Quimica 63324

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MATERIA.- Es todo aquello que ocupa un lugar en el espacio, tiene masa y peso. Un concepto dialéctico es el siguiente: “Materia es todo aquello que constituye el universo, se encuentra en movimiento y en constante transformación, y no puede moverse de otro modo que en el espacio y en el tiempo; además su existencia es independiente de nuestros sentidos.” La materia existe bajo dos formas fundamentales:

QUÍMICA. La químicaes una ciencia natural que estudia la materia: su estructura (composición), propiedades (características), transformaciones (cambios) y las leyes que rigen dichas transformaciones.

1. Materia concentrada o localizada.- Es la sustancia o cuerpo material, que se caracteriza por tener masa y volumen. Ejemplo: un carro, una tiza, un árbol, el agua, etc.

La química es una ciencia actual, en su estudio utiliza los métodos de observación, medición y experimentación. DIVISIÓN DE LA QUÍMICA.- Por ser como toda ciencia, muy amplia, la química se divide en:

2. Materia dispersa o energía.- Es la materia no sustancial como Ejemplo: el campo magnético, la radiación infrarroja, la luz, las ondas de radio y TV, rayos X, calor, etc.

1.-Química general.- Estudia los fundamentos básicos y generales de las ramas de la ciencia química, que sirven para iniciar la comprensión del contenido de la química.

Cuerpo.- Es una porción limitada de la materia. Ejemplo: aire, tierra, lápiz, etc.

2.-Química descriptiva.- Estudia las características y las formas de obtención de cada sustancia químicamente pura. A su vez se divide en dos:

Propiedades de la materia.- Las propiedades de la materia pueden agruparse según tres criterios. A. PRIMER CRITERIO:

A) Química inorgánica.- Estudia todos los compuestos que en su estructura química no poseen átomos de carbono, pero sí al CO2, CO, H2CO3 y sus sales.

1. Propiedades Extensivas.- Son aquellos que dependen de la cantidad de materia, sus valores son aditivos, tenemos: a) Masa.- Es la cantidad de materia que tiene un cuerpo, su unidad es el gramo (g).

B) Química orgánica.- Estudia todas las sustancias que contienen átomos de carbono en su estructura, sean de origen natural o sintética, excepto el CO2, CO, H2CO3 y sus sales que es estudio de la química inorgánica.

b) Gravedad.- Es la fuerza con que un cuerpo es atraído por otro. Si la tierra atrae cuerpos próximos a ella, se llama peso.

3. Química analítica.- Se subdivide en:

c) Inercia.- Es el estado de reposo aparente o movimiento uniforme que tiene un cuerpo, mientras no haya alguna fuerza externa que lo modifique. La masa mide la inercia de un cuerpo.

a) Cualitativa.-Estudia las técnicas para identificar y separar los componentes de una muestra material. Ejem. Se pudo determinar que el aire está constituido por oxígeno, nitrógeno y otros gases en poca cantidad.

d) Volumen (Extensión).- Es el espacio que ocupa un cuerpo. e) Indestructibilidad.- “La materia no se crea, no se destruye, solo se transforma”.

b) Cuantitativa.- Estudia las técnicas para cuantificar (determinar la cantidad) las sustancias químicas identificadas previamente y así establecer sus fórmulas químicas. Ejem. Sabemos que en el aire el oxígeno se encuentra en 21% y los otros gases en 1%.

f) Otras.- Energía, área, impenetrabilidad, presión, etc. 2.- Propiedades Intensivas.- Son aquellas cuyos valores no dependen de la cantidad de materia, no son aditivos y no varían por su estado de subdivisión. Tenemos: a) Temperatura.- Mide el grado de movimiento molecular de los cuerpos, es decir, el calor.

4. Química aplicada.- Son las aplicaciones prácticas de la química: a) Bioquímica.- Estudia la estructura y las funciones de las moléculas que forman los sistemas biológicos, asimismo las reacciones que intervienen en el metabolismo celular. Ejem. La respiración, digestión, fotosíntesis, carbohidratos, lípidos, etc.

b) Densidad.- Es la relación de la masa por unidad de m Ejem: ρH2O =1g/ml a 4ºC, ρHg= 13,6g/ml. volumen.    ρ   v  

b) Físico-química.- Estudia las leyes físicas y químicas que explican las transformaciones de la materia de un estado a otro. Ejem: propiedades cinéticas de los grases, termodinámica, etc.

c) Ductibilidad.- Capacidad de algunos materiales de formar hilos. Ejem: cobre, oro, plata, etc. d) Maleabilidad.- Propiedad de algunos materiales de formar láminas. Ejem: aluminio, fierro, cobre, etc.

c) Petroquímica.- Estudia la obtención de de productos derivados del petróleo y gas natural, aplicando los principios químicos.

e) Viscosidad.- Propiedad de los fluidos de encontrar resistencia en su recorrido.

d) Química industrial.- Estudia la aplicación de procesos químicos para la obtención de productos a escalas mayores, como por ejemplo fabricación de detergentes, insecticidas, fibras textiles, etc.

f) Dureza.- Resistencia de los sólidos al rayado. El material más duro es el diamante y el menos duro, el talco. (En la escala de Mohs). g) Tenacidad.- Resistencia de los sólidos a ser roto.

e) Química farmacéutica.- Estudia la estructura química y propiedades de los medicamentos, así como su acción y efectos sobre los seres vivos. Ejem. Acción de los antiparasitarios en los parásitos, acción antimaníaca del carbonato de litio. Además existen otras ramas de la química como la geoquímica, astroquímica, química nuclear, etc.

h) Otras.- Color, sabor, olor, temperatura de ebullición, átomo gramo, energía de ionización, porosidad, etc. B. SEGUNDO CRITERIO:

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1.-Propiedades generales.- Son propiedades que poseen todos los materiales sin excepción, tenemos: masa, peso, volumen, temperatura, densidad, energía, indestructibilidad, impenetrabilidad, presión, porosidad, etc.

CAMBIOS DE ESTADO DE LA MATERIA Se refiere a la variación de estado o fase por incremento o disminución de la energía calorífica. Esquematizando se tiene:

2.-Propiedades específicaso particulares.- Son propiedades que se presentan solo en algunos cuerpos, tenemos: color, olor, sabor, dureza, maleabilidad, tenacidad, viscosidad, compresibilidad, expansibilidad, etc.

Proceso Endotérmico

C. TERCER CRITERIO:

Sublimación directa

1.-Propiedades físicas.- Se refieren a las características físicas como: dureza, fragilidad, color, sabor, temperatura, conductibilidad térmica y eléctrica, masa, peso, maleabilidad, etc.

LÍQUIDO

SÓLIDO

Proceso Exotérmico A continuación se precisan algunos términos que en el alumno llevan a confusión:

Los cuerpos materiales se pueden clasificar principalmente en sustancias simples, sustancias compuestas y mezclas. Graficando

VAPORIZACIÓN.- Paso de líquido a vapor, se puede realizar mediante: a) Evaporación.- Es un a vaporización solo de la superficie del líquido y a temperatura ambiental. Ejem: Al evaporarse el agua de los ríos, lagos.

MATERIA

Sustanciasi mple

Sustancia compuesta

b) Ebullición.- Vaporización de toda la masa del líquido y a una temperatura constante. Ejem: cuando se hierve el agua en Ayacucho se vaporiza a 92ºC.

Energía

c) Volatilización.- Vaporización muy violenta, sólo presentan algunos líquidos, tales como el éter, ron, aguarrás, etanol, etc. LICUACIÓN.- Paso del estado gaseoso al estado líquido, sometiendo a altas presiones y bajas temperaturas. Ejem: El gas propano licuado (gas de cocina)

Mezcla

Heterogénea Suspensiones

Licuación

Sublimación inversa

CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA

Sustancia química

GASEOSO

Solidificación

2.- Propiedades Químicas.- Se refieren a las cualidades químicas que tienen muchos cuerpos, así como: oxidación, reducción, combustibilidad, inflamabilidad, corrosividad, potencial de ionización, afinidad electrónica, número atómico, etc.

Cuerpo material

Gasificación

Fusión

Homogénea

DIVISIÓN DE LA MATERIA.

Soluciones

La materia concentrada se puede sistemáticamente, desde cuerpos hasta quarks. Así:

Coloides

dividir

SUSTANCIA QUÍMICA

m.m.

Es un cuerpo material homogéneo y de composición química definida. Pueden ser:

Cuerpo

a) Sustancias simples.-Está formada por un solo tipo de elemento, así por ejemplo: plata (Ag), ozono (O3), fósforo (P4), hidrógeno (H2),…etc.

Átomos

Llamada también fases de la materia. Los cuerpos materiales se presentan en cuatro estados físicos: sólido, liquido, gaseoso y plasmático. Volumen invariable invariable variable

e.c.

subatómicas

Quarks

m.m. (métodos mecánicos), m.f. (métodos físicos), m.q. (métodos químicos), b.n. (bombardeo nuclear), e.c. (energía cósmica).

ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA

Forma invariable variable variable

b.n. Partículas

m.q. Moléculas

Donde:

b) Sustancias compuestas.- Están formadas por átomos de elementos diferentes; así por ejemplo: agua (H2O), etanol (CH3-CH2OH), dióxido de carbono (CO2),… etc.

Estado 1. Sólido 2. Líquido 3.Gaseoso

m.f. Partícula

MEZCLA Y COMBINACIÓN Mezcla.- Es la reunión de dos o más sustancias, donde:  Los componentes se unen en cantidades arbitrarias (variables o indefinidas).  Las partes conservan sus propiedades originales físicas y químicas  No se producen reacciones químicas.  Las mezclas se pueden separar por medios físicos o mecánicos, tales como centrifugación, decantación, destilación, lixiviación, vaporización, tamizado, cromatografía, etc.

F.Intermolec. Fc> Fr Fc = Fr Fc< Fr

4.-Estado plasmático.- Es el cuarto estado de la materia. Se encuentra a altísimas temperaturas, es una mezcla de iones positivos e iones negativos. Es el estado más abundante del universo. Ejemplos: estrellas (sol), explosiones nucleares, etc.

Existen dos tipos de mezclas:

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El hecho de la naturaleza atribuible al comportamiento físicoquímico del agua es la facilidad que tiene el zancudo y otros insectos para posarse y desplazarse sobre el agua. Señale la afirmación que indique con acierto la causa de dicho fenómeno. A) La alta concentración de sólidos disueltos en las aguas pantanosas. B) La alta densidad de las aguas estancadas. C) La baja presión del vapor de agua. D) La viscosidad del agua, es decir, la poca fluidez. E) La tensión superficial del agua.

a) Mezclas homogéneas.- Llamadas soluciones, sus partes o componentes forman una sola fase, observadas a simple vista o con el microscopio no se aprecian sus componentes. Ejemplos: Acero: hierro + carbono Aire: nitrógeno + oxígeno + otros gases Agua potable: agua + sal disuelto + gases disueltos. b) Mezclas heterogéneas.- Son mezclas donde sus componentes o partes se distinguen a simple vista o con el microscopio debido a que forman varias fases. Ejemplos: Agua + aceite, leche, clara de huevo, mayonesa, espuma, neblina, hormigón, etc.

De las siguientes proposiciones: I. La dureza es la resistencia de un sólido a ser rayado. II. La inercia es una propiedad extensiva de la materia. III. Triturando una molécula de agua es posible obtener átomos de hidrógeno y oxígeno. A) sólo I B) solo II C) sólo III D) I y II E) I,II y III

mantequilla,

Combinación.- Unión de dos o más sustancias donde: -Los componentes se unen en cantidades bien definidas. -Los componentes pierden sus propiedades iniciales. -Se producen reacciones químicas. -Se separan solo por procedimientos químicos y luego físicos

Dadas las siguientes afirmaciones: I. Solidificación es el cambio de fase de sólido a líquido. II. Sublimación es el cambio de fase de sólido a líquido. III. Licuación es el cambio de fase de gaseosa a líquida. Son correctas: A) Sólo I B) solo III C) sólo II D) I y II E) I, II y III

Ejemplos: Síntesis del agua: Síntesis del amoniaco:

2H2 + O2 → H2O + calor N2 + H2 → NH3

FENÓMENOS FÍSICOS Y QUIMICOS Clasifique cada una de las muestras como: sustancia pura (P), Mezcla homogénea o solución (S), Mezcla heterogénea (H). I) Vino II) Oxígeno y Helio en un tanque de buceo III) Aceite y vinagre en un aderezo para ensalada. IV) Sal común. A) SSHP B) SSPH C) PHSS D) SSSS E) PPPH

Fenómeno es sinónimo de cambio o suceso. Existen dos tipos de fenómenos: a) Fenómeno Físico Son transformaciones transitorias, donde no hay alteración en su estructura molecular, es reversible por otro fenómeno físico. Ejemplos: -Congelación del agua (solo cambia su estado físico) -Estirar una liga (solo cambia su forma) -Doblar un alambre (solo cambia su forma)

¿Cuál de los siguientes cuerpos no puede dividirse por medios químicos? A) Hidróxido de sodio B) Cal C) Plata D) Yeso E) Cemento

b) Fenómeno Químico Son transformaciones permanentes (irreversibles), porque la alteración de la sustancia es a nivel molecular y como consecuencia forman nuevas sustancias. Ejemplos: - Quemar un papel, agriado de la leche, putrefacción de los alimentos, oxidación del hierro, etc.

¿Cuál de los siguientes cuerpos no es una sustancia? A) Acetona B) Acetileno C) Agua oxígenada D) Alcohol etílico E) Anhídrido carbónico

EJERCICIOS DE APLICACIÓN Señale. ¿Cuál es un fenómeno químico? A) Congelación del agua B) Fusión del hielo C) Destilación del agua D) Sancochar un huevo E) Evaporación del alcohol etílico

Indique la afirmación incorrecta: A) La compresibilidad es una propiedad que cumplen perfectamente los gases. B) La atracción entre moléculas se denomina cohesión. C) La alotropía es una propiedad particular de la materia. D) El Cloro y el Bromo son muy maleables. E) La extensión es una propiedad general de la materia.

La secuencia correcta de verdadero (V) y falso (F) en las siguientes proposiciones es: I. La fermentación de la glucosa es un cambio físico. II. El agua potable es un compuesto III. El aire es una mezcla, siendo el oxígeno su componente más abundante. IV. El grafito, el acero y hierro son sustancias simples. A) VVVV B) VFFVC) FFVF D) FVFF E) FFFF

Indicar la proposición incorrecta sobre las propiedades de la materia: A) El punto de fusión es una propiedad característica de los sólidos. B) El peso es una propiedad general de los cuerpos. C) El peso es una propiedad general de la materia que mide la inercia. D) La maleabilidad es la propiedad que presentan los metales y significan que pueden laminarse. E) La extensión es una propiedad general de la materia.

Indicar. ¿Cuáles son fenómenos físicos? I. Solución de azúcar. II. Oxidación de una barra metálica.

140

III. Fermentación de la sacarosa. IV. Explosión de la dinamita. V. Destilación del vino. A) I, II y III B) II y V D) I y V E) III, IV y V

Señale entre las alternativas aquella donde se produce un fenómeno químico. A) Evaporación del agua B) Obtención de la sal común a partir del agua de mar. C) Desprendimiento del gas de una gaseosa D) El ennegrecimiento de una cuchara de plata. E) La difusión del oxígeno.

C) I y IV

¿Cuántas sustancias no presentan alotropía? ( ) Carbono ( ) Fósforo ( ) Sodio ( ) Azufre ( ) Potasio ( ) Oxígeno A) 1 B) 2 C) 3 D) 4 E) 5

¿Cuál de las siguientes sustancias es considerada como un elemento químico? A) El amoniaco B) El acero C) El fosgeno D) El aserrín E) El Osmio.

Una mezcla de mercurio con salmuera forma un sistema: A) Monofásico y ternario con 4 constituyentes. B) Difásico y binario con 3 constituyentes. C) Trifásico y binario con 3 constituyentes. D) Difásico y ternario con 5 constituyentes. E) Trifásico y ternario con 3 constituyentes.

Marcar la alternativa correcta: A) Soluciones: Vinagre, bronce, formol, concreto. B) Mezclas heterogéneas: Arena, concreto, agua-aceite, sacarosa. C) Elementos: Grafito, diamante, oxígeno, mercurio, tungsteno, oro. D) Compuesto: Cloroformo, hielo seco, agua destilada, cloruro de sodio, uranio. E) Moléculas: Agua, ácido sulfúrico, sal de mesa, metano, alcohol etílico.

Marque verdadero (V) o falso (F), según corresponda: . Las moléculas resultan al dividir las partículas mediante métodos físicos. . Los elementos químicos se representan mediante fórmulas. . Toda sustancia está formada por moléculas iguales y tiene propiedades iguales en toda su extensión. . Las soluciones son mezclas heterogéneas. A) VFVF B) VFVV C) FVFV D) VFFV E) FVVF

En una combinación o cambio químico ocurre necesariamente...... A) Una alteración en el núcleo del átomo. B) Un cambio en el estado físico de la misma sustancia. C) La formación de una o más sustancias nuevas. D) Un cambio energético. E) Más de una es correcta.

Diga. ¿Cuántas son sustancias simples (s) y cuántas son sustancias compuestas (c) en la siguiente relación: ( ) Acero inoxidable ( ) Ozono ( ) Diamante ( ) Aire ( ) Anhídrido carbónico ( ) Cloro ( ) Ácido sulfúrico ( ) sal gema ( ) Agua potable ( ) agua regia A) 3 ; 4 B) 3 ; 3 C) 3 ; 5 D) 4 ; 3 E) 5 ; 2

¿Cuál de las siguientes proposiciones es incorrecta? A) El aire es un sistema gaseoso homogéneo. B) Los símbolos químicos representan a los elementos. C) Dos líquidos miscibles se pueden separar por el método físico de decantación. D) Dos elementos distintos, se diferencian en propiedades tales como punto de fusión, punto de ebullición, densidad, radio atómico, electronegatividad, etc. E) Un sistema homogéneo puede ser el compuesto puro como el NaCl, un elemento puro como el Hierro (Fe) o una solución como el vinagre.

TAREA DOMICILIARIA Cuántas propiedades enunciadas a continuación son intensivas: presión atmosférica, punto de ebullición, calor absorbido en la fusión del hielo, peso, oxidación del hierro, volumen. A) 2 B) 3 C) 4 D) 5 E) 6

Una sustancia pura al calentarse en presencia de aire produce dióxido de carbono (CO2) y agua (H2O). ¿Qué enunciados son correctos respecto a la sustancia y al proceso ocurrido? A) II y III B) I y III C) II y IV D) I y IV E) sólo IV

Considere las siguientes propiedades del diamante (una forma alotrópica del carbono) I. Aislador eléctrico. II. Elevado punto de fusión. III. Extremadamente duro. IV. Combustión en presencia de oxígeno para producir CO2.

Indicar verdadero (V) o Falso (F), según corresponda: . Un elemento está constituido siempre por átomos iguales en masa y carga nuclear. . Agua más alcohol etílico forman un sistema binario difásico. . Un cambio químico libera o absorbe energía. . Toda sustancia pura es un compuesto. A) VVVV B) FFVF C) VVFF D) FFVV E) FVFV

V. Densidad de 3,51 g / cm3. ¿Cuántas propiedades son físicas respectivamente? A) 3 y 2 B) 2 y 3 C) 4 y 1 D) 1 y 4 E) 5 y 0

En las siguientes alternativas, señale aquella que corresponda a una sustancia compuesta. A) Agua potable B) Agua regia C) Agua dura D) Agua de mar E) Agua pesada

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y

químicas

De la anterior fórmula, despejando “N” tendremos:

Á TO M O

N=A–Z

Es la porción más pequeña en que se puede dividir a un elemento químico, manteniendo sus propiedades. En el átomo se distinguen dos zonas principales: El núcleo atómico y la zona extranuclear.

TIPOS DE NÚCLIDOS: 1. Isótopos o Hílidos: (iso = igual; topo = lugar) Son átomos de un mismo elemento químico que tienen igual número atómico; pero diferente número de masa y diferente número de neutrones. Ejemplos: 12 14 6 C ; 6 C (isótopos del Carbono).

1. EL NUCLEO: Es la parte central del átomo, donde se

encuentra concentrada casi toda la masa del átomo, por lo tanto es la parte más densa. El núcleo está conformado por protones, neutrones y partículas subatómicas.

1 1H Protio

a) Protones (P+): Son partículas de carga eléctrica

positiva. b) Neutrones (nº): No tienen carga y su masa es igual al protón. Son buenos agentes desintegradores. c) Partículas Subatómicas: Son porciones más pequeñas que el protón y neutrón, pero de pesos variables como: el Neutrino, los mesones y los Hiperones.

2.

3 1H Tritio

2 1H Deuterio

Isóbaros: (iso = igual; baro = masa) Conjunto de átomos que pertenecen a diferentes elementos, pero que poseen igual número de masa. Ejemplos:

2. ZONA EXTRANUCLEAR: En esta zona se encuentran los

40 20 Ca

electrones (e–), que giran alrededor del núcleo, forma una nube electrónica que lo envuelve.

40 18 Ar

Son Isóbaros Núcleo

3.

– –

Atómico

–

+ + + + +

Electrón Neutrón Protó n

–

14 7N

Subatómicas

Nucleones Fundamentales:

q n

E = Símbolo del Elemento Z = Número atómico n = Número de neutrones

A = Número de masa q = Número de carga

Son Isótonos

79 34 Se

Son isótonos

han

perdido

Ión Negativo: Resulta cuando el átomo ha electrones, se les denomina ANIÓN. Ejemplos: 3  #e = 7 + 3 = 10 (anión trivalente). 7N 1 17 Cl  #e = 17 + 1 = 18 (anión monovalente).

ganado

Z O N A E XT RA N UCLE A R

Z = #P+

En los átomos neutros se cumple:



78 33 As

Especies Isoelectrónicas: Son átomos o iones que poseen igual número de electrones. Ejemplo: 2 1 = 10e; = 10e 8O 9F 10 Ne = 10e;

Número Atómico (Z): Llamado también Carga Nuclear, nos indica el número de protones contenidos en el núcleo del átomo. Z = # protones Es decir:

13 6C

Ión Positivo: Resulta cuando los átomos electrones, se les denomina CATIÓN. Ejemplos: 2  #e = 20 – 2 = 18 (catión divalente) 20 Ca 4 82 Pb  #e = 82 – 4 = 78 (catión divalente)

Neutrón (nº) Protón (P+)

NÚCLIDO: Es la representación del núcleo del átomo de un elemento químico y su notación es

E

Son isóbaros

IONES: Son los átomos dotados de carga eléctrica, debido a que han ganado o perdido electrones.

Extranuclear

Z

55 25 Mn

Partículas

Zona

A

55 24 Cr

Isótonos: Son átomos de elementos diferentes, pero que poseen igual número de neutrones. Ejemplos:

Fundamentales

–

(Isótopos del hidrógeno)

En la zona extranuclear se encuentran los electrones en constante movimiento, cuya trayectoria y posición no se puede determinar con precisión.

Z = # P+ = #e–

El valor de Z, es único y propio de cada elemento. Ejemplo: Hidrógeno (Z = 1) Sodio (Z = 11) Helio (Z = 2) Fósforo (Z = 15) Litio (Z = 3) Plomo (Z = 82)

ORBITAL (Reempe): Es la región del espacio atómico en donde existe la máxima probabilidad de encontrar al electrón. Un orbital puede contener a lo más dos electrones. Según el número de electrones se les denomina:

Número de Masa (A): Es denominado número de nucleones fundamentales de un átomo, nos indica la suma del número de protones y el número de neutrones. A = #P+ + #nº

A=Z+N

142

Orbital

Orbital

Orbital

Apareado

Desaparead o

Vacío

Subnivel de Energía:Esta constituido por un conjunto de orbitales. Generalmente se utilizan hasta cuatro subniveles. Tipo de subnivel

Valor cuántico

Sharp (s) Principal (p) Difuso (d) Fundamental (f)

l=0 l=1 l=2 l=3

Número de Orbitales (2l + 1) 1 3 5 7

3p4 =

Número Máx. de e– 2(2l + 1) 2 6 10 14

ELEMENTOS ANTISERRUCHO Se reconocen por que su configuración electrónica (átomo neutro) terminan en: d4 y d9 sus configuraciones verdaderas deben terminar en: d5 y d10 respectivamente debido a que el electrón del último subnivel “s” se traslada al subnivel “d” incompleto. Ejemplos: 2 2 6 2 6 2 4 24 Cr  1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d (incorrecto)

Nivel de Energía (n): Es una región energética constituida por un conjunto de subniveles. Generalmente se utilizan hasta los siete primeros niveles. Notación Cuántica (n) Notación espectroscópica

1

2

3

4

5

6

7

K

L

M

N

O

P

Q

2 2 6 2 6 1 5 24 Cr  1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d (correcto)

NÚMEROS CUÁNTICOS Son parámetros numéricos que describen los energéticos del electrón. Los números cuánticos son:

Representación de un subnivel de energía n

Número Cuántico Principal (n): Describe el nivel de energía principal que el electrón ocupa, nos da la idea del tamaño y volumen que tiene la nube. Los valores permitidos son: n = 1; 2; 3; 4; 5; 6; 7; ….; 

2.

Número Cuántico Secundario o Azimutal (l): Determina el subnivel de energía del electrón (dentro de un n), define la forma geométrica de la nube electrónica u orbita. Generalmente se utilizan hasta cuatro subniveles. Los valores permitidos son: l = 0; 1; 2; 3; 4; 5; ….; (n – 1) Ejemplo: l=0 Si n = 3 l=1 l=2

3.

Número Cuántico Magnético (m): Determina para el electrón el orbital donde se encuentra dentro de un determinado subnivel. Los valores permitidos son: m = –l; …..; 0; ….., +l

Subnivel (s, p, d, f)

Energía Relativa (E.R.): La energía asociada a las regiones orbitales depende de la suma de los números cuánticos principal y azimutal, se calcula así: E.R. = n + l DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA Consiste en ordenar a los electrones de un sistema atómico de acuerdo al principio de formación de AUFBAU, el cual establece que los electrones deben ordenarse de menor a mayor energía relativa. En forma práctica se aplica según la regla de Sarrus. (Regla del serrucho).

1s

2s

3s

4s

5s

6s

7s

2p

3p

4p

5p

6p

7p

3d

4d

5d

6d

8s Si l = 2

4. 4f

5f

Ejemplo: Realizar la distribución electrónica de: 2 2 6 2 4 16 S  1s 2s 2p 3s 3p

s = –1/2

PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI: No es posible que exista en un átomo 2 electrones con sus 4 números cuánticos iguales, por lo menos se diferencian en su spin.

En forma simplificada (KERNEL), su distribución electrónica es: 2 10 2 50 Sn  36 Kr 5s 4d 5p



m = –2 m = –1 m=0 m = +1 m = +2

Número Cuántico de Spin (s): Indica el sentido de rotación del electrón alrededor de su eje imaginario. Sus valores son: S = + 1/2; –1/2

s = +1/2

2 2 6 2 6 2 10 5 35 Br  1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 2 50 Sn  1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p

estados

1.

l #e

nivel (1; 2; 3; ….)

       correcto  3p x 3p y 3p z   



Ejemplo 1: Hallar los 4 números cuánticos para el último electrón de un átomo que posee Z = 22

Principio de Máxima Multiplicidad o Regla de Hund: Establece que los electrones de un átomo al llenar los diferentes niveles y subniveles de energía lo hacen tratando de ocupar el mayor número posible de orbitales. Ejemplo:

Solución: Realizamos su distribución electrónica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2 Del último subnivel: 3d2

      incorrecto 3p4 =   3p x 3p y 3p z   

n=3

l=2

Ahora realizamos la distribución en orbitales:

143

3d2

Si el ión E-2 tiene 21 electrones y es isoelectrónico con un catión heptavalente de otro átomo. Halle la suma de las cargas nucleares. a) 19 b) 49 c) 42 d) 25 e) 47

  m  2 m  1 m  0 m  1 m  2

El último electrón que se colocó se encuentra en: m = –1 y apunta hacia arriba, por lo tanto: s = +1/2. Finalmente: n; l; m; s

3

2

Un anión con carga (+2) es isótono con el 6530Zn e isoelectrónico con una anion de carga 3; si el anión tiene 40 protones. Calcule el número de masa del catión. a) 69 b) 54 c) 40 d) 80 e) 100

–1 +1/2

Ejemplo 2: ¿Qué interpretación le da a la siguiente notación cuántica: 3; 1; –1; –1/2?

Determinar el mínimo y máximo número atómico de un elemento que posee cuatro capas. a) 19,30 b) 19,36 c) 19,40 d) 18,36 e) 10,36

Solución: Los números cuánticos son: n; l; m; s 3

Este valor cuántico corresponde al subnivel “p”

Un elemento x posee 14 electrones en la capa N. Si su número de masa es 98. ¿Cuántos neutrones posee su núcleo? a) 52 b) 53 c) 54 d) 55 e) 56

1 le

Luego tenemos: 3p

   m  1 m  0 m   1

La orientación espacial del orbital está representado por el siguiente número cuántico. a) n b) ms c) l d) ml e) p

Por lo tanto: los 4 números cuánticos nos indica que la distribución electrónica termina en: 3p4 EJERCICIOS DE APLICACIÓN

Si sabemos que el ión A+3 tiene 10 electrones, entonces la configuración electrónica del elemento A es: a) 1s22s22p6 b)1s22s22p63s23p1 c)1s22s22p3 d) 1s22s22p1 e) 1s22s22p63s23p64s1

Un átomo neutro posee 40 neutros y su número de masa es el triple de su número de protones. Hallar el número de protones que posee un ión de carga +2 de dicho átomo a) 12 b) 18 c) 20 d) 24 e) 22 Un átomo tienen número atómico igual a 25 y es isoelectrónico con x-8 de número de masa 63. calcular e numero de neutrones de “x” a) 37 b) 48 c) 46 d) 58 e) 32

Determinar los números cuánticos del electrón de mayor energía del potasio que presenta 19 como número atómico a) (4,0,0+1/2) b) (4,1,0,-1/2) c) (4,0,1,1/2) d) (3,1,0-1/2) e) (4,0,1,-1/2)

Los números de masa de dos isótonos son el doble y triple de su número de protones respectivamente. Sus números de electrones suman 27. ¿Hallar el número atómico del átomo con mayor cantidad de neutrones? a) 19 b) 18 c) 20 d) 28 e) 32

¿Cuántos electrones posee un átomo neutro en la última capa, si en esa capa sólo presenta 3 orbitales llenos? a) 6 b) 7 c) 8 d) 9 e) 10 Un ióntripositivo: x+3 presenta 16 orbitales apareados. ¿Qué número atómico posee? a) 17 b) 27 c) 37 d) 47 e) 57

El ión x-2 tiene 36 partículas negativas y la cantidad de sus partículas neutras exceden en 4 a su carga nuclear. Hallar el número de masa. a) 58 b) 48 c) 72 d) 42 e) 77

TAREA DOMICILIARÍA La semidiferencia entre la cantidad de neutrones y protones de un átomo es 60, además es isóbaro del 20080Hg. halle su carga nuclear. a) 30 b) 40 c) 50 d) 60 e) 70

La cantidad de protones excede en 16 unidades a la cantidad de neutrones. Si el número de masa es 126. indica a qué elemento pertenece dicho átomo. a) 96Cm b) 82Pb c) 71Lu d) 83Bi e) 103Lw

Si un anión tiene carga (-3) y 63 electrones, en donde se observa que el número de protones es al número de neutrones como 2 es a 3, determinar el número de masa del anión. a) 140 b) 150 c) 165 d) 130 e) 170

Un elemento químico posee 2 isótopos cuyos números de masa suman 413 y presenta un total de 249 neutrones. ¿De qué elemento químico se trata? a) 79Au b) 78Pt c) 82Pb d) 86Rn e) 90Th

144

Un átomo de yodo tiene 54 electrones, 74 neutrones y 53 protones. ¿Cuál es su notación química? 127

a) 54I 127

d) 53 I+1

Periodo

127

b) 54 I+1

c) 53 I-1

Nº de elementos

Denominación

2

Muy corto

2

8

Corto

3

8

Corto

4

18

Largo

5

18

Largo

6

32

Extra completo

1

127

e) 53 I

La suma de los números atómicos de dos isóbaros es 13. El de menor “Z” tienen 8 neutrones y el otro 7. Hallar el número de masa. a) 10 b) 12 c) 14 d) 16 e) 18

7 La cantidad de neutrones de un átomo excede en 4 unidades su carga nuclear. Además, su número másico es 44. Calcular el número de electrones cuando es ionizado como cation +2. a) 19 b) 20 c) 21 d) 22 e) 23

Incompleto

2. GRUPOS O FAMILIAS Es el ordenamiento de los elementos químicos en columnas, estos elementos tienen propiedades químicas similares, por presentar similar disposición de sus electrones externos (electrones de valencia). La T.P.M posee en total 16 grupos.

85

Si tenemos el elemento 37 Rb según la distribución de electrones de los orbitales: s,p,d y f. Hallar cuáles son los dos últimos términos de la distribución. a) 4s23d7 b) 4p65d7 c) 3d104p6 d) 4p65s2 e) 4p65s1

8 grupos(IA al VIIIA): Elementos representativo A: 8 grupos(IB al VIIIB):sElementos de B:

16GRUPOS

En los elementos representativostransición cada grupo A, recibe un nombre específico, tal como se indica:

Hallar el número máximo de electrones para que un átomo tenga 3 subniveles “p” llenos y 10 electrones “s” __

a) 48

e

__

b) 50

__

d) 53

e

e

__

c) 56

__

e) 45

e

¿Qué datos suministra los números del símbolo:

15 7

Config. final

Denominación

1A

….ns1

metales alcalinos (exepto hidrógeno)

2A

…. ns2

metales alcalinos térreos

N

3A

…ns2np

boroides o térreos

?

a) b) c) d)

15=número atómico; 7=número de neutrones 15=número de masa; 7=número atómico 15=número de electrones; 7=número de masa 15=número de electrones + protones; 7=número de neutrones e) 15=número de neutrones; 7=peso atómico

ns2np2

4A

…

5A

…ns2ns3

6A

…ns2np4

7A

…ns2np5

8A

…ns2np6

carbonoides nitrogenoides anfígenos,calcógenos

Hallarlos cuatro números más probables para el penúltimo electrón en el átomo de nitrógeno ( 7 N ) a) b) c) d) e)

Grupo

e

chalcoides halógenos

(2,1,-1,-1/2) (2,1,0,1/2) (3,1,0,1/2) (3,0,0,1/2) (3,1,-1,1/2)

(formadores de sal) gases nobles, gases grupo cero

raros, inertes,

Asimismo los elementos de transición o del grupo B tienen los siguientes nombres.

De las siguientes afirmaciones sobre la estructura atómica, cuál(es) es(son)correcta(s) a) I,II,III b) I,III c) II,III d) III e) I, II

GRUPO

DENOMINACIÓN

1B Familia del cobre (metales de acuñación) 2B Familia del zinc (elementos puente) 3B Familia del escandio . . . 8B Ferromagnéticos (Fe, Co, Ni ) NOTA: los elementos lantánidos y actínidos pertenecen al 6to y 7mo periodo, respectivamente y al grupo 3B.

1. PERÍODO (n) Es el ordenamiento horizontal (en filas) de los elementos químicos. Indica el nivel de energía más externo que posee el átomo de un elemento en su configuración electrónica. La T.P.M. posee siete periodos.

CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS: 1). Según su configuración electrónica.

145

Considerando el último subnivel en la terminan su distribución electrónica, se clasifican en cuatro bloques (s, p, d, f) lo que permite identificar al grupo al cual pertenece cada elemento.

D. Radio atómico (RA).- Es la mitad de la distancia internuclear de dos átomos idénticos unidos mediante un enlace químico. Nos proporciona el tamaño relativo del átomo. En un mismo elemento químico se cumple lo siguiente:

Elementos representativos

R.A. anión > R.A. neutro > R.A. S

s

d

2

En la tabla periódica estas propiedades varían según el catión periodo y el grupo aumentando o disminuyendo en sus valores, tal como se puede apreciar en este esquema:

p

Elementos de transición Aumenta n: Electronegativida d

f Elementos de transición interna 2). Según sus propiedades químicas

Energía de ionización

a. Metales.- Se caracterizan por: -Son buenos conductores del calor y de la electricidad -Pierden fácilmente sus electrones de valencia (se oxidan) -Son buenos agentes reductores -Son dúctiles y maleables -La mayoría están al estado sólido (excepto el Hg que es líquido) -Tienen bajos potenciales de ionización -Presentan elevados puntos de fusión -Poseen brillo metálico y reflejan la luz

Aumentan: Radio atómico y carácter metálico QUÍMICA NUCLEAR En 1896, Henri Becquerel, expandió el campo de la química para incluir los cambios nucleares cuando descubrió que el uranio emitía radiación. Poco después, Marie Sklodowska Curie empezó a estudiar la radioactividad y completó en gran medida el primer trabajo sobre cambios nucleares.

Se combinan con el oxígeno para formar óxidos básicos y con el hidrógeno, hidruros metálicos.

Radiactividad Es la desintegración espontánea de núcleos atómicos mediante la emisión de partículas subatómicas llamadas partículas alfa y partículas beta, y de radiaciones electromagnéticas denominadas rayos x y rayos gamma. 1. La Radiación Alpha (α) Una partícula alfa está formada por dos protones y dos neutrones que actúan como una

b. No metales.- Se caracterizan por: -Son malos conductores del calor y la electricidad -Tienden a ganar electrones (se reducen) -Son buenos agentes oxidantes -Pueden estar al estado sólido (P, S, C), líquidos (Br2) y gaseosos (O2, Cl2, etc.) -Tienen elevada electronegatividad -No tienen brillo metálico y son opacos a la luz -Con el oxígeno se combinan formando óxidos ácido (anhidridos) y con el hidrógeno, hidruros moleculares.

4

única partícula y es similar a un núcleo He: 2 He . Cuando un núcleo radiactivo inestable emite una partícula alfa, éste se convierte en un núcleo de un elemento distinto. Ejemplo de una transmutación α decae hacia el elemento torio (Th) emitiendo una partícula alpha tal como se ve en la siguiente ecuación: 238 4 234 U He + Th 92 2 90

c.Metaloides.-Llamados también semimetales, sus propiedades varían como metales y como no metales, según la temperatura y/o presiónSon ocho: B, Si, Ge, Sb, Po, Te, As,At

La Radiación Beta(ß) es la transmutación de un neutrón (seguido de la emisión de un electrón del núcleo del átomo:

Gases nobles.-Se caracterizan por: -Son inactivos en condiciones ambientales -Tienen configuración electrónica estable, porque tienen ocho electrones en su último nivel -Presentan elevados potenciales de energía de ionización -Conducen electricidad a elevados voltajes.Ejem. Ne -Son He, Ne, Ar, Kr. Xe. Rn

4 2

He ).

Cuando un átomo emite una partícula ß, la masa del

átomo no cambiará (puesto que no hay cambio en el número total de partículas), sin embargo el número atómico aumentará l (porque el neutrón se transmutó en un protón adicional). Ejemplo, el isótopo de carbón llamado carbón-14 transmuto en el elemento nitrógeno: 14 0 14 C e + N 6 -1 7

PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS A. Afinidad electrónica (AE).- Es la energía emitida o energía absorbida, cuando un átomo en estado gaseoso gana un electrón.

La Radiación Gamma (  ) incluye la emisión de energía electromagnética (similar a la energía proveniente de la luz) de un núcleo de un átomo. Ninguna partícula es emitida durante la radiación gamma, y por consiguiente la radiación gamma no causa en sí misma la transmutación de los átomos. Sin embargo, la radiación  durante, y simultáneamente, a la disminución radioactiva α o ß cobalto-60, son un ejemplo común de la radiación gamma:

B. Electronegatividad (EN).- Es la fuerza relativa de un átomo para ganar electrones al unirse con otro. Se expresa en unidades de energía según la escala de Pauling. Sus valores están en la tabla periódica. El elemento más electronegativo es el fluor y el menos electronegativo es el francio. C. Energía de ionización (EI).- Llamado también potencial de ionización (PI). Es la mínima energía requerida para quitar un electrón del nivel externo de un átomo en estado gaseoso y trasformarse en catión.

Las Reacciones Nucleares Artificiales Mientras que muchos elementos experimentan disminución radioactiva naturalmente, las reacciones nucleares pueden ser estimuladas artificialmente. Hay dos tipos de reacciones nucleares artificiales:

146

A). La Fisión Nuclear: son reacciones en las cuales un núcleo de un átomo se divide en partes más pequeñas, soltando una gran cantidad de energía en el proceso. Comúnmente esto ocurre al 'lanzar' un neutrón en el núcleo de un átomo. La energía del neutrón en forma de 'bala' provoca la división del blanco en dos (o más) elementos que son menos pesados que el átomo original.

e) 1s22s22p63s23p5 La configuración electrónica de un elemento químico posee el último electrón con estado cuántico: (3,2,-1,+1/2) Entonces. I. El elemento es un halógeno II. Se ubica en el tercer periodo III. Es un metal de transición IV. Su configuración es [18Ar]4s23d2 a) I y II b) II, III c) III, IV d) II, IV e) Sólo III

B). La Fusión Nuclear: son reacciones en las cuales dos o más elementos se 'fusionan' para formar un elemento más grande, soltando energía en este proceso. Un buen ejemplo es la fusión de dos isótopos de hidrógeno 'pesado' (deuterio: H2 y tritio). Las reacciones de fusión liberan enormes cantidades de energía y son comúnmente referidas como reacciones termonucleares.

Teniendo en cuenta el siguiente ordenamiento de los elementos que se precisan indique la naturaleza metálica o no metálica que corresponde Na, O, H, S, F. a) NM, NM, M, M, NM b) M, NM, M, M, NM c) M, NM, NM, NM, NM d) MM,NM,NM, M, NM e) NM, M, M, NM, M

CARACTERISTICAS GENERALES DE LAS RADICIONES RADIA ALFA GAMMA  CIÓN α BETA ß Naturaleza

Corpuscular

Corpuscular

Núcleos: 4 2He

Electrones

Energía Electro Magnéti ca

Masa

4,00026 u.m.a

1/1836 u.m.a

0

Carga eléctrica

2 +

-1

0

baja

muy baja

Poder ionizante

Alta 50000 100000

¿Cuántos elementos están relacionados con Su respectivo periodo? Elemento (Z) Z = 12 Z = 23 Z = 53 Z = 29 Z = 85

a 100 a 500

10 a 50

cationes

cationes

cationes

V1 =20 000

V2 =270 000

c = 000

Poder

e = 0.1 mm

e = 3 mm

e = 30 cm

de penetración

Al

Al

Fe ó Pb

a) 1 d) 3

Velocidad salida del núcleo en el

b) 2 e) 5

Periodo 3 4 5 4 6 c) 4

3000 Un elemento químico posee 2 isótopos cuyos números de masa suman 68 y presentan en total 38 neutrones. Señalar la posición del elemento en la tabla periódica. a) Periodo 4: Grupo IA b) Periodo 2: Grupo IIA c) Periodo 3: Grupo IIIA d) Periodo 3: Grupo IVA e) Periodo 3: Grupo VA

vacío Km/s

Radiación alfa: si se ingiere con alimentos produce células cancerigenas Radiación Beta: Produce quemaduras sobre la piel daña los ojos igual que la radiación UV. La exposición prolongada en esta radiación genera cáncer a la piel. Radiación Gamma: Causa mayor daño a la materia viva daña los órganos internos causa quemaduras provoca esterilización, mutación genes, destruye células cancerigenas.

Si “Y” es gas noble. Indicar la familia de X aZ a+1Y a+2X a) Halógeno b) Anfígeno c) Alcalino d) Alcalino térreo e) Boroide

EJERCICIOS DE APLICACIÓN ¿Cuáles son los números cuánticos del último electrón de un elemento que se encuentra en el cuarto periodo y grupo VA? a) (3,1,0,-1/2) b) (4,1,+1,-1/2) c) (4,1,+1,+1/2) d) (4,1,0,+1/2) e) (4,1,-1,+1/2)

Un átomo presenta 15 electrones en el subnivel “p”. Hallar el grupo y periodo a) VA,4 b) VA,3 c) IIIA,4 d) IIIA,3 e) IA,4

Cierto elemento ocupa el séptimo lugar en la tabla periódica y presenta 3 isótopos con números de masa consecutivos. Si el más pesado presenta 10 neutrones ¿Cuántos neutrones presenta el liviano? a) 7 b) 6 c) 8 d) 9 e) 11

¿Cuál de las siguientes parejas no corresponde a un mismo grupo en la tabla periódica? a) Helio-Argón b) Oxígeno-Azufre c) Nitrógeno-Fósforo d) Sodio-Calcio e) Cobre-Plata

¿Cuál de las siguientes configuraciones corresponde a un halógeno? a) 1s22s22p6 b) 1s22s2 c) 1s22s22p4 d) 1s22s22p63s23p6

El silicio es un elemento que pertenece al grupo IVA y al periodo 3, por lo tanto su número atómico y configuración electrónica será a) 12, 1s22s23p64s2 b) 10,1s22P22P6 c) 13,1S22S22P63S23P2

147

d) 14, 1S22S22P63S23P2 e) 8, 1S22S22P4

a) z=33 d) z=9

b) z=34 e) z=85

c) z=82

Cuál de las siguientes especies presenta menor radio iónico. a) 19K1+ b) 20Ca2+ c) 17Cl1d) 16S2e) Iguales

¿Cuál de los siguientes esquemas indican de manera correcta la tendencia general de variación del radio atómico, de los elementos ordenados en la tabla periódica? (la dirección de la flecha indica aumento)

¿Qué propiedad varía según el esquema?

a)

b)

c) a) b) c) d) e)

Volumen atómico Electropositividad Número atómico Potencial de ionización byd

d)

La propiedad periódica que aumenta según el sentido de las flechas es:

a) b) c) d) e)

E)

Con respecto a la clasificación periódica de los elementos, indique cuál de las siguientes expresiones es falsa: a) Dobereiner establece un ordenamiento de los elementos, basándose fundamentalmente en las masas atómicas crecientes. b) Los elementos que se halla ordenados entre los grupos IllA y VIIA de la Tabla Periódica tienen naturaleza ácida. c) Newland establece un ordenamiento de los elementos en grupos de 8 elementos cada uno, sin involucrar en ellos a los elementos de transición. d) El sexto periodo de la Tabla Periódica larga contiene un total de 32 elementos e) En la Tabla Periódica Moderna larga, los elementos están ordenados según sus números atómicos crecientes.

Radio atómico Volumen atómico Electropositividad Carácter metálico Carácter no metálico

Señalar lo correcto (s) respecto a la comparación de las propiedades de los elementos: 24X; 34Y: I. El elemento X tiene carácter metálico II. El menor radio atómico lo tiene “X” III. El elemento “Y” tiene una energía de ionización más baja que “X” IV. “X” es un elemento más electropositivo que “Y” a) I y III b) II y III c) II y IV d) I y II e) I y IV

¿Cuál es la alternativa incorrecta respecto al cuarto periodo de la tabla Periódica Moderna? a) En este periodo se completa el llenado de orbitales 3d. b) Todos los elementos de transición tienen sus orbitales 4s, semillenos c) Este periodo contiene sólo 18 elementos d) Sus elementos carecen de electrones en orbitales 4f. e) Este periodo se inicia con el K y termina con el Kr.

TAREA DOMICILIARIA El elemento cuyo valor de z es 86, pertenece a l familia de: a) Halógeno b) Gases notables c) Lantánidos d) Alcalinos-Térreos e) Alcalinos

Indicar la proposición verdadera con respecto a la clasificación periódica de los elementos químicos. a) Las triadas fueron propuestos por Newland. b) Las octavas fueron propuestas por Dobereiner c) Los elementos en orden de sus masas atómicas en una curva helicoidal fue propuesto por Meyer. d) Las deficiencias que presenta la clasificación de Mendeleiev fueron solucionadas por Moseley.. e) Los gases raros fueron descubiertos por Chancourtosis

De los siguientes pares de elementos señale el par de metaloides en la tabla periódica a) Na, Li b) F, Br c) Mg,Co d) B, Si e) Au, Pt Los siguientes metales respectivamente a) IIA, IA, IIA c) IA, IIA, IIIA e) IIIA, IIA, IIIA

11Na, 12Mg, 13Al

pertenecen a los grupos De los elementos con número atómico 11; 12; 38; y 56, diga cuáles pertenecen al mismo grupo de la tabla periódica a) 11; 36 y 52 b) 12; 38 y 56 c) 11; 38 y 56 d) 12; 36 y 52 e) 11; 36 y 56

b) IIA, IA, IIIA d) IIA, IIIA, IA

Determinar el número atómico del elemento que se encuentra por debajo del Cl (Z=17) en el sistema periódico de los elementos.

Referente a las propiedades periódicas de los elementos indicar cuál de las siguientes proposiciones es falsa.

148

a) Los seis del grupo de los gases se caracterizan por su inactividad química. b) Los cuatro primeros de la familia de los halógenos sin los no metales más activos químicamente c) El grupo de los metales alcalinos es el más activo entre todos los metales. d) Los elementos electropositivos están a la derecha de la Tabla Periódica y los electronegativos a la izquierda. e) La valencia principal de los elementos alcalinotérreos es +2.

a) Interacción dipolo-dipolo: Aquella que se produce por la atracción entre dos moléculas que poseen un dipolo permanente b) Enlace puente de Hidrógeno: Ocurre cuando un elemento altamente electronegativo (F, O, N, Cl), está unido al hidrógeno. c) Fuerza de Van der Walls: Se produce por el desplazamiento (dado en un intervalo muy pequeño de tiempo) ligero de la nube de electrones de la molécula en relación al núcleo positivo, dando lugar a un dipolo instantáneo que interaccionará con una molécula cercana produciendo un dipolo inducido en ella, originándose una pequeña fuerza instantánea de interacción.

Son fuerzas de atracción que mantienen unidos a los átomos, iones o moléculas, con la finalidad de lograr una estructura más estable.

ENLACE MÚLTIPLE: Se origina cuando la compartición es de dos o más pares electrónicos. . Enlace sigma (  ): Es el enlace covalente formado por el solapamiento o traslape de dos orbitales atómicos de ejes colineales. . Enlace pi (  ): Es el enlace covalente, formado por el solapamiento o traslape de dos orbitales atómicos “p” de ejes paralelos a lo largo de la recta que une los núcleos de los átomos.

CONCEPTOS PREVIOS: . Electrones de valencia: Son los electrones de la última capa. . Electrones desapareados: Aquellos que se encuentran en orbitales desapareados. . Regla del Octeto: Establece que todo elemento trata de adquirir la configuración electrónica de los gases nobles y para ello el elemento gana, pierde o comparte sus electrones de valencia. Existen algunas excepciones a la regla del octeto tales como en el caso del BeCl2, PCl5, SF6, etc. . Estructura de Lewis: Consiste en representar los electrones de valencia alrededor del símbolo químico mediante puntos y aspas, esto es válido sólo para elementos representativos.

EJERCICIOS DE APLICACIÓN La electronegatividad de un átomo P es 0,9 y la de otro átomo Q es 3,5. El tipo de enlace entre P y Q es: A) covalente polar B) Iónico C) Covalente apolar D) Covalente coordinado E) Puente de hidrógeno

CLASES DE ENLACES:

Un elemento químico presenta 20 protones y 18 electrones. Señalar la carga que adquiere. a) Anión: -2 b) Catión: -2 c) Anión: +2 d) Catión: +2 e) Catión: +1

A) Enlaces interatómicos: Son aquellas interacciones que existen entre átomos. Existen los siguientes tipos: 1.Electrovalente o iónico (  EN  1,7) : Se presentan entre metales y no metales. Existe transferencia de electrones. Forma cationes y aniones.

No es característico de los compuestos iónicos. a) Disueltos en agua conducen la corriente eléctrica. b) A condiciones normales son, en su mayoría sólidos. c) Sus enlaces son de naturaleza eléctrica d) Poseen altos puntos de fusión e) Los electrones son compartidos por los átomos

Características: . Conducen la corriente eléctrica en solución . Tienen punto de fusión y ebullición altos . Se disuelven con facilidad en disolventes polares (agua) . Al estado sólido son cristalinos.

2. Covalente (  EN  1,7) : Se presenta entre dos no metales. Existe compartición de pares de electrones (normal). Forma enlaces simples, dobles y triples. Pueden ser: . Enlace covalente normal: El par de electrones del enlace es aportado por ambos átomos. Clases: a) Covalente apolar: O no polar, el par de electrones es compartido de igual a igual por ambos átomos. b) Covalente polar: El par de electrones tiende a estar más cerca de uno de los átomos (Al de mayor electronegatividad), lo cual trae como consecuencia la formación de dipolos, sin que se llegue a formar iones. . Enlace covalente Coordinado: Llamado también dativo, hemipolar o semipolar, es aquel en el cual el par de electrones de compartición es aportado por uno sólo de los átomos. 3. Enlace metálico: Son aquellos que se producen en los metales sólidos, en los cuales cada uno de los átomos metálicos se encuentran enlazados a varios átomos que lo rodean. Los electrones son relativamente libres de moverse a través de una estructura tridimensional.

Indicar la representación final del K2O, luego de enlazarse: a) K-O-K b) K+2 c) [K] d) K+1[O]-2 e) a y b ¿Cuál de los compuestos presentan enlaces múltiples? a) H2O b) CO2 c) HCN d) O2 e) b, c y d ¿Qué sustancia no presenta moléculas polares? A) CO2 B) PCl3 C) SO2 D) NH3 E) HBr Indique verdadero o falso a las siguientes proposiciones 1. La hibridación sp3 es tetraédrica 2. La hidratación sp2 es triangular 3. La hibridación sp es lineal a) VVF b) FFV c) FFF d) VVV e) FVF

B) Enlaces intermoleculares:Son aquellas interacciones que existen entre moléculas.

El conjunto de números cuánticos del último electrón del elemento A es (4,0,0,-1/2) y el del elemento B es (3,1,0,-1/2). Al combinarse A con B, la fórmula del compuesto y el tipo de enlace formado serán: A) AB: covalente B) A2B : Covalente

Tipos:

149

C) A2B : iónico E) AB2 : Covalente.

D) AB2 : iónico

¿Qué molécula no es polar? a) NH3 b) H2O d) CH3OH e) BF3

e) En el enlace covalente no polar los electrones se encuentran igualmente compartidos. Indique cuál de los siguientes enlaces es de esperar que sea el menos polar. Electronegatividad. a) O-B b) P-O c) N-O d) N-H e) P-H

c) PCI 3

¿Cuál es el número de enlaces covalentes coordinados presentes en el compuesto: HCIO4 a) 4 b) 3 c) 2 d) 1 e) 0

Elija la opción verdadera: I. El ión sulfato tiene 30 electrones de valencia II. La molécula del SO2 presenta resonancia III. La molécula del HCl es polar. a) Sólo I b) I y II c) I y III d) II y III e) I, II y III

Señale la proposición correcta: A) El O2 tiene un enlace covalente polar B) El CCl4 es una molécula polar C) El NH3 es una molécula polar D) Si la diferencia de electronegatividad entre dos átomos es 2,1; entonces el enlace que forman es covalente polar. E) En el enlace covalente existe transferencia de electrones.

Si tenemos los siguientes elementos X (Z = 7) y W (Z = 10). Al reaccionar que tipo de enlace pueden formar. A) Covalente puro B) Covalente polar C) Puente de hidrógeno D) Iónico E) No forman enlace

la geometría de la molécula de etano puede explicarse por la hibridación ________ estos orbitales forman los enlaces ___________ entre dos átomos de carbono.

 d) sp ;  a) sp2; 3

 e) sp ;  b) sp;

c) sp3;



2

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 los dos especies cumplen con la regla del octeto c) Ambas moléculas tienen enlaces iónicos d) E condiciones comunes el N2 se encuentra en estado gaseoso y el MgO en estado sólido. e) En N2 o reacciona con el agua y el MgOsi.

Respecto a la molécula del ácido fórmico (H2CO2) podemos afirmar: A) Hay dos enlaces dobles y dos enlaces simples B) Hay un enlace pi y 4 enlaces sigma C) Hay un enlace pi y 3 enlaces sigma D) Hay 2 enlaces covalentes coordinados y 3 enlaces covalentes. E) Presenta resonancia

Ordena los siguientes enlaces en orden creciente de sus porcentajes de carácter iónico. I. LI-Cl II. Na – Cl III. B-Cl IV. C-Cl Datos Li(Z=3), Na(z=11), B(z=5), C(Z=6) a) I-II-III-IV b) II-I-III-IV c) III-IV-I-II d) III-IV-II-I e) IV-III-I-II

Con respecto a la estructura del ácido fosfórico: H3PO4 ( ) Existe un enlace múltiple ( ) No todos los átomos de hidrógeno están unidos a oxígeno ( ) Presenta un enlace dativo ( ) Es una molécula con hibridación Sp3 del átomo central ( ) Todos sus enlaces son covalentes. Son correctas: a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5 Indique cuántas moléculas que se señalan a continuación presentan enlace múltiple. ( ) HCN ( ) CH4 ( ) N2 ( ) CO2 ( )C2H6 ( ) CH3Cl a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5

De las siguientes moléculas covalentes: O2,H2O,CO2,HCl y CH4 ¿Cuántas son no polares? a) O b) 1 c) 2 d) 3 e) 4 ¿Cuál (es) de las siguientes moléculas tiene momento dipolar diferente a cero? I. CO2 II. H2O III. SO2 IV. CH4 Elemento 0 C S H Electronegatividad 3,5 2,5 2,5 2,1

TAREA DOMICILIARIA Cuál de las siguientes alternativas es falsa. a) En el enlace covalente hay por lo menos un par de electrones compartidos b) En el enlace dativo o covalente coordinado el par de electrones compartidos es proporcionado por un solo átomo. c) La resonancia se presenta cuando en un enlace los electrones están totalmente deslocalizados d) En el enlace iónico hay una transferencia competa de electrones de un átomo a otro

a) Sólo I, II c) Sólo II, IV e) Sólo IV

b) Sólo II, III d) Sólo III

¿Cuáles de los siguientes elementos formarán moléculas diatómicas con enlaces covalentes? I) H II) He III) Br IV) Hg

150

Número atómico (z) H=1, He=2, Br=35, Hg= 80 a) Sólo I,II,II b) Sólo I,III c) Sólo II,III y IV d) Sólo I,II y IV e) Todos

b) Sistema Stock.- En este caso se indicará el número de oxidación electropositivo con números romanos encerrados en un paréntesis, el que debe colocarse inmediatamente después del nombre del elemento al que se refiere. Ejemplo: Fe2O3 óxido de hierro (III) c) Sistema IUPAC: En este caso deberá usarse los prefijos griegos respectivos y el nombre del grupo funcional correspondiente. Ejemplo: P2O5 Pentaóxido de difósforo

En la estructura de la molécula de N2 y NH3, que cumplen la regla del octeto, los átomos de nitrógeno se hibridan respectivamente, en: a) sp3, sp3 b) sp2,sp3 c) sp2,sp d) sp, sp2 e) sp, sp3

RADICALES O IONES ESPECIALES Son especies que provienen de la ionización de las diferentes funciones químicas. Ejemplo: H2SO42 H+ Ácido ion

sulfúrico

FUNCIÓN QUÍMICA: Es un conjunto de compuestos que poseen características semejantes y que cuentan con determinadas propiedades comunes.

Radical NH4+ (CO3)2(HCO3)1 -

FÓRMULA QUÍMICA: Es una representación escrita referida a una sustancia establecida mediante símbolos de los elementos afectados. Ejemplo: H2SO4.

(PO4)3(PO3)3(NO3)-1 (NO2)-1 (SO4)-2 (SO3)2(CrO4)-2 (Cr2O7)-

ESTADO DE OXIDACIÓN: Representa una carga eléctrica aparente asignada a un átomo. REGLAS PARA DETERMINAR EL ESTADO DE OXIDACIÓN (E.O.)

2

1.

El E.O. de cualquier átomo sin combinarse o elemento libre es cero. Ejemplos: Liº, H2º. 2. El E.O. para el oxígeno es -2 (en los peróxidos -1 y en los superóxidos -½). 3. El E.O. para el hidrógeno es +1(en los hidruros -1). 4. Para iones simples, el E.O. es igual a la carga del ión. Ejemplo: Para Ba2+ el E.O. es +2. 5. La suma de los E.O. para los átomos de los elementos en una forma determinada es igual a cero; en el caso de un iónpoliatómico la suma es igual a la carga total. Ejemplo: (+1) (+5) (-2) H3 P O4: 3 (+1) +1 (+5) + 4 (-2) = 0

Cl, Br, I S, Se, Te Mn N, P As, Sb Cr C, Si V H, F B Bi O

a) Sistema Clásico o Tradicional.- En este caso deberá usarse los siguientes prefijos y sufijos:

(5) 4

3 2 1

Nombre Amonio Carbonat o Bicarbon a to Fosfato Fosfito Nitrato Nitrito Sulfato Sulfito Cromato Dicromat o

Radical (CN)-1 (OH)-1 Cl-1 S-2 (H3O)+ (MnO4)1

(ClO)-1 (ClO2)-1 (ClO3)-1 (ClO4)-1

Nombre Cianuro Hidróxilo Cloruro Sulfuro Hidrónio Permangan ato Hipoclorito Clorito Clorato Hiperclorat o

METALES: 1

Li, Na, K, Rb, Ag Be, Mg, Ca, Ba, Zn, Cd Al Cu, Hg Au Fe, Co, Ni, Cr, Mn, V Pb, Pt, Pd, Sn, N Bi

NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGÁNICOS

Mayor Intermedio mayor Intermedio menor Menor Mayor Intermedio Menor Mayor Menor Único

sulfato

VALENCIA DE LOS PRINCIPALES ELEMENTOS

SO4-2: El E.O. delión es -2

Detalle

hidrógeno

Entre los principales iones se tiene:

SÍMBOLO QUÍMICO: Es un signo literario abreviado que representa a un elemento químico. Ejemplo: Ca, Calcio.

Estado de Oxidación

+ (SO4)-2 ion

Prefijo… sufijo Raíz del elemento (Hiper) Per…..ico ……………..…ico …………..……oso Hipo……..……oso …………..……ico …………....….oso Hipo……….…oso ……………..…ico ……………..…oso ……………..…ico

2 3 1, 2 1, 3 2, 3 2, 4 3, 5 NO METALES: 1, 3, 5, 7 2, 4, 6 4, 6, 7 1, 3, 5 3, 5 3, 6 2, 4 4, 5 1 3 5 2

CLASIFICACIÓN DE FUNCIONES QUÍMICAS INORGÁNICAS A) FUNCIONES OXIGENADAS 1. Función Óxido básico = Metal + Oxígeno Ca + O2CaO 2. Función Óxido ácido = No metal + Oxígeno C + O2 CO2.

151

Este óxido también se llama ANHÍDRIDO 3. Función Hidróxido = Óxido básico+ Agua

¿Cuántas de las siguientes sales son oxisales? * Na2SO4 *K2CrO7 *BaCl2 *FeCO3 *ZnSiO3 *ZnCl2 a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 6

Na2O+ H2O  2 NaOH 4. FunciónOxácido= Óxido ácido + Agua CO2+ H2O  H2CO3 5. FunciónOxisal= Hidróxido + Oxácido 2NaOH + H2CO3 Na2CO3 + H2O

Indique lasustancia que no está correctamenteacompañada por sunombre: a) NaCl: Cloruro de sodio b) Ca(ClO)2:Hipoclorito de calcio c) (NH4)3PO4:Fosfato de calcio d) K2Cr2O7: Diocromato de potasio e) Fe(NO2)3: nitrito férrico

B) FUNCIONES HIDROGENADAS 1. Función Hidruro = Metal + Hidrógeno K + H2 2 KH 2. Función Hidrácido = No metal + Hidrógeno Cl2 + H2 2 HCl 3.Función Sal Haloidea=Hidróxido +Hidrácido

Un óxido ácido tiene una atomicidad igual a 7 indique la atomicidad de la sal oxisal que se genera con dicho óxido y un metal trivalente. a)12 b)8 c) 9 d) 10 e) 11

Ca(OH)2 + HCl CaCl2 + H2O EJERCICIOS DE APLICACION Dados los elementos I.Platino II. Plomo III. Nitrógeno Señale lo correcto a) I y II son metaloides b) I y II no metales c) II y III son no metales d) I, II son metales e) I, II y III no metales Señale el óxido básico a)CO2 b) CrO3 d) Cl2O7 e) CaO

Elija el compuesto que contenga un no metal pentavalente a) ácido carbónico b) anhídrido sulfúrico c) peryodato de sodio d) clorato de potasio e) sulfato de bario El ortonitrato de “x” presenta 8 átomos por moléculas. Determinar la atomicidad del dicromato de “x” si “x” tiene un solo estado de oxidación. a) 7 b) 9 c) 11 d) 13 e)8

c) Mn2O7

Uno de los siguientes compuestos no presenta su nombre común. a) CaO..................Cal viva b) Mg(OH)2………Leche de magnesia c) K(OH)...............Potasa cáustica d) Ca(OH)2...........Cal viva e) CO2(s).............Hieloseco

A continuación se muestran fórmulas y nombres ¿cuántos resultan correctas? I. NH3 : Amoniaco I. CO2: anhídrido Carbónico II. PH4: Fosfatina III. HCl(ac): Ácido clorhídrico a) 0 b) 1 c) 2 d) 3 e) 4

Si “A” es un elemento no metal, completar la reacción.

 A2O+3H2O  a) 2H3AO2 c) 2H3 AO4 e) 2AHO

Indique la estructura del radical; “permanganato” a) Mn2O7 b) MnO4-1 c) MnO4-2 d) MnO3-2 e) MnO3

b) 2AHO2 d) 2H3AO5

TAREA DOMICILIARIA Hallar la fórmula del ácido bórico a) HB2 b) HB3 c) H3BO2 d) H3BO3 e) H3BO4

El hidróxido de un metal “L” de una sola valencia tiene 5 átomos por unidad fórmula. Determine la cantidad de átomos en total del orto hipobromito de “L” a) 4 b) 5 c) 7 d) 8 e) 9

Uno de lossiguientes, representa a una sal haloidea triatómica: a) NaNO3 b) NaClO c) Ag2S d) NaCl e) K4MnO4

Completar: “El número de átomos en total del bromito de sodio es............., la fórmula del nitrito de amonio es....... a) 3; HN4NO3 b)3;NH4NO2 c) 4; HN4NO6 d) 4;HN4NO2 e) 3; NH3NO3

Señale la relación incorrecta: a) (BrO3): Bromato b) (SO4)2: Sulfato c) (CO3)2:Carbonato d) (ClO4): Hiperclorato e) (HS): Bisulfato

Nombrar el siguiente compuesto: Ca2CO4 a) Hidro carbonato de calcio b) Carbonato de calcio c) Orto carbonato de calcio d) Hidro piro carbonato de calcio

Los siguientes ácidos hidrácidos: HCl, HF, HBr, H2S, H2Se al reaccionar con .............. producen sales haloideas.

152

e) Hidro orto carbonato de calcio Un elemento “J” forma un óxido básico cuya unidad fórmula tiene 5 átomos, si dicho elemento forma un hidróxido y se sabe además que “J” tiene una sola valencia. Determinar la cantidad de átomos he dicho hidróxido. a) 3 b) 4 c) 5 d) 6 e) 7

REACCIÓN QUÍMICA: Es un cambio o fenómeno que modifica la composición química de las sustancias, para formar nuevas sustancias de composición diferente. ECUACIÓN QUÍMICA: Es la representación de una reacción química, donde se específica la parte cualitativa y cuantitativa de los reactantes y de los productos.

¿Cuántos de los compuestos formulados son óxidos básicos? * CaO * Na2O * SO * FeO * Cl2O *N2O3 a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5

-

Existe un grupo de elementos cuyo estado de oxidación es +2, estos elementos pertenecen a la familia de: a) Alcalinos b) Alcalinos térreos c) Térreos d) Anfígenos e) Halógenos

CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES QUÍMICAS A) SEGÚN EL MECANISMO DE REACCIÓN 1. Reacción de adición o combinación o formación o síntesis: Consiste en que dos o más reactantes forman un solo producto. A + B  AB Ejemplo: 2H2(g) + O2(g) 2H2O(l)

La reacción de un metal con oxígeno genera un óxido......y la de un no metal genera un.......ácido. a) hidróxido-óxido b) básico-anhidrido c) hidróxido-anhidrido d) óxido-óxido e) básico-óxido Señale el óxido básico a) SO2 b) CO2 d) MgO4 e) Cl2O

EVIDENCIAS PRÁCTICAS DE UNA REACCIÓN QUÍMICA Cambio de color, sabor u olor. Liberación o absorción de energía calorífica. Desprendimiento de gas. Formación de precipitados.

2. Reacción de descomposición: Se parte de un solo reactante para descomponerlo en 2 ó más productos, por medio de un agente energético externo: Pirrólisis (Descomposición por calentamiento a altas temperaturas). Electrolisis (Corriente eléctrica). Catálisis (Catalizador). Fotólisis (Luz).

c) NO2

AB  A + B ¿Cuál de las denominada?

siguientes

b) c)

SO 32

Ion sulfito

ClO

 2 Ion hipocloroso

d)

químicas

está

mal

Ejemplo: CaCO3(g)CaO(s) + CO2(g)

 2 , Ion Nitrito  3 Ion bicarbonato

NO HCO

a)

especies

3. Reacción desplazamiento simple o sustitución: Un elemento reacciona con un compuesto y toma el lugar de uno de los elementos del compuesto. A + BC  AC + B Ejemplo: Cl2(g) + 2NaBr(ac) 2NaCl(ac) + Br2(l)



e) NH 4 Ion amonio

4. Reacción de doble desplazamiento, doble sustitución o metátesis: Consiste en que dos elementos que se encuentran en compuestos diferentes intercambian posiciones formando 2 nuevos compuestos.

Se dispone de los siguientes básicos: Na O, BaO, Li, O y PbO 2. ¿Qué nombre(s) corresponde tradicional? I. Na2O : Öxido Sódico II. Li2O : Monóxido litioso III. BaO : Oxido barioso IV. PbO2 : Oxido plúmbico a) Solo I b) Solo II y III c) Sólo I y IV d) Sólo II y IV e) Sólo II y IV

(n)

a

la

nomenclatura

AB + CD  CB + AD Ejemplo: AgNO3(ac) + NaCl(ac)AgCl(g) + NaNO3(ac) 5. Reacción de neutralización: Se basa en la capacidad de anularse mutuamente un ácido con una base y viceversa. ÁCIDO + HIDRÓXIDO  SAL + AGUA Ejemplo: HCl(ac) + NaOH(ac)NaCl(ac)+ H2O(l) B)

153

SEGÚN LA ENERGÍA CALÓRICA INVOLUCRADA

1. Reacción exotérmica (H < 0): Es aquella reacción que libera energía calórica hacia el medio que lo rodea.

-

A + B  C + D +calor Ejemplo: C(s) + O2(g) CO2(g) + calor

2. Reacción endotérmica (H > 0): Son reacciones que absorben energía calórica.

-

A + B + calor C + D Ejemplo: N2(g)+ O2(g) + calor 2NO(g)

2.2 Método del Ion Electrón en: MEDIO ÁCIDO (H+): a) Para balancear átomos de oxígeno, en el miembro donde falta átomos de oxígeno se agrega una molécula de agua por cada átomo de oxígeno deficitario. b) Para balancear átomos de hidrógeno en el miembro donde faltan estos, se agrega iones H+ (Igual al número de hidrógenos deficitarios).

C) SEGÚN EL SENTIDO DE LA REACCIÓN 1. Reacción irreversible (): Ocurre en un solo sentido hasta que la reacción sea completa. A+B  C+D Ejemplo: NaCl(ac) + AgNO3(ac) Ag Cl(s) + NaNO3(ac) 2.

MEDIO BÁSICO O ALCALINO (OH): a) Para balancear átomos de oxígeno, en el lado de la ecuación química donde falta átomos de oxígeno 

Reacción reversible (  ): La reacción reversible ocurre en ambos sentidos, se lleva a cabo en un sistema cerrado. A+B  C+D Ejemplo: N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)

b)

D) SEGÚN EL NÚMERO DE FASES 1. Reacción homogénea: Son aquellas que se producen en una sola fase y pueden ser líquidas o gases.



EJERCICIOS DE APLICACIÓN ¿Cuál de las siguientes observaciones en un experimento indica la ocurrencia de una reacción química? I. Variación de energía II. Cambio de color III. Aparición de precipitado IV. Liberación de gases a) Sólo I b) I, II, III c) II y III d) III y IV e) Todos

A(g) + B(l) C(l) + D(g) Ejemplo: CO2(g) C(s) + O2(g) E) SEGÚN EL CAMBIO DEL NÚMERO DE OXIDACIÓN 1. Reacción no rédox: Son aquellas donde no hay transferencia de electrones, el número de oxidación de los átomos no varía. Ejemplo: NaOH + HClNaCl + H2O

Relacionaradecuadamente: I. Na + HCl  Na Cl + H2 II. N2 + H2  NH3 III. CH4 +O2  CO2 + H2O IV. CaCO3  CaO + CO2 a) Descomposición b) Adición c) Combustión d) Sustitución Simple a) Id,IIb,IIIc,Iva b) Ia,IIc,IIIb,Ivd c) Ib,IId,IIIc,Iva d) Ic,IIb,IIIa,Ivd e) IIa,Ic,IIIb,IVd

Reacción rédox: Son aquellas donde se producen una transferencia de electrones, debido a la ganancia o pérdida de electrones, el número de oxidación de los átomos varia. Ejemplo: H2 + AgCl Ag + HCl

REDUCCIÓN - Ganancia de e- Disminuye el E.O. - Agente oxidante

OXIDACIÓN - Pérdida de e- Aumenta el E.O. - Agente reductor

El bicarbonato de sodio es algunas veces usado para neutralizar la acidez gástrica. ¿Cuál de las siguientes ecuaciones muestran la reacción que ocurre cuando el bicarbonato de sodio actúa en el estómago? a) Na2CO3 + 2HCl  H2CO3+2NaCl b) NaHCO3+H2SO4  H2CO3+NaHSO4 c) Na2CO3 + H2SO4  H2CO3+Na2SO4 d) NaHCO+ HCl  H2CO3+NaCl e) NaHCO3  CO2+NaOH

BALANCEO DE ECUACIONES 1.

MÉTODO DEL TANTEO: Se efectúa por simple inspección visual.

2.

BALANCEO DE ECUACIÓN REDOX:

se agrega dos iones OH por cada átomo de oxígeno requerido y al otro lado de la misma agregar una molécula de H2O. Si en el paso anterior, los átomos de hidrógeno no están balanceados, en el lado de la ecuación donde falta hidrógenos se agrega una molécula de H2O (1H2O) por cada átomo de H requerido y en el otro lado se agrega un ión OH . Luego se sustrae (cancela) las especies químicas idénticas.

A(g) + B(g) C(g) + D(g) Ejemplo: N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) 2. Reacción heterogénea: Son aquellas que se producen en dos o más fases.

2.

En este método se debe considerar: Nº de e- perdidos = Nº de e- ganados Se determina el estado de oxidación de cada elemento. Separar las semireacciones de oxidación y reducción. Se efectúa el balance atómico de cada reacción. Se efectúa el balance de cargas eléctricas en cada semireacción, sumando o restando electrones. Igualar los electrones ganados y perdidos y sumar miembro a miembro las semireacciones. Las reacciones obtenidas se reemplazan en la ecuación original y el resto se balancea por el método de tanteo.

2.1 Método del número de oxidación:

154

Luego de balancear la ecuación.

HNO3  H 2S  S  NO  H 2O

Balancear: PbS+HNO3  Pb(NO3)2+NO + S + H2O

¿Qué coeficiente afecta al agua? a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5

Y señalar: agente reductor

forma reductora a) 3/2 d) 2/5

En la siguiente reacción química: NH3 + O2 NO + H2O Indicar la suma de los coeficientes del producto: a) 9 b) 8 c) 10 c) 11 e) 19

 NO+S+H2O Balancear HNO3+H2S  coeficiente del agua. a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 8

y

señalar

b) 2/3 e) 1/8

c) 3/8

La energía de activación de una reacción química es: A) El calor absorbido en una reacción B) La energía que tienen los reactantes y los productos C) La energía liberada en una reacción D) La energía necesaria para que ocurra una reacción E) La energía de los productos menos la energía de los reactantes

el

En la gráfica:

E(kcal)

Balancear por redox: Sn+HNO3

60

  SnO2+NO2+H2O

40

y señalar : coeficiente oxidante

coeficiente reductor a) 4 d) ½

b)1/4 e) 2/3

15

c) 2

Indique la energía de activación. A) 60 Kcal B) 25 C) 45 D) 20

Balancear la siguiente reacción química:

 cMnCl2+xCl2+ yH2O AMnO2+bHCl  Señalar lo correcto: a) a+b=4 b) b+c=4 c) c+x=2 d) x+y=4 e) a+y=4 ¿Cuántos electrones semireacciones ? 7

a) b) c) d) e)

2

se

transfieren 2

E(kcal) 65

(sumar)

en

45

las

10



* Mn   Mn

* Mg   Mg

* C l2   C l 1

* B r2   B r 1

Rxn

Hallar la entalpía de reacción. A) 35 Kcal B) 20 C) 65 D) -35 E) 55 TAREA DOMICILIARIA Al balancear la siguiente reacción química ¿Cuál coeficiente de la forma oxidada?

Balancear :

 CuI+I2+K2SO4 CuSO4+KI  y señalar:

d) 3

2

coeficiente agente oxidante  ?? coeficiente agente reductor b) 1 2 e) 2 3

a) 2 d) 5 c) 1 4

Cl2+KOH

de

c) 4

d) 5

e) 6

Balancear y señalar el coeficiente del agua a) 2 d) 16

 HgH2Cl4+NO+S+H2O HgS+HCl+HNO3  b) 3 c) 4 e) 6

Señalelos coeficientes correspondientes a los reactante Mn(NO3)2, K2S2O8 y H2O respectivamente en la ecuación balanceada, para la siguiente reacción Redox (en medio ácido) Mn(NO3)2+K2S2O8+H2O  HMnO4+KHSO4+HNO3 a) 1,1,4 b) 2,5,8 c) 2,2,8 d) 2,10,4 e) 5,2,8

  KClO3+KCl+H2O b) 3

es el

Balancear la siguiente reacción: y señalar la suma de los coeficientes: I2 + HNO3  HIO3 + NO2 + H2O a) 22 b) 24 c) 25 d) 27 e) 28

Señalar el coeficiente del agente oxidante después balancear a) 2

E) 15

En la gráfica:

Gana 11 electrones Pierde 11 electrones Gana 9 electrones Pierde 9 electrones Gana 5 electrones

a) 1 3

Rxn

 H3AsO4+H2SO4+NO As2+S3+HNO3+H2O  b) 4 c) 8 e) N.A.

La siguiente ecuación química:

155

E(kcal)

 Na2SO4+CuCO3 Na2CO3+CuSO4  Corresponde a una reacción de: a) Combinación b) Adición c) Descomposición d) Desplazamiento e) Doble descomposición

55

15 Rxn Si la energía de activación es 10 Kcal, hallar el calor de reacción. A) -30 Kcal B) 25 C) 10 D) 55 E) -40

Diga usted que afirmación es correcta referente a la siguiente ecuación 

6Fe+2+3Cl 2 I. II. III. IV. V.

  6Cl-+6Fe3+

El gas cloro pierde electrones El Fe2+ es el agente oxidante El gas cloro es el agente reductor El Fe2+ gana electrones El gas cloro es el agente oxidante

UNIDADES QUIMICAS DE MASA Es el estudio de las diferentes unidades que se emplean para expresar la masa de las sustancias y su relación con el número de partículas (átomos, moléculas, iones, protones, etc) Unidad de masa atómica (u.m.a.): Es la unidad utilizada para determinar la masa atómica promedio de los átomos de un elemento 1 u.m.a. = 1 Masa C-12 12 1 u.m.a. = 1,66 x1 0 -24 gramos MOL: Se define como la cantidad de unidades químicas que existe en una sustancia, y en forma general, un mol de alguna especie es una cantidad de sustancia que contiene 6,062 x 10 23 unidades fundamentales (átomos, moléculas, iones, electrones, etc) El valor 6,023 x 10 23 es denominado número de Avogadro, se denota como NA y se emplea para la determinación de átomos y moléculas PESO ATÓMICO (P.A.) ó MASA ATÓMICA (M.A):Es el peso promedio de un conjunto de átomos de un mismo elemento. Se expresa en u.m.a. 1.-En porcentaje: P.A. (X) = A1 %1 + A2 %2 + A3 %3 100 2.-En proporción:

Se tiene la siguiente ecuación 4P4+120H-+12H2O

  12H2PO 2 +4PH3

Señale la alternativa correcta a) El P es sólo un agente reductor b) El OH- es sólo un agente reductor c) El P es sólo un agente oxidante d) El OH- es el agente oxidante e) El P se oxida y se reduce a la vez Balancear la siguiente reacción redox que ocurre en medio 

 xI2(ac)+yMnO2(s) básico aMnO 4 (ac)+bI(ac)  y señale la alternativa correcta a) a+b=6 b) x+y=6 c) a+x=9 d) b+y=4 e) a+y=4 ¿Cuál de los siguientes fenómenos no corresponden a una transformación química? a) Corrosión de un clavo b) Digestión de los alimentos c) Evaporación del agua d) Fermentación del agua e) Combustión de la madera a) I y III b) I y II c) II y III d) III e) IV y V

P.A. (X) = A1W1 + A2 W2 + A3 W3 W1 + W2 + W3 ÁTOMO GRAMO (At-g): Es la masa de un mol de átomos de un elemento, numéricamente igual al peso atómico expresado en gramos 1 at-g elemento = P.A. del elemento en g. NUMERO DE ÁTOMOS –GRAMO (Nº At-g): Es la cantidad de átomos de un elemento contenido en una muestra y se determina mediante Nº At-g = m = Nº átomos P.A. NA

En la gráfica:

E(kcal) 70 40

PESO ó MASA MOLECULAR (PM): Es la suma de los pesos de los elementos que forman una sustancia simple o una sustancia compuesta. E l peso molecular se expresa en u.m..a o g/mol MOLÉCULA- GRAMO (mol-g) Es el peso molecular expresado en gramos. Una molécula gamo contiene un mol de moléculas 1 mol –g –compuesto = P.M. del compuesto g

Rxn Si el calor de reacción es 30 kcal/mol, hallar la energía de activación. A) 70 Kcal B) 30 C) 60 D) 65 E) 50

NUMERO DE MOLECULAS ó NUMERO DE MOLES (n): Son la masa ee una sustancia contenidos en un amol de y se determina mediante: n = m = Nº de moléculas P.M. NA PESO EQUIVALENTE –GRAMO (Peq-g): Es lacantidad de sustancia expresada en gramos que se combinan exactamente con 1 gramo de Hidrógeno, con 8 gramos de Oxigeno, con 23 gramos de sodio, etc a)Para elementos:

En la gráfica:

156

Peq-g = P.A. Valencia Se expresa en g/ eq-g b) Para compuestos o iones: Peq-g = P.A. θ θ = Factor que depende del tipo de compuesto Se expresa en g/eq-g EQUIVALENTE-GRAMO (Eq-g): Es el peso equivalente –gramo, expresado en g.1 Eq-g sustancia = Peq-g sustancia en g Nº DE EQUIVALENTES –GRAMO (Nº eq-g): Es la cantidad de eqg contenidos en una muestra y se determina mediante Nº eq-g = m Peq-g Se expresa en equivalentes –gramo COMPOSICIÓN CENTESIMAL (%): Es el porcentaje en masa de cada elemento en una sustancia.

Calcular cuántas moléculas existen en 2736g de azúcar blanca (C12H22O11). P.A. (C = 12, H = 1, O = 16) No = nº de avogadro. A) 2NO B) 3NO D) 6NO E) 8NO

C) 5NO

¿Cuántos gramos pesa una molécula de Oxígeno (O2)? P.A. (O = 16) A) 16 D) 9,6.10-23

B) 1,9.10-24 E) 5,3.10-23

C) 16.10-23

¿Cuántos neutrones existen en 1150g de Sodio: 23 Na 11 ?

A) 120NO D) 50NO

% E = W Elemento . 100 P.M. Sustancia FÓRMULA EMPIRICA (F.E.): Denominada también fórmula mínima. Es la más simple que se puede utilizar para representar a un compuesto. Se puede halla a partir de la composición centesimal de la sustancia

B) 60NO E) 600NO

C) 300NO

Si un átomo de un elemento pesa: 1,2.10-22g. Calcular el peso atómico correspondiente. A) 52 B) 720 C) 80 D) 72 E) 7,2

F.E. = AXBY X= %A = P.A.A Y= %B

= WB P.A.B

¿Cuántos gramos de calcio existen en el Ca(NO3)2; si se tiene una muestra de esta sal que contiene 20 g. de nitrógeno? (Ca=40). A) 28.6 g B) 14.3 C) 7.2 D) 5.2 E) 4.3

WA P.A.A P.A.B

FÓRMULA MOLECULAR (F.M.): Es la verdadera fórmula de una sustancia .Es un múltiplo entero de la F.E. P.M. E.M. = P.M. F.E. # # =númeroenetero (1, 2, 3, …….) P.M. = (F.E.)g

¿Cuánto pesan 5 moles de benceno (C6H6)? P.A. (C=12,H=1,O=16) a) 65,4.1023 b) 56.5.10-23 c) 64,75.10-23 d) 78 e) 390

EJERCICIOS DE APLICACIÓN ¿Cuántos átomos de oxigeno se necesitarán para preparar 400g de carbonato (CaCO3). m.a (Ca=40, C=12, O=16) a) 10 No. b) 8 No c) 12 No. d) 6 No e) 9 No

Calcular el peso molecular de un alcaloide (compuesto químico) presente en la planta de la marihuana. (C20H40O5) P.A. (C = 12, O = 16) A) 350 B) 3 D) 380 E) 370

C) 360 Calcule cuántas moléculas existen en 684g de azúcar blanca (C12H22O11) m.a. (C=12, H=1, O=16) a) 2 No. b) 3 No c) 5 No. d) 6 No e) No

¿Cuántas moles hay en 180g de Agua? A) 15 B) 8 C) 5 D) 10 E) 20

Cuando el cohete espacial Challenger explotó, la cabina de tripulación se separó del resto de la nave y cayó en el mar. La cabina contenía las grabaciones de los últimos instantes; que se encontraron 6 semanas después completamente cubiertos por hidróxido de magnesio Mg(OH)2. En cierta cantidad de hidróxido se determinó que había 64g de oxígeno. Hallar cuanto magnesio había (Mg=24,0=16,H=1) a) 48 b) 96 c) 100 d) 200 e) 480

¿Cuál es el número de moléculas que hay en 8 gramos de Oxigeno gaseoso (O2)? P.A. (C = 12, H = 1)

C) 6.1023

A) 0,5

B) 2

D) 3.1023

E) 1,5.1023

Hallar la masa existente en 0,25 mol-g de Anhídrido Carbónico. (CO2) P.A. (C = 12, O = 16) A) 88g B) 44 D) 11 E) 98

Un estudiante consume 3,1 miligramos de fósforo diariamente ¿Qué cantidad de pescado debe consumir si este contiene 10% de fosfato de sodio (Na3PO4)? a) 0,5g b) 0,7g c) 0,01g d) 0,164g e) 0,3g

C) 22

¿Cuántas moléculas hay en 900g de CaCO3? A) 6

D) 36.1023

B) 10

E) 54.1023

C) 12

Calcular cuántos átomos hay en 6Kg. de carbonato de Calcio (CaCO3) con 30% de impurezas. De su respuesta multiplicada por 10-24 a) 27 b) 54 c) 45

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d) 36

e) 51 TAREA DOMICILIARIA

¿Cuántos moles de átomos contienen 18,069 x 1024 átomos de un elemento? A) 10mol B) 20 C) 30 D) 40 E) 50 Se tiene 32 gramos de óxido férrico, Fe2O3. Determinar, cuántas moles de hierro están presentes en dicha cantidad de sustancia. Dato: m.A.[ Fe=56]. A) 0,1 mol B) 0,2 C) 0,3 D) 0,4 E) 0,6

¿Cuántos gramos de calcio existen en el Ca(NO3)2; si se tiene una muestra de esta sal que contiene 20 g. de nitrógeno? (Ca=40). A) 28.6 g B) 14.3 C) 7.2 D) 5.2 E) 4.3

Determinar Cuántos átomos existen en 9,85g. de Oro metálico. Dato: mat(Au) = 197 a) 3,01.1022 b) 7,02.1029 c) 27,1024 d) 20.1023 e) 35.1024 ¿Cuántos gramos de H2O hay en 24,95 gramos de Sulfato de Cobre pentahidratado (M=249,5)? a) 0,5 b) 0,8 c) 1,8 d) 2,0 e) 9,0 ¿Qué peso de azufre de 94% de pureza se necesita para producir 100 Kg. de ácido sulfúrico, si cada átomo de azufre se convierte en una molécula de H2SO4 (mat:S=32; O=16; H=1)? a) 16,3Kg b) 17,4Kg c) 30,7Kg d) 32,6Kg e) 34,7Kg

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