) 400g b) 800g c) 600g d) 1 200g e) 1000g 8. ¿Cuantos gramos de calcio se requieren para preparar 50 gramos de hidrógeno según: Ca + H2O Ca(OH)2 + H2 a) 400g b) 500g c) 600g d) 900g e) 1000g 9.¿Cuántas moles de Mn02 son necesarias para producir 44,8 L de Cl2 a C.N.? Mn02 + HCI MnCl2 + Cl2 + H2 0 a) 2 mol-g b) 3 mol-g c) 1 mol-g d) 4 mol-g e)5 mol-g 10. ¿Cuántos litros de NH3 se producirán a partir de 60 litros de nitrógeno, según: N2 + H2 NH3 a) 120 L b) 140 L c) 60 L d) 80 L e) 170 L 11. De acuerdo al proceso: M + 02 M2 03 Al oxidarse 36g de M se forma 100g de óxido. Hallar el peso atómico de "M". a) 12 b) 11,2 c) 3,5 d) 16,5 e) 20,5 12. En la reacción: Zn(OH)2 + HBr Zn(OH)Br + H2 0 Determinar la masa de Zn(OH)2 necesaria para reaccionar con 56q-g de HBr, P.A.: Zn = 65; Br = 80; O = 16; H = 1

Masa ( reactantes) = masa ( productos)

Cantidad que se da como dato

Cantidad obtenida de la ecuación

C.V =

tetanreac

productostetanreac

V

VV

% R = 100xteorica cantidad

alcantidadre


a) 370g b) 480g c) 450g d) 495g e) 600g 13. Cuando el fósforo blanco (P4) reacciona con el cloro gaseosa (Cl2), se obtiene el tricloruro de fósforo (PCl3). Si se desea producir 20g de PCl3 a C.N. ¿Qué volumen de cloro será necesario? mA (P) = 31 mA (Cl) = 35,5 a) 3,6 L b) 4,1 L c) 4,9L d) 5,3 L e) 5,8 L 14.¿Cuántos gramos de ácido propanico se obtendrá de una hidrólisis completa de 1020 g propanoato de etilo? C2 H5 COOC2 H5 + H2 O C2 H5 COOH + C2 H5 OH

a) 740g b) 560g c)140g d) 600g e) 51g 15. Una barra de Zn que tiene una masa de 100 gramos es atacada por ácido sulfúrico. ¿Cuántos litros de hidrógeno se liberaron a C.N.? mA (Zn) = 65 Zn + H2 S04 ZnS04 + H2 a) 24,8 L b) 84,46 L c) 44,8 L d) 31,58 L e) 45,32 L 16. Balancear la siguiente ecuación y calcular la masa de KmnO4 en gramos que se necesita para preparar 15 mol-g de cloro. P.A. (Cl = 35,5, K = 39,Mn = 55) KmnO4 + HCI MnCl2 + KCI + Cl2 + H2O a) 948 b) 758 c) 568 d) 316 e) 158 17.Si 100g de 'A" reaccionan con 200g de "B", además 300g de “C" reaccionan con 400g de V, entonces cuántos kg de "A" reaccionarían con 1,2 kg de "C”. a) 0,5kg b) 0,6kg c) 0,7kg d) 0,8kg e) 0,9kg 18. Un clavo de hierro (Fe) que pesa 40g se cae a un recipiente que contiene 59,5g de Acido Sulfúrico hirviendo. ¿Qué porcentaje del clavo no reacciona? PA:Fe=56; S=32; 0=16;H=1 Fe+H2 SO4 FeS04+H7 a)30% b)15% c) 20% d) 17% e) 34% 19. Se combinan 2 moles de H2 con 3 moles de O2 para formar agua. Las moles en exceso son: a) 2 de H2 b) 2 de O2 c) 1 de O2 d) 3 de O2 e) 1 de H2 20.¿Qué masa de HNO3 logrará neutralizar a 350g de una muestra de soda cáustica (NaOH) al 80% de pureza? PA.: H = 1; N = 14; 0 = 16; Na = 23. a)320g b) 441g c) 210g d) 540g e) 400g 21.Determinar el volumen a condiciones normales de CO2(g) que se obtendría a partir de la descomposición de 375g de CaCO3 al 80% de pureza con cantidad suficiente de HCI. (P.A.: CA = 40; C = 12; O = 16- ; CI = 35,5) CaCO3 + HCI CaCI2 + CO2 + H2O a) 56,51 b) 67,2 1 c) 124,51 d) 31,3 1 e) 39,3 1 22.¿Qué volumen de acetileno (C2 H2) en C.N. se consumió en la soldadura autógena de tubos de acero, si en la combustión se consumieron 0,5m3 de O2 Dato: 1 m3 = 1000/ a) 400/ b) 300 / c) 40/ d) 200/ e) 50 / 23.Al descomponer por calentamiento medio kilogramo de piedra caliza que contiene 80% de pureza de carbonato de calcio (peso fórmula 100), se produce CO2, el volumen en litros liberado a 4,1 atm y 400 °K es: CaCO3 CO2 + CaO a)32 b) 89,6 c) 67,2 d) 112 e) 40 24. Si en la C.A.P. 'Cartavio" para producir el alcohol etílico (C2 H5 OH), contenido en el Ron Cartavio utilizan el proceso de fermentación de la glucosa (C6 H12 O6 ) si se fermentan 270kg de glucosa y se obtienen 117,3 kg de alcohol etilico ¿Cuál es el rendimiento del proceso de fermentación? C6H12O6 C2 H5 OH + CO2

a) 90% b) 95% c) 80% d) 75% e) 85% 25. Para preparar H2 SO4 son necesarios los siguientes pasos a partir de la piríta. Calcuiar el peso de H2 SO4 al 60% de pureza si se tratan 200kg de pinta (FeS2) con 80% de pureza, sabiendo que la eficiencia del proceso es 95%. (PA: Fe = 56; S = 32; O = 16~ H = 1) FeS2 + O2 Fe2 O3 + SO2 SO2 + O2 SO3 SO3 + H2O H2SO4 a) 413,8kg b) 41,38g c) 413,8g d) 41,38kg e) 4,138kg 26. Si se hace reaccionar 56 / de N2 con 348 / de H2 a las mismas condiciones para formar amoniaco (NH3). ¿Cuál es el volumen de amoniaco formado a las mismas condiciones si el rendimiento del proceso es del 80%? a)80/ b) 60/ c) 89,6/ d) 112/ e) 185,6/ 27. Si se fermentan 45g de glucosa (C6 H12O6) Se obtienen 10 / de anhidrido carbónico C.N. ¿Cuál será el rendimiento del proceso ? a) 87% b) 50% c) 70% d) 89.3% e) 95% 28. Según la ecuación : S(s) + H2O (g) SO2 (g) + H2 (g) ¿Cuántos kg de SO2 se producirá por tonelada de un mineral que contiene 90% de azufre además el proceso tiene una eficiencia de 75 %? a) 1200kg b) 1110kg c) 1350kg d) 1250kg e) 1 500kg 29. Al reaccionar 90 moles de agua con anhídrido fosfórico según: P2O5 + H2O H3 PO4 ¿Cuántas moles de ácido fosfórico se produce con un rendimiento del 90%? a) 60 b) 54 c) 180 d) 588 e) 538 30 Para la combustión de 370g de alcohol terbutílico ¿Qué masa de aire se requiere? C4 H9 OH + O2 + C02 + H2O Datos: Aire = 20% mol (O2) y 80% mol (N2) Maire = 28,8 a) 1,5K b) 5,2K c) 6,48K d) 4,32k e) 2,161k 31. ¿Cuántos gramos de aluminio deben ser oxidados para obtener 204g de oxido de aluminio ( Al2O3)?. Ecuación : 4 Al(s) + 3 O2(g) 2Al2O3(s) P.A. (Al = 27 ; O = 16) a) 110 b) 108 c) 112 d) 120 e) 90 32.¿ Cuántos gramos de clorato de potasio se requieren para obtener 960 gramos de oxigeno?. KclO3(s) KCl(s) + O2(g) P.A. ( K = 39 ; Cl = 35,5 ) a) 2450 b) 2540 c) 362 d) 2760 e) 5216 33. El sodio (Na) reacciona violentamente con el agua ( H2O). ¿ Cuántos gramos de sodio se necesitan para que reaccione totalmente con 90 gramos de agua? Na(s) + H2O(/) NaOH(ac) + H2(g) P.A. ( Na = 23; O= 16 ; H = 1) a) 110 b) 111 c) 112 d) 114 e) 115 34. 448g de un mineral contiene 50% de hierro puro. El cual se oxida de las siguiente manera: 2 Fe + O2 2 FeO Hallar el peso del producto formado . Fe = 56 ; O = 16 a) 72 b) 114 c) 288 d) 36 e) 576 35.640g de óxido contiene 70% de SO2 , el cual se descompone de la siguiente forma: SO2 S + O2 Hallar el peso de azufre que se obtiene . S= 32 ; O = 16 a) 16 b) 160 c) 320 d) 32 e) 224 36. El pentacloruro, de fósforo (PCl5), se descompone en PCl3 y cloro gaseoso (Cl2). ¿Cuántos gramos de

cloro pueden producirse en la descomposición de 41,7g de PCl5? PA (P = 31 ; Cl = 35.5) a) 17,3 b) 16,4 c) 12,4 d) 14,2 e) 19,3 37. Una de las probables reacciones químicas que se llevan a cabo en la estratósfera y que permite disminución del ozono (O3) es: O3+ NO O2 + NO2 Si un avión de propulsión libera 180g de NO. ¿Cuántos mol- g de O2 se consume? P.A.(N=14;O=16) a)2mol b) 8 mol c) 6 mol d)3 mol e)9 mol 38. ¿Cuántas mol-g de oxígeno se desprenderá en la reacción de 78g de oxilita (Na2 O2) con el agua, sabiendo que se forma hidróxido de sodío y oxígeno? a) 1 mol-g b) 0,75 rnol-g c) 0,5 mol – g d) 2 mol-g e) 3 mol-g 39. Se produce fósforo de acuerdo: (PO4)Ca3 SiO2 SiO3 Ca + P2O5 P2O5 + C CO + P4 Determine qué masa de fósforo se podrá obtener a partir de 100g de fosforita que contiene 70% en masa de fosfato de calcio. a) 12g b) 14g c) 16 g d) 32 9 e) 141g 40. Calcula el volumen de dióxido de carbono (CO2) medido en condiciones normales de presión y temperatura que se produce al quemarse 1,5 kilos de coque que contienen 80% de carbono. C(s) + O2(g) CO2((g) a) 2650 L b) 2000 L c) 2240 L d) 1680 L e) 2100 L 41.La soda cáustica NaOH se prepara frecuentemente en la industria, por la acción del carbonato de sodio Na2 CO3 sobre la cal apagado Ca(OH)2 ¿Cuántos gramos de NaOH podrán obtenerse, si se utilizó 960 g de Na2 CO3? a)400 b) 600 c) 725 d) 1000 e) 1200 42. Dada la ecuación: FeCl2 + HCI + K2 Cr2 O7 FeCl3 + KCI + CrCI3 + H2O

¿Cuántos gramos de cloruro crómico se deben formar a partir de 2,94g de dicromato de potasio? P.F. (K2 Cr2 O7 = 294 P.F. (CrCl3) = 159 a) 2,56 b) 3,18 c) 4,16 d) 6,18 e) 5,23 43. El carburo de calcio (CaC2), usado para producir acetileno (C2H2), se prepara por calentamiento de óxido de calcio (CaO) y carbono a temperatura elevada. CaO(s) + C(g) CaC2(g) + CO(s) Si a un horno se hace ingresar 90 kg de carbono y 112 kg de CaO ¿Cuántos kilogramos de carburo de calcio se obtendrá? PA (Ca = 40, C = 12). a) 128 b) 256 c) 175 d)190 e) 210 44. Una muestra de 0,10 moles de Zn se hace reaccionar con 9,1 gramos de HCI según la siguiente reacción: Zn + HCI ZnCI2 + H2 El reactivo que está en exceso, el número de gramos de hidrógeno producido y el número de moles de ZnCI2 son: Reactivo en Moles de Gramos Exceso ZnCI2 H2 a) HCl 0,10 0,20 b) Zn 0,08 0,16 c) Zn 0,08 0,08 d) HCI 0,05 0,20 e) HCI 0,10 0,10 45. ¿Cuántos gramos de hidrógeno se obtiene al hacer reaccionar 0,5kg de Zinc al 65% de pureza con suficiente cantidad de HCI? Zn(s) + HCI(ac) ZnCI2(ac) + H2(G9 P.A. (Zn = 65 ; Cl = 35,5), a) 15 b) 10 c) 20 d) 25 e) 17 46. La urea se prepara según: NH3 + CO2 (NH2)2 CO + H2O


Si se combina 170g de amoníaco con suficiente cantidad de gas carbónico obteniéndose 225g de urea el rendimiento de la reacción será : a) 80% b) 60% c) 75% d) 70% e) 7% 47. ¿Cuántos gramos de agua se formará sí reacciona 40g de oxígeno con suficiente cantidad de hidrógeno, si la eficiencia de la reacción es de¡ 60%? H2 + O2 H2O ; H = 1 ; 0 = 16 a)24 b)25 c)26 d) 27 e) 28 48. Se obtiene HNO3 mediante; NH3 + O2 NO + H2O NO + O2 NO2 NO2 + H2O HNO3 + NO Determine, ¿cuántas toneladas de amoniaco se necesitan para producir 21 toneladas de ácido nítrico?. a)3,5t b) 4,6 t c) 5,5 t d) 8,5 t e) 12,3 t 49. ¿Cuántas toneladas de H2 SO4 pueden producirse por día Con Un proceso que usa 3,2 toneladas diarias de SO2, con un 70% de rendimiento. Teniendo la siguiente reacción SO2 + O2 + H2O H2 SO4 P.A. (S = 32 ; 0 = 16 ; H = 1) a) 4,33 b) 5,36 c) 3,43 d) 7,53 e) 8,27 50. En la obtención del amoniaco , se consumen 40 litros de N2 ¿Qué volumen de Amoníaco se formó y qué volumen de H2 se consumió si todas las medidas fueron a la misma presión y temperatura? H2(g) + N2(g) NH3(g) a) 70L y 190L b) 100L y 200L c) 80L y 120L d) 90L y 150L e) 100L y 170L 51. El óxido férrico puede ser reducido con carbono, de acuerdo con la ecuación: Fe2 O3 + C CO + Fe ¿Cuántos litros de monóxido, de carbono se producirán en CN por cada mol de óxido férrico producido? y ¿Cuántas libras de FeO harán falta por cada 100 lb de Fe producido P.A. (Fe = 56 ; C = 12 ; 0 = 16) a) 76,2 y 205 lb b) 22,4 y100 lb c) 44,8 y 50 lb d) 67,2 y 143 Ib e) 35,2 y 75 lb 52. .La combustión del benceno (C6H6), en exceso de oxígeno, de anhídrido carbónico y agua como productos. Si 10 gramos de benceno se mezclan con 100 9 de oxígeno y se quema, ¿Qué peso de CO2 se obtendrá? a) 12,4 g . b) 33,8 g c) 44,5 g d) 22,4 g e) 55,6 g 53. ¿Qué volumen de aire se necesita para la combustión completa de 80 l de gas C4 H10 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 El que estudia triunfa...... lo digo yo El Lobo………………………… Se perseverante y lo conseguirás



SOLUCIONES - ELECTROQUIMICA 1. Solución (Disolución).- son mezclas homogéneas (una FASE). Contiene dos tipos de sustancias denominadas Soluto y Solvente; que se mezclan en proporciones variables; sin cambio alguno en su composición. Soluto.- es la sustancia que se disuelve y siempre encuentra en menor proporción. El SOLUTO da el nombre a la solución. Solvente: (disolvente) es la sustancia quee disuelve o dispersa al soluto y generalmente se encuentra en mayor proporción. El solvente da el aspecto físico de la solución. Existen solventes polares como agua, alcohol y amoniaco, y solventes apolares como el benceno, tetracloruro de carbono, éter. 2. Clases de la Solución.- 2.1 . De acuerdo a la conductividad eléctrica

a. Electrolítica.- Conducen la corriente eléctrica. Se llaman también soluciones iónicas. Ej. Soluciones acuosas con ácidos como HCl, H2SO4; bases como NaOH, KOH; sales como NaCl, CaCO3. b. No electrolíticas.- No conducen la corriente eléctrica. El soluto se dispersa en forma molecular. Ej.: glucosa en H2O. Llamadas también soluciones moleculares; no forma iones y el soluto se disgrega hasta al estado molécular. Ej: soluciones de azúcar, alcohol, glicerina.

2.2. De acuerdo a sus propiedades químicas: a. Ácidas.- Liberan iones Hidrógeno H + Ej. H2SO4 en H2O b. Básicas (alcalinas).- Liberan iones hidróxido (OH) +. Ej. : NaOH en H2O c. Neutras.- H+= OH + o no liberan iones. d. Oxidantes.- Ganan electrones con facilidad en procesos redox. Ejemplo : d. Reductoras.- Pierden electrones con facilidad en procesos redox. Ejemplo : Na2SO3 en H2O

2.3. De acuerdo a su estado fisico a) Soluciones Sólidos: son aquellas en el que disolvente es un sólido y puede ser:

Soluto Solvente Solucion sólido en Sólido Aleación líquido en Sólido Amalgama

Gas en Sólido Oclusión b) Soluciones Líquidas: son aquellas en el que disolvente es un líquido y puede ser:

Soluto Solvente Sólido En líquido agua dulce, coloide

líquido

En

líquido agua y alcohol,

emulsiones

gas En

líquido

agua gaseosa, espumante

c) Soluciones Gaseosas: son aquellas en el que disolvente es un gas y puede ser:

Soluto Solvente Sólido En Gas humo, aerosol Líquido En Gas Humedad

Gas En Gas Aire (21% O2,

80% N2)

3. Clasificación de Soluciones: De acuerdo a la cantidad de soluto: a. Diluidas: son soluciones que contienen una cantidad pequeña de solutos y por ello son algo cristalinas. Ejm: agua potable. b. Concentradas: son soluciones que presentan una apreciable cantidad de soluto. Ejm: ácido muriático (37% de HCl) en peso, agua regía (75% HCl y 25% HNO3 en volumen). c. Saturadas: son soluciones que contienen la máxima cantidad de soluto disuelto, que pueden disolverse a una temperatura determinada. d.Sobresaturadas: son soluciones en la que se ha logrado disolver un poco más de la máxima cantidad de soluto disuelto, con ayuda de calentamientos suaves ó ligeros. 4. Unidades de Concentración: a) FÍSICAS a.1. Porcentaje en peso

100.

solW

stoW

stoW%

a.2. Porcentaje en volumen:

100.

solV

stoV

stoV%

a.3.Peso de soluto en volumen de solución:C

solV

stoWC

donde 1 ppm = 1 mg/L b) QUIMICAS b.1 Molaridad (M):

sol

stoV

nM donde:

sto

stosto

M

Wn

b.2 Normalidad (N):

sto

sol

#EQUIV.N

V

donde: W

#EQUIVPE

Peso equivalente (P.E.) .- El P.E. se puede calcular:

P.M.PE

SUSTANCIA ELEMENTO OXIDO

VALENCIA 2 DE O

ACIDO HIDROXIDO SAL

DE H

DE OH (+) = (-)

CATIONES=ANIONES

Relaciones importantes

1) 2)10(%W)D

MP.M.

3) A + B C + D

4)

.3 Molalidad (m):

(sto)

ste.(Kg)

nm

W

b.4 Fracción Molar (fm):

sol

stosto n

nfm

sol

steste n

nfm

Condición: 1fmfm stesto

5. ELECTROQUÍMICA.- Estudia las relaciones entre la energía química y la energía eléctrica. 5.1. ELECTROLISIS.- Proceso mediante el cual se decompone una sustancia al paso de la corriente eléctrica. Elementos: A) CUBA ELECTROLÍTICA.- Recipiente donde se desarrolla el fenómeno electrolítico. B) ELECTROLITOS.- Sustancia que se descompone en iones al paso de la C.E. C) ELECTRODOS.- Barras o cuerpos conductores de la C.E. que logran el contacto de la solución con la C.E. Son de dos tipos: ANODO Y CATODO Anodo o polo positivo, que atrae a los iones negativos o aniones, oxidándolos. Cátodo o polo negativo, que atrae a los iones positivos o cationes , reduciéndolos.

5.2. LEYES DE FARADAY 1ª. LEY: La masa que se deposita o libera en un electrodo es directamente proporcional a la cantidad de electricidad que atraviesa el electrolito ya sea fundido o en disolución.

P.E. P.E. x I x t masa depositada = x q =

96500 96500

o liberada

2ª. LEY: Si 2 o más celdas electrolíticas están conectadas en serie; son atravesadas por la misma cantidad de electricidad entonces las masas que se depositan o se liberan en todos los electrodos son proporcionales a los P.E.

N = M

N

....

eq-g(A) = eq-g(B) = eq-g(C) = eq-g(D)

M1V1 = M2V2 N1V1 = N2V2


m(x) m(y)#equiv.(x) = #equiv.(y) =

P-E.(x) P.E.(y)

DESARROLLEMOS JUNTOS

1. Señale las proposiciones correctas: I: El soluto siempre se encuentra en menor proporción que el solvente. II. El agua como solvente es capaz de disolver a todos los compuestos covalentes. III. Las propiedades químicas de la solución lo determina el soluto. a) solo I b) sólo III c) I y II d) II y III e) I y III 2. Señale las proposiciones incorrecta: a) La salmuera es una solución líquida. b) En una solución la fase dispersa es el soluto. c) El estado físico de la solución depende del solvente d) Siempre el solvente se encuentra en mayor proporción en una solución e) El bronce es una solución sólida. 3. No representa una solución: a) acero b) bronce c) latón d) amalgama e) diamante 4. Uno de los siguientes es una solución: a) gelatina b) pintura c) formol d) mayonesa e) espuma de cerveza 5. ¿Cuántos gramos de una sal deberán disolverse en 315 ml de agua para darnos una solución al 25% en peso? a) 10 b) 96 c) 100 d) 105 e) 115 6. ¿Cuántos gramos de hidróxido de aluminio y de agua se necesitará respectivamente para preparar 500 g de una suspensión de hidróxido al 25% en masa? a) 100 y 400 b) 125 y 375 c) 250 y 250 d) 300 y 200 e) 375 y 125 7. Se disuelven 20g. de sal en 180g. de agua. Hallar el porcentaje en peso en la solución. a) 28% b) 25% c) 20% d) 10% e) 7% 8. ¿Cuántos gramos de sal se pueden disolver en 600 gramos de alcohol para formar una solución al 25% a) 150 b) 200 c) 250 d) 300 e) 350 9. Se necesita 60g. de Na2SO4, que volumen deberá tomarse de una solución de esta sal al 20% en masa cuya densidad es 1,2g/ml a) 600 ml. b) 250ml. c) 125ml. d) 342ml. e) 536ml. 10.Se disuelven 400 gramos de ácido sulfúrico en agua, obteniéndose 2500 ml. De la solución. Hallar su molaridad. a) 80 b) 8 c) 0,8 d) 0,08 e) 0,008 11. Cuál es la molaridad de una disolución que contiene 16,0 gramos de metanol (CH2OH) en 200 ml. de una mezcla alcohol-agua? (P.a. C=12, H=1, O=16) a) 2,00M b) 2,01M c) 2,03M d) 1,05M e) N.A. 12. Se tiene 8 moles de soda cáustica (NaOH) en 2 litros de solución. Hallar la molaridad de la solución (P.a Na=23, O=16, H=1) a) 8M b) 2 c) 4 d) 6 e) 10 13. Se tiene 800g de hidróxido de sodio (Na2OH) disueltos en 2000ml. de solución. Hallar la molaridad (Pa Na=23, O=16,H=1) a) 5M b) 10 c) 20 d) 2 e) N.A.

14. Hallar el volumen de una solución formado por 630 gramos de ácido nítrico y sabiendo que su molaridad de dicha solución es 2,5 a)4 L b) 2 L c) 5 L. d) 8 L. e) N.A 15. Se tiene : 8 mol-g de Ca(OH)2 5 L. H2O ¿Cuál es la molaridad de la solución? a) 1,4 b) 1,5 c) 1,6 d) 1,8 e) 1,9 16. Cuantos gramos de HNO3 se han empleado en la valoración de 50 ml. de Ca(OH)2 2M (Pa H=1, N=14, O=16, Ca=40) a) 3,15g b) 6,3 c) 12,6 d) 25,2 e) 5,1 17. ¿Cuál será la molaridad de una solución de H2SO4 cuya densidad es 1,1g/m y tiene 90% en masa de ácido disuelto en 800ml de solución. a) 5M b) 3,8 M d) 1,14M d) 2,24M e) 0,86M 18. Un ácido clorhídrico tiene 35,2% en masa y su densidad es 1,175g/ml. Calcular el volumen de este ácido que se necesita para preparar 3l. De ácido 2M. a) 084L. b) 1,52L. c) 0,53L. d) 1,14L. e) 1,74L. 19. Determine la normalidad de 220 g de H2SO4 en 5 L de solución a) 1.2 b) 4.5 c) 0.9 d) 2.2 e) 1.8 20. Calcule los mililitros de solución de AgNO3 0.4N que se pueden obtener al disolver 13.59 g de nitrato de plata en agua. a) 400 b) 500 c) 100 d) 200 e) 300 21. ¿Cuántos gramos de Al(OH)3 son necesarios para peparar 150 ml. de una solución 0,8 N? (P.a.Al=17, O=16) a) 2,80 b) 3.12 c) 5,60 d) 8,50 e) 10,00 22. Hallar la normalidad de una solución de 5000 cm3 que contiene 400 gramos de NaOH (Pa Na=23, O=16, H=1) a) 3N b) 2 c) 5 d) 4 e) 6 23. A que volumen deberá diluirse una solución que en 600 ml. contienen 87,5g de H2SO4, para obtener una solución 0,46N? a) 0,32 b) 1,94 c) 3,88 d) 14,90 e) 31,70 24. Hallar la normalidad del HNO3 0,2M a) 0,1 b) 0,2 c) 0,3 d) 0,4 e) N.A. 25. Hallar la normalidad de una solución de 2000cm3 que contiene 960 gramos de ácido sulfúrico (H2SO4) (Pa S=32, O=16, H=1) a) 3N b) 2 c) 4 d)4 e) 5 26. Calcular la normalidad y la molaridad de un litro de solución de K2SO4 al 10% en peso (densidad = 1,08 g/cm3 ) (P.a. K=39, S=32) a) 0,80M; 1,35N b) 0,71M; 1,94N c) 0,62M, 1,24N d) 0,75M; 1,98N e) 1,24M; 1,45N 27. La molaridad y la normalidad de 1 litro de solución que contiene como soluto 98 gramos de ácido fosfórico, son respectivamente: (P.a. P=31, O=16, H=1) a) 1M; 3N b) 0,1M; 0,3N c) 1M; 2N d) 1M; 1,5N e) 3M; 1N

28. La Normalidad de una solución 0,2M de H3PO4 es: (H=1, P=31, O=16) a) 0,07 b) 0,60 c) 0.90 d) 1,50 e) 1,80 29. Determine el número de equivalente gramo de soluto en 100 ml de solución de BaCl2 2,5 N a) 0.15 b) 0.25 c) 0.50 d) 0.75 e) 0.10 30. Encuentre los gramos de soluto que se requieren para la preparación de 250 ml de solución de AgNO3 0.50N a) 400.5 b) 220.5 c) 315.5 d) 624.3 e) 815.4 31. El número de mililitros de una solución de NaOH 2M que se requieren para preparar 80 ml. de una solución de NaOH 0,1 M es : a) 0,2 b) 4,0 c) 8,0 d) 20,0 e) 40,03. 32. ¿Qué volumen de agua se debe emplear para preparar una solución de ácido nítrico 6N a partir de 12 ml de HNO3 16N? a) 20 ml b) 15 ml c) 40 ml d) 35 ml e) 85 ml 33. Calcular el volumen de agua (en ml.) que debe añadirse a 10 ml. de solución 16N de HNO3, para diluirla a 6N a) 13,8 b) 26,7 c) 6,2 d) 16,7 e) 36,5 34. Determinar la molaridad del H2S , 0,5 N en :

a) 0,5 b) 0,25 c) 1,0 d) 0,125 e) 2,0 35. En la valoración de 120 gr. de NaOH se emplearon 15 0 ml. de H2SO4 . Determinar la molaridad del H2SO4. a) 1m b) 5 c) 10 d) 15 e) 20 36. Se tiene un litro de solución de HCl al 35% en masa (D=1,2g/ml). Calc. U||lar la concentración de la solución de HCl en fracción molar a) 0,54 b) 0,21 c) 0,68 d) 0,99 e) 0,12 37. ¿Qué peso de agua habrá en 360g. de una solución de NaOH, si la fracción molar de NaOH es 0,4.(P.A. Na=23, O=16, H=1) a) 96,34g. b) 108,45g. c) 145,08g. d) 87,45g. e) 246,8g. 38. Se disuelven 20g. de MgO en 180ml. de agua. Calcular la fracción molar del soluto. (P:A. Mg=24, O=16, H=1) a) 1/20 b) 1/21 c) 2/23 d) 3/25 e) N.A. 39. En una solución de NaOH la fracción molar del soluto es 0,7. Si el peso de la solución es 496g. Hallar la masa del solvente. (P.A. Na=23) a) 14,85 b) 80,19 c)160,38 d) 53,46 e) 10,25 40. En la electrólisis del cloruro de potasio fuindido en el cátodo se obtiene: a) cloro gaseoso b) potasio metálico c) ácido clorhídrico d) hidróxido de potasio e) agua 41. en la electrólisis de cloruro de sodio acuoso en el ánodo se obtiene: a) sodio metálico b)hidróxido de sodio c) hidróxido gaseoso d) cloro gaseoso e) oxígeno gaseoso


42. ¿cuántos electrones deben ingrasar sobre una celda electrolítica para decomponer 4 equivalentes de sal metalica? a) No. b) 5No. c) 6No. d) 3No. e) 2No. 43. ¿Cuántos equivalentes de una sal se pueden descomponer con 96,5ª. Durante 100 seg. a) 1,0 b) 0.1 c) 0,01 d) 0.001 e) 10 44. ¿Qué intensidad de corriente se debe usar durante 50 minutos sobre una sal para depositar en el cátodo 0,06 equivalentes. a) 10,5A b) 2,57A c) 3,51 d) 1,93 e) 3,86 45. ¿Cuántos gramos de cobre se depositan en el cátodo al pasar 19300C. Sobre una solución con iones Cu+2 ? (P.A. Cu =63,5) a) 63,5g. b) 38,1g. c) 19,05g. d) 12,7g. e) 6,35g. 46. ¿Qué carga debe circular sobre MgCl2 para depositar en el cátodo 1,2g. de magnesio (P.A.Mg=24) a) 19300C. b) 1350C. c) 1650C. d) 9650C. e) 1300C. 47. Al realizar una electrólisis de una sal de Cerio con 38600 coulomb se deposita 56g. de metal en el cátodo. Indique el estado de oxidación del Cerio (P.A. Ce=140) a) +1 b) +2 c) +4 d) +3 e) +5

YO INGRESE A LA

UNIVERSIDAD,

POR QUE ME

PREPARE EN EL

CPU

Razonamiento Lógico - bertrandrussel.weebly.com · El modelo de Sommerfield (1916), sobre la base de los modelos anteriores introduce el concepto de subniveles de energía. Tiene

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