15. Química

8/9/2019 15. Química

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1LIBRO UNI QUÍMICA

LA QUÍMICA

QUÍMICA

DESARROLLO DEL TEMA

¿Qué estudia la química?La Química se conoce como la ciencia que analiza la

composición, las propiedades y la estructura de los diferentes

tipos de materia, así como los cambios que experimenta y

la energía asociada a ellos. Los cambios químicos y la energía

que producen son tan importantes que han encontrado

aplicación en diversos campos profesionales como la ingeniería

(aceros inoxidables, pinturas), la arquitectura (ladrillos,

vidrios), en medicina (vacunas, sueros, antibióticos), en la

agricultura (fertilizantes e insecticidas)

En general, se puede decir que la mayor parte de las

actividades del género humano reciben apoyo de la química

para desarrollarse.

En la actualidad se conocen varias ciencias (ramas de la

química) que tienen una relación íntima entre ellas. Algunos

ejemplos de estas ciencias son:

Química Inorgánica: estudio de los elementos químicos y

sus compuestos, excepto el carbono (química de los

minerales)

Química Orgánica: estudia los compuestos del carbono

(derivados de seres vivos y del petróleo).

Química Analítica: tiene como fin la identificación (análisiscualitativo), separación y determinación cuantitativa (análisis

cualitativo) de la composición de las diferentes substancias.

Fisicoquímica: estudia, fundamentalmente, la estructura

de la materia, los cambios energéticos, las leyes, los principios

y teorías que explican las transformaciones de una forma

de materia a otra.

Bioquímica: estudia a las substancias que forman parte de

los organismos vivos (metabolismos celulares).

Sin embargo, debido al desarrollo tan grande que ha tenido

la química en los siglos XIX y XX, ha sido necesario ampliar el

número de ramas, entre las que se encuentran: la

electroquímica, la química nuclear, la petroquímica, la

radioquímica, la nanotecnología, la biotecnología y otras más.

EL MÉTODO CIENTÍFICO

Consiste en ?jar la atenciónen un hecho o suceso denuestro entorno.

E s l a b ú s q u e d a d einformación en libros yo t r a s f u e n t e s p a r aencontrar una base que nosp e r m i t a p r o p o n e rexplicaciones atinadas

S o n l a s p o s i b l e s

explicaciones al fenómenoobservado. La hipótesis esuna suposición inteligenteq u e e s n e c e s a r i ocomprobar

Una ley cientí?ca es una

generalización concisa, queresume los resultados deuna ampl ia gama deo b s e r v a c i o n e s yexperimentos

E n e s t e p a s o s ecomprueban las hipótesis,con las que no veri?can sesacan otras hipótesis. Lose x p e r i m e n t o s n o sproporcionan datos quesometemos a un análisis. Enrealidad, la experimentaciónes una observación mas,pero debidamente

Es una explicación ampliaacerca de un hecho ofenómeno. Las teoríaspueden ser rebatidas con eltiempo.

OBSERVACIÓN

RECOPILACION DE DATOS

PLANTEAMIENTO DE LEYES

HIPÓTESIS

EXPERIMENTO

TEOR AÍ

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2LIBRO UNI QUÍMICA

LA QUÍMICAExigimos más!

I. MATERIAEs toda realidad objetiva que impresiona nuestros sen-

tidos, tiene masa y ocupa un lugar en el espacio.

A. Masa

Es la medida de la inercia de un

material, debido a la cantidad

de materia que posee.

B. Energía

Es la otra forma de existencia en el universo. Se

plantea la equivalencia siguiente:

m masa

2E mc c Velocidad de la luz en el vacío.

energía equivalente

Ejemplo del método científicoImagina que te sientas en el sofá dispuesto a ver un rato latelevisión y al apretar el mando a distancia, no se enciendela tele. Repites la operación tres veces y nada. Miras si elmando está bien, cambias las pilas y sigue sin encenderse latv. Te acercas a la tv y pruebas directamente con susmandos, pero siguen sin funcionar. Compruebas si está

desconectada, pero está conectada y sin embargo nofunciona. Buscas interruptores de la sala y no se enciendenlas luces. Compruebas en otras habitaciones y tampoco.Sospechas que el problema está en la caja de los plomoscentral. Vas inspeccionarla y había saltado. Reconectas ytodo funciona...

Este proceso sigue una estrategia que desarrollamos muchasveces de manera inconsciente en la vida cotidiana y que seasemeja mucho al método científico

1. Observación: detectas el problema de que nofunciona la TV

2. Hipótesis

a) Primera hipótesis: quizás no he apretado bien losbotones del mando o no he apuntado bien a la TV.

b) Segunda hipótesis: no funcionan las pilas del mando.c) Tercera hipótesis: el problema está en los mandos

del televisor o en la conexión.

d) Cuarta hipótesis: la caja de plomos no funciona

3. Experimentación: Se comprueba cada una de las

hipótesis

4. Teoría: Se ha quemado el plomo de la caja de fusibles

La diferencia de este ejemplo con el método científico

es que este es más sistemático y explicito que en

nuestra vida cotidiana y esto es necesario para que no

se pierda información importante en el análisis que se

hace.

C. Estados de agregación física de la materia

Se tienen las siguientes características

D. Plasma

Es el estado de la materia más abundante del univer-

so, existe a temperaturas mayores de 10

4

°C formadopor una mezcla de cationes y electrones, se encuen-

tra en una estrella viva (sol), supernova, pulsar.

E. Condensado de Bose - Einstein

Es el quinto estado de la materia a una temperatura

muy baja en la cual los sólidos adoptan su mejor

cristalización y la impureza tiende a ser nula, en él la

sustancia estará en su estado más puro.

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3LIBRO UNI QUÍMICA

Exigimos más! LA QUÍMICA

III. PROPIEDADES DE LA MATERIA

A. De acuerdo a su amplitud

1. Propiedades generalesSe cumple para cualquier clase de materia.

• Extensión

La Tierra ocupa un lugar en el espacio.

• ImpenetrabilidadJamás la Tierra y Marte podrían ocupar el

mismo lugar a la vez.

• Inercia

La Tierra respecto al Sol guarda una inerciade movimiento y una mesa respecto a la Tierra

guarda una inercia de reposo.

• DivisibilidadLos diferentes tamaños de materia.

2. Propiedades particulares o específicas

a. Para sólidos

– Ductilidad: hilos metálicos: Ag, Au, etc.

– Maleabilidad: láminas metálicas: Fe,

Al. – Elasticidad: esponja, resortes, globos.

– Plasticidad: jabón, plomo, estaño, etc.

– Dureza: Resistencia al rayado.

Ejemplo: El diamante es el más duro de

todas las sustancias existentes en la

Tierra, en cambio el talco es el menos

duro.

– Tenacidad: resistencia a la rotura. Ejem-

plo: El hierro es tenaz, el diamante es

frágil.

b. Para líquidos• Viscosidad: resistencia de un líquido a

fluir. Ejemplo: El aceite es viscoso, mientras

que el agua es muy fluido.

• Tensión superficial: resistencia de una

superficie líquida a la intromisión de un

cuerpo extraño. Ejemplo: Una araña cami-

nando sobre la superficie del agua.

c. Para gases• Compresibilidad

Facilidad con la que un gas puede ser

comprimido, lo que no sucede con lí-

quidos o sólidos.

• ExpansibilidadTodo gas trata de ocupar el máximo vo-

lumen que le sea posible.

B. De acuerdo al tamaño de la muestra

1. Propiedades extensivasDepende del tamaño de la muestra. Son aditivas

Ejemplo: El volumen, la fuerza, capacidad calorífica,

inercia, entropía.

2. Propiedades intensivasNo dependen de la masa. No son aditivas

Ejemplo: La ductilidad, temperatura de ebullición,elasticidad, dureza, etcétera.

IV. CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA

A. Sistema

Porción del Universo que es objeto de estudio.

Ejemplos:• Sistema Planetario Solar.

• El motor de un carro.

• Una casaca.

II. CAMBIOS DE ESTADO FÍSICO DE LA MATERIA

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4LIBRO UNI QUÍMICA


B. Cuerpo

Forma limitada y geométricamente definida de ma-

teria, formada por la unión de sustancias.

Ejemplo:

CuerposBotón de plástico

Vaso de vidrio

Clavo de fierro

C. Sustancia

Es la unión de elementos de igual o diferente natu-

raleza, se representan por un símbolo o fórmula,

hay 2 clases:

• Sustancia simpleFormada por una sola clase de elemento.

Ejemplo:

Sustancia simple FórmulaOxígeno O2

Ozono O3

Cloro2C

Azufre rómbico S8 Azufre monoclínico S

• Sustancias alotrópicasSon sustancias simples de un mismo elemento,

en el mismo estado físico, pero con diferente

fórmula o estructura cristalina.

Ejemplos:O2(g) y O3(g)

S8(s) y S(s)

P4(s) y P(s)

D. Elemento

Conjunto de átomos con igual número de protones,

se reconocen por su símbolo.

Ejemplo: oxígeno: O; hidrógeno: H

V. FENÓMENO Acontecimiento que provoca cambios en la estructura

de la materia.

A. Fenómeno físico

Cambia sólo la estructura física (externa) de la ma-

teria.

Ejemplo:• Disolver azúcar en agua.

• Hervir el agua para que pase de líquido a vapor.

B. Fenómeno químico

Cambia la identidad química de la materia, convierte

a una sustancia en otra.

Ejemplo:• Quemar papel.

• Encostramiento de la sangre.

• Digestión de los alimentos.

• Cocer un huevo.

C. Fenómeno nuclear

Cambia la identidad nuclear de la materia, o sea

cambia la naturaleza de los elementos que consti-

tuyen la materia inicial, con gran desprendimiento

de energía.

Ejemplo:• Lo que ocurre en la bomba atómica

235 1 144 89 192 0 56 36 0U+ n Ba+ Kr + 3 n+energía

Un átomo de uranio al chocar con un neutrón,

su núcleo se rompe en 2 núcleos más pequeños:

Bario y Kriptón y 3 neutrones, liberándose una

gran cantidad de energía.

• Lo que ocurre en las entrañas del Sol (el hidró-

geno se convierte en Helio).

2 3 41 1 2H H He Energía n

• Sustancia compuesta o compuesto químico: Formada por 2 ó más clases de elementos.

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5LIBRO UNI QUÍMICA


DIVISIÓN DE UN CUERPO

Se logra por diferentes medios cada vez más sofisticados hasta un límite de división, veamos:

I. UNIÓN DE SUSTANCIAS

A. Reacción química de sustancias

Es la unión de 2 ó más sustancias, en proporciones

fijas y definidas, tal que las propiedades químicas

de los productos son diferentes a las de los reac-

tantes, se reconocen por una ecuación química.

• 2 2 22H O 2H O : Formación del agua.• 2 2 32SO O 2SO : Formación del anhídrido sul-

fúrico.

• 2 3 2 4H O SO H SO : Formación del ácido sulfúrico.

B. Mezcla de sustancias

Es la unión de 2 ó más sustancias en proporciones

variables, tal que las propiedades químicas de éstas

permanecen inalterables hasta el final del proceso;

no presentan ecuación química; puede ser de 2 clases:

1. Mezcla homogénea o solución

Aquella donde un componente (soluto) se hadisuelto completamente en otro (solvente), tal

que no pueden ser diferenciados ni con la ayuda

del ultramicroscopio, presentan una sola fase.

Ejemplo:

• Componentes:

* Soluto : NaC

* Solvente : H O2

• Constituyentes son los elementos: Sodio,

Cloro, Hidrógeno y Oxígeno.

el agua salada es una solución monofásica,

binaria y tetraelemental.

2. Mezcla heterogénea

Aquella donde un componente (Fase Dispersa:

F.D.) no se puede disolver en otro (Medio Dis-

persante: M.D.) a lo más se dispersará en dicho

medio, por lo que pueden ser observadas a sim-

ple vista, o con ayuda del microscopio (Mezcla

heterogénea fina).

Ejemplo:

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6LIBRO UNI QUÍMICA


Analizando

• Componentes: (son las sustancias)

– Fase dispersa (F.D.): SiO2

– Medio dispersante (M.D.): H2O

• Constituyentes: (son los elementos) Silicio

(Si); Oxígeno (O); Hidrógeno (H)

el sistema es heterogéneo, difásico, binario

y trielemental.

II. ENERGÍA

Además es capaz de realizar un trabajo. La energía

puede ser de diferentes clases, dependiendo de la

fuente que lo genera, así tenemos:

A. Relación energía - masa (Einstein)

2E m c

E: Energía liberada o absorvida.

m: Masa que se convierte en energía ó energía

que se convierte en masa.

c: Velocidad de la luz en el vacío.

5 8 10km m cmc = 3 10 = 3 10 = 3 10

s s s

B. Unidades de energía

• 1 Ergio2

2

g.cm(erg) = 1

s

• 1 Joule 2

72

m(J) 10 erg 1kgs

• 1 caloría (cal) = 4,186 J

• 1 electrón voltio (eV)

• 1 eV = –12 –191,6 10 erg = 1,6 10 J

II. MÉTODOS FÍSICOS DE SEPARACIÓNDE MEZCLAS TAMIZADOSeparación de dos solidos por la diferencia de tamaños

Luego

FILTRACIÓNConsiste en separar o retener partículas sólidas de un

líquido por medio de una barrera, la cual puede consistir

de mallas, fibras, material poroso (papel filtro) o un

relleno sólido.

CENTRIFUGACIÓNConsiste en separar sólidos de líquidos donde el sólido

es visible pero muy pequeño observándose el líquido

turbio, para lograr la separación se utiliza una

centrifugadora, la cual imprime a la mezcla un movimiento

rotatorio con una fuerza de mayor intensidad que la

gravedad, provocando la sedimentación del sólido o de

las partículas de mayor densidad.

La centrifugación es el método usado para separar el

plasma de la sangre, para la fabricación de azúcar,

separación de sustancias sólidas de la leche y en análisis

químicos de laboratorio (sangre y orina).

CENTRIFUGACIÓN

CENTRIFUGACIÓN

Antes Después

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7LIBRO UNI QUÍMICA


DECANTACIÓNConsiste en separar componentes que contienen diferentes

fases (por ejemplo, 2 líquidos que no se mezclan, sólido y

líquido, etc.) siempre y cuando exista una diferencia

significativa entre las densidades de las fases.

La Separación se efectúa vertiendo la fase superior (menos

densa) o la inferior (más densa).En el caso de separar dos líquidos inmiscibles, se usa para

esto la pera de decantación

embudo de decantación

aceite

agua

tubo estrecho de goteo

DESTILACIÓN

Consiste en separar dos liquidos miscibles basándose en las

diferencias en los puntos de ebullición de los líquidos. Cabe

recordar que un compuesto de punto de ebullición bajo se

considera «volátil» en relación con los otros componentes

de puntos de ebullición mayor y por lo tanto tendrá una

presión de vapor alta.

CROMATOGRAFIALa cromatografía engloba a un conjunto de técnicas de

análisis basadas en la separación de los componentes de

una mezcla y su posterior detección.

Las técnicas cromatográficas son muy variadas, pero en todas

ellas hay una fase móvil que consiste en un fluido (gas o

líquido) que arrastra a la muestra a través de una faseestacionaria que se trata de un sólido o un líquido fijado

en un sólido.

Los componentes de la mezcla interaccionan de distinta

forma con la fase estacionaria y con la fase móvil. De este

modo, los componentes atraviesan la fase estacionaria a

distintas velocidades y se van separando.

Por ejemplo, para separar los componentes de una mezcla

desconocida «M» que suponemos está formada por dos

sustancias «A» y «B», se coloca una gota de esta muestra

sobre el papel a lo largo de la línea tal como muestra la

figura

Papel filtro ofase

estacionaria

M

Se sumerge la parte inferior de este papel en una solución

o fase móvil, esta atraerá a uno o a los dos componentes

de la muestra al ir ascendiendo mojando el papel pero a

diferentes velocidades de arrastre, quedando separada la

mezcla.

Después que se ha realizado la cromatografía de papel,

observamos lo siguiente:

Componente A

Componente B

Fase móvil que vaascendiendo mojando papel

CRISTALIZACIÓNEste método se utiliza para separar una mezcla de sólidos

que sean solubles en el mismo disolvente pero con diferente

grado de solubilidad en el disolvente. Una vez que la mezcla

esté disuelta, puede calentarse para evaporar parte de

disolvente y así concentrar la disolución.

La eliminación continua del solvente provocara que lasolución se sature para el sólido menos soluble, precipitando

o cristalizando este compuesto, con lo cual se logra su

separación del líquido.

Solución saturada deNaCl en proceso de

evaporación del solvente

La parte oscurarepresenta el NaCl

sólido que va precipitando

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8LIBRO UNI QUÍMICA


Problema 1

Señale la alternativa que presenta la

secuencia correcta, después de deter-

minar si las proposiciones son verda-

deras (V) o falsas (F):

I. El aire es una sustancia.

II. El grafito y el diamante son formas

alotrópicas del mismo elemento.

III. Una solución es un sistema homo-

géneo.

UNI 2010-II

A) VVV B) VVF

C) VFV D) FVV

E) FFV

Resolución:

Análisis de los datos

I. Falso (F)

El aire es una mezcla homogénea.

II. Verdadero (V)

El carbono en forma natural pre-

senta dos átomos que son el dia-

mante (cúbico) y el grafito (hexa-

gonal).

III. Verdadero (V)

Toda solución es un sistema ho-

mogéneo, es decir, monofásico.

Respuesta: D) FVV

Problema 2

Las sustancias poseen propiedades y su-

fren cambios físicos y químicos. Al res-

pecto, marque la alternativa correcta.

UNI 2011-I

A) La temperatura de un sólido es

una propiedad extensiva.

B) El volumen de un líquido es una

propiedad intensiva.

C) Al freír un huevo, en aceite calien-

te, ocurre un cambio químico.

D) La erosión de las rocas es un fenó-

meno químico.

E) La disolución de la sal de cocina en

agua es un cambio químico.

Resolución:

Ubicación de incógnita

Veracidad de las proposiciones

A) Falso:

La temperatura es una propiedad

intensiva de la materia por que no

depende de la cantidad de materia.

B) Falso:

El volumen es una propiedad ex-

tensiva de la materia por que de-

pende de la cantidad de materia.

C) Verdadero:

Al freir un huevo existe un cambio

químico.

D) Falso:

La erosión es el deterioro de la su-

perficie por fricción del viento y las

lluvias, siendo asi un cambio físico.

E) Falso:

La dilución es un cambio físico.

Respuesta: C) Al fre ír un huevo, en

aceite caliente, ocurre un cambio

químico.

problemas resueltos

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9LIBRO UNI QUÍMICA

ESTRUCTURA ATÓMICAACTUAL

QUÍMICA

I. ESTRUCTURA DEL ÁTOMO

A. En el núcleo

Se encuentran los nucleones positivos (protones) y nucleones neutros (neutrones), el núcleo posee cargapositiva y concentra el 99,99% de la masa del átomo, pero su diámetro es diez mil veces menor que el del átomo.

B. En la zona extranuclear

Se encuentran los electrones; la envoltura electrónica posee carga negativa y ocupa el 99,9% del volumen delátomo, su diámetro es aproximadamente 104 veces mayor que el núcleo.

Los corpúsculos o partículas fundamentales del átomo son:• Protones (p+).• Neutrones (n).• Electrones (e –).Llamadas así porque con ellas se comprenden la mayoría de los fenómenos atómicos e intraatómicos.

C. Características de los corpúsculos subatómicos

II. NÚCLEO ATÓMICO (NÚCLIDO)

A. Número Atómico (Z)

Carga nuclear, identifica a los átomos de un ele-mento.

Z #p

Para un átomo neutro: #p #e z

B. Número de masa (A)

Es el número de nucleones fundamentales.

A z n

III. CORPÚSCULOS ELEMENTALESSon aquellas partículas que no se dividen en otras.• Los Quarks.• Los Leptones.

DESARROLLO DEL TEMA

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10LIBRO UNI QUÍMICA

ESTRUCTURA ATÓMICA ACTUALExigimos más!

En 1990 los físicos norteamericanos Fridman, Kendal yel canadiense Taylor establecieron que los "Quarks" sonlas mínimas expresiones de materia hasta ahora en-contrados.

A. Un protón

B. Un neutrón

C. Partículas subatómicas

En la actualidad se conocen la existencia de másde 232 partículas subatómicas, de las cuales men-cionaremos algunas.

1. Fotón

No tiene Quark (masa en reposo es cero).

2. Leptones

Son partículas de masa muy pequeña, estas son:Electrón (e –)Neutrino ( 0 , t, u)• t TAUÓN• u MUÓN

3. Hadrones

Son partículas constituidas por Quarks, se agru-pan en:• Mesones, son partículas de masa ligera y

están constituidas por un Quark y un anti-quark (q q) así tenemos:

PIÓN +( ; ; °)

MESON KAÓN (K)• Bariones, son partículas pesadas y están

constituídas por tres Quarks, así tenemos:Protón (p+) Alfa ( )

Neutrón (n) Sigma ( )Lambda ( ) Omega ( )

C. Representación de un núclido

E A

z E A

z

x± E A

z

x±E

A

z

x+

Catión

E A

z

x– Átomo neutro Ión

• E = Símbolo químico del átomo del elementoquímico.

• X = carga iónica del átomo.

D. Especies atómicas

Se llaman así al conjunto de núclidos que poseenigual número de nucleones positivos o neutros, de-pendiendo ello de su naturaleza.

Especies Ejemplo

Isótopos

(Hílidos)

Isóbaro

Isótonos

Z

A

n

Cl35

17 Cl37

17

Cd114

48 In114

49

K 39

19 Ca40

20

Físicas

Químicas

Algunas

FísicasQuímicas

FísicasQuímicas

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Exigimos más! ESTRUCTURA ATÓMICA ACTUAL

1. Isótopos del hidrógeno

Catión

Problema 1

El número de masa de un elementoes 238 y su número atómico es 92. Elnúmero de protones que existe en elnúcleo de este elemento es:

UNI 70

UNI 2010-I

A) 238 B) 92 C) 146D) 330 E) Faltan datos

Resolución: Definición:El número atómico (Z) nos indica lacantidad de protones que existe en elnúcleo del átomo.

Z 92 #p 92

Respuesta: B) 92

Problema 2

De las siguientes configuracioneselectrónicas indique la incorrecta:

UNI 84

UNI 2010-I

A) F– (Z = 9) 1s22s22p6

B) 2 2 6 2 2 2 1x y zC (Z 17)1s 2s 2p 3s 3p 3p 3p

C) Ca (Z = 20) 1s22s22p63s23p64s2

D) Ar (Z = 18) 1s22s22p63s23p6

E) 2 2 6 2 6 2 10 2 2 1x y zBr(Z 35)1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 4p 4p

Resolución:

El 117C

posee 18

1 2 2 6 2 617

2 2 6 2 2 2 2x y z

C 1s 2s 2p 3s 3p

1s 2s 2p 3s 3p 3p 3p

Respuesta: B) – 2 2 6 2 2 2 1x yC (Z 17)1s 2s 2p 3s 3p 3p 3p

problemas resueltos

Problema 3

El cloro natural tiene número atómico17 y su masa atómica 35,5. ¿Cuántosprotones tiene en su núcleo?

UNI 84

UNI 2010-I

A) 7B) 17C) 18,5D) 23E) 35,3

Resolución: Definición: El número atómico (Z) nos

indica la cantidad de protones.

Z = #p+ = 17

#p = 17

Respuesta: B) 17

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NÚMEROS CUÁNTICOS

QUÍMICA

En 1926, Erwin Schrödinger propuso una ecuación, ahora

conocida como la ecuación de onda de Schrödinger, que invo-

lucra los comportamientos tanto ondulatorios como de par-

tícula del electrón. El trabajo de Schrödinger inició una nuevaforma de tratar las partículas subatómicas conocida como

mecánica cuántica o mecánica ondulatoria. La solución com-

pleta de la ecuación de Schrödinger para el átomo de hi-

drógeno produce un conjunto de funciones de onda que

se denominan orbitales, los cuales quedan definidos por un

conjunto de tres números cuánticos.

• El número cuántico principal.

• El número cuántico azimutal.

• El número cuántico magnético.

En 1928, Paul Dirac, reformuló la mecánica cuántica del elec-

trón para tener en cuenta los efectos de la relatividad. Esto

dio lugar a la aparición de un cuarto número cuántico: El

número cuántico espín.

I. ESTUDIO DE LA CORTEZA ATÓMICA

A. Orbital

R egión

Espacio

Energético

Máxima

Probabilidad

Espín

orbital lleno o saturado.

orbital semilleno o semisaturado.

orbital vacío.

B. Subnivel o subcapa de energía

Está formado por orbitales, su designación depende

del efecto espectroscópico provocado por un átomo

excitado.

Principio de la máxima multiplicidad por HundPara ubicar los electrones en los orbitales de un

subnivel, se va dejando un electrón en cada orbital

y si todavía sobran electrones, entonces se apareacada e .

C. Nivel o capa energía (n)

Está formado por subniveles:

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

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

2maxe(nivel)

# 2n

II. NÚMEROS CUÁNTICOS

A. Número cuántico principal (n)

Indica el tamaño del orbital; para el electrón indica

el nivel de energía.

n 1, 2, 3, 4.......

Ejemplo

Observamos que el tamaño de: 3 S > 2 S > 1 s

DESARROLLO DEL TEMA

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8/9/2019 15. Química


NÚMEROS CUÁNTICOS Exigimos más!


Nivel del Config. del Config. que sique al

gas nobel gas noble gas noble

1er [2He] 2s 2p

2do [10Ne] 3s 3p

3er [18 Ar] 4s 3d 4p

4to [36Kr] 5s 4d 5p5to [

54Xe] 6s 4f 5d 6p

6to [86Rn] 7s 5f 6d 7p

Ejemplos

Z= 46: . .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. . .. .. .. .. .. .. .. . .. .

Z= 110: . .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. . .. .. .. .. .. .. .. . ..

OBSERVACIÓN:

Los subniveles que presentan todos sus orbitales llenos son

estables y también aquellos que tienen todos sus orbitalessemillenos. Una combinación de orbitales llenos y semillenos

o semillenos y vacíos son inestables.

Configuración de ionesPara hacer la configuración de un ion se recomienda primero

hacer la configuración del átomo neutro y luego se quita o

agrega electrones del ultimo nivel.

Ejemplo:

Hacer la configuración del21Sc2+:

Primero se hace la configuración del átomo neutro:

21Sc: [Ar] 4s2 3d6

Como pierde 2 electrones, estos salen del máximo nivel, es

decir del 4s, entonces:

21Sc2+: [Ar] 4s0 3d6, o también [Ar] 3d6

Especies isoelectrónicas

Dos o más especies serán isoelectrónicas si tienen igual

configuración electrónica y también igual cantidad deelectrones.

19K: [Ar] 4s1

21Sc2+: [Ar] 4s2 3d1 Þ [Ar] 4s0 3d1

22Ti3+: [Ar] 4s2 3d2 Þ [Ar] 4s0 3d1

Como el 21Sc2+ y el 22Ti3+, tienen igual configuración

electrónica, entonces son isoelectrónicos

Átomos paramagnéticosUna sustancia es paramagnética si es débilmente atraído

por un campo magnético. Esto se debe a la presencia de

electrones desapareados

Ejemplo:

13 Al: [Ne] 3s2 3p3, tiene 1 electrón desapareado

23 V: [Ar] 4s2 3d3, tiene 3 electrones desapareados

Observación:El átomo con mayor número de electrones desapareados

será más paramagnético, entonces el Vanadio es más

paramagnético que el Aluminio.

Átomos diamagnéticosUna sustancia es diamagnética si es débilmente rechazada

por un campo magnético. Esta propiedad se presenta

generalmente cuando todos los electrones están apareados.

Ejemplo:

20Ca: [Ar] 4s2

Configuración en estado basal o fundamentalEs la configuración que se hace en base al principio de

construcción progresiva.

Ejemplo

11Na: 1s2 2s2 2p6 3s1

Configuración en estado excitadoCuando un átomo absorbe energía, uno o más electrones

del último nivel pasan a niveles superiores, quedando el

átomo con mayor energía, entonces tendrá en este

momento una estructura en estado excitado y por lo tanto

será inestable.

Ejemplo:

11Na: 1s2 2s2 2p6 4s1

Observe que el electrón del 4s debió primero colocarse en

el 3s, este electrón absorbió energía colocándose en este

subnivel, entonces la configuración está en estado excitado

quedando inestable.

Anomalías en la configuración para átomos neutros1. Algunos e lementos no pueden terminar su

configuración electrónica en d4 o d9, esto se debe a

que siendo d5 y d10 las dos formas más estables del

subnivel «d», el átomo, y como todo en el universo,

busca ser estable, es decir tener mínima energía y

consigue estas formas más estables liberando energía,

para esto pasa un electrón del ns al (n-1)d, con lo cual

está pasando 1 electrón de un nivel más alejado hacia

un nivel más cercano al núcleo, liberando energía en

este tránsito.

8/9/2019 15. Química




Inestable estable

ns2(n – 1)d4

pasa 1 e –

ns1(n – 1)d

5

ns2(n – 1)d9

pasa 1 e –

ns1(n – 1)d

10

Ejemplo:

Inestable estable

24Cr: [Ar] 4s23d4 [Ar] 4s13d5

47 Ag: [Kr] 4s23d9 [Kr] 4s13d10

Hay algunos elementos pueden terminar en d4 o d9:

41Nb: [Kr] 5s1 4d4

74W: [Xe] 6s2 4f 14 5d4

78Pt: [Xe] 6s1 4f 14 5d9

Observación:

Para los iones no se aplica estas anomalías

Ejemplo: hacer la configuración del 24Cr2+:

Primero hacemos la configuración del átomo neutro: [Ar]

4s23d4

Luego estabilizamos: 24Cr: [Ar] 4s13d5

Finalmente sacamos los electrones del máximo nivel:24

Cr2+:

[Ar] 4s03d4

1. Hay otras anomalías como:

Según el principio Realmente es:

de construcción

a) 44Ru: [Kr] 5s2 4d6 [Kr] 5s1 4d7

b) 45Rh: [Kr] 5s2 4d7 [Kr] 5s1 4d8

c) 46Pd: [Kr] 5s2 4d8 [Kr] 4d10

2. Hay algunos elementos que primero colocan 1 electrón

el subnivel «d» de un nivel antes de colocar electrones

en el subnivel «f» del anterior nivel.

Según el principio Realmente es:

de construcción[Xe] 6s2 5d1 57La: [Xe] 6s2 4f 1

[Xe] 6s2 4f 1 5d158Ce: [Xe] 6s2 4f 2

Problema 1

¿Qué puede afirmarse acerca del es-

tado fundamental o basal del ión V3+?

UNI 2011-I

A) Hay 1 electrón no apareado por lo

que el ión es paramagnético.B) Hay 3 electrones no apareados por

lo que el ión es diamagnético.

C) Hay 2 electrones ni apareados por

lo que el ión es paramagnético.

D) Hay 5 electrones apareados por lo

que el ión es diamagnético.

E) Hay 5 electrones no apareados por

lo que el ión es paramagnético.

Resolución:

Análisis de los datos o gráficos

Se tiene el ión 23 V3+ el cual se esta-blece su C.E. en su estado basal.

Operación del problema

2 323 V : Ar 4s 3d

Conclusión y respuesta

Especie paramagnética

De las alternativas la clave C es la que

cumple.

Respuesta: C) Hay 2 electrones ni apareados por lo que el ión es

paramagnético

Problema 2

¿Cuáles de las siguientes especies quí-

micas son paramagnéticas?

I. 440Zr

II. 37Rb

III.4

32Ge

UNI 2011-II

A) I y III

B) II y III

C) Solo I

D) Solo II

E) Solo III

Resolución:


Paramagnetismo y diamagnetismo


Las especies paramagnéticas tienen

electrones desapareados y las diamag-

néticas no tienen electrones desapa-

reados, entonces de lo que se pide

hay que determinar que especies tie-nen electrones desapareados.


I.

2 2 440 40Zr : Kr 5s 4p Zr :

Kr Diamagnético

II. 137Rb : Kr 5s Paramagnético

III.

2 10 2 432 32

10

Ge : Ar 4s 3d 4p Ge :

Ar 3d Diamagnético

Conclusiones y respuesta

Solo el 37Rb es paramagnético.

Respuesta: D) Solo II

Problema 3

La configuración electrónica del 358Ce

es:

UNI 2011-II

A) [Xe] 5s2 B) [Xe] 6s1

C) [Xe] 5d1 D) [Xe] 4f 1

E) [Xe] 5p1

problemas resueltos

8/9/2019 15. Química




Resolución:


Del tema de configuración electrónica


2 1 158Ce : Xe 6s 4f 5d

Operación del problemaLuego al perder 3es, estos salen del

último nivel, entonces queda:

3 158Ce : Xe 4f


En esta configuración del Ce se debecolocar primero un electrón en el

subnivel "d" y luego se va completan-

do el subnivel "f"; la respuesta es:

Método práctico

Respuesta: D) [Xe] 4f 1

8/9/2019 15. Química



TABLA PERIÓDICA

QUÍMICA

de propiedades semejantes quedaban ubicadas en la

misma línea vertical efectivamente los elementos de

las triadas de Dobereiner se hallaban en dichas líneas.Su representación no atrajo mucho la atención de los

científicos contemporáneos.

IV.LEY DE OCTAVAS DE JOHN ALEXANDERREYNA NEWLANDS (1864)Este inglés (1837–1898); a los 62 elementos descubiertos

los clasificó en orden creciente a su peso atómico y en

grupo de siete en siete, tal que el octavo elemento, a

partir de uno dado, era una especie de repetición del primero,

como la nota ocho de una escala musical (Ley de Octavas).

Ejemplo:

H

1

F

8

Cl

15Co; Ni

22

Br

29

Pd

36

f

43

Pl; Ir

50

Li

2

Na

9

K

18Cu

23

Rb

30

Ag

37

Ca

44

Ti

51

Be

(3)

Mg

10

Ca

17Zn

24

Sr

31

Cd

38

Ba; V

45

Pb

52

B

(4)

Al

11

Cr

18 Y

25

Ce; La

32

In

39

Ta

46

Th

53

C

5

Si

12

T

19In

26

Zr

33

Sn

40

W

47

Hg

54

l

N

6

P

13

Mn

20 As

27

Di; Mo

34

Sb

41

Nb

48

Bi

55

Q

7

S

14

Fe

21Se

28

Ro; Ru

35

Te

42

Au

49

Ce

56

1

2

3

4

5

6

7

8

GRUPO

I. HIPÓTESIS DE PROUT (1815)Un punto clave para iniciar la clasificación periódica de los

elementos lo constituyó la determinación de sus pesosatómicos, el primer intento lo hizo Prout quien propuso

que los pesos atómicos de todos los átomos eran múl-

tiplos enteros y sencillos del peso atómico del hidrógeno,

ya que este era la materia fundamental a partir del cual

se constituyen todos los demás elementos.

II. TRIADAS DE JOHAN W. DOBEREINER(1829)Luego de identificar algunos elementos con propiedades

parecidas, este alemán (1780-1849) colocó los

elementos con comportamiento similar en grupos de

tres en tres y observó que el peso atómico del elemento

intermedio era aproximadamente, el promedio de los

extremos.

Ejemplo: Elemento (P.A.)

III.HÉLICE TELÚRICO DE ALEXANDER BE-GUYER DE CHANCOURTOIS (1862)El geólogo francés (1819–1886) colocó los elementos

en orden creciente a su peso atómico; en un línea en-

rollada helicoidalmente a un cilindro, e hizo notar que los

DESARROLLO DEL TEMA

8/9/2019 15. Química


TABLA PERIÓDICA


V. LA CURVA DE JULIUS LOTHAR MEYER (1869)En su libro "Modernas Teorías de la Química" el alemán Meyer (1830-1895) se basó en el estudio de los llamados

volúmenes atómicos (volumen ocupado por un mol de átomos en una muestra sólida y líquida). Al componer estos

con los pesos atómicos obtuvo la ahora famosa curva de Lothar Meyer:

A. Curva de Lothar Meyer

El volumen átomo de las ordenas se ha calculado

dividiendo el peso atómico entre la densidad deuna muestra sólida o líquida del elemento median-

te el empleo de valores modernos.

B. Avances del gráfico

1. Los volúmenes atómicos máximos se alcanzan

para los metales alcalinos.

2. Entre el Li y Na, así como entre Na y K, existen

seis elementos, como indicó la Ley de Octavas

de Newlands. Sin embargo entre Rb y Cs hay

más de seis elementos, lo que explica la falla en

el trabajo de Newlands.

3. Los sólidos con bajo punto de fusión, así como los

elementos gaseosos (en condiciones ambientales)se encuentran en las partes ascendentes de su

curva o en los máximos de esta.

4. Los elementos difíciles de fundir se presentan

en los mínimos o en los parciales descendentes.

5. La curva también muestra la periodicidad de otraspropiedades como volumen molar, punto de

ebullición, fragilidad, etcétera.

VI.TABLA PERIÓDICA DE DIMITRI IVANO-VICH MENDELEIEV (1872) Al igual que Meyer, el Ruso Mendeleiev (1834–1907) or-

denó a los 63 elementos descubiertos secuencial-mente

de acuerdo al orden creciente de su peso atómico.

Su "Tabla corta" está dividida en ocho columnas o gru-

pos, tal que el orden de cada grupo indica la máxima

valencia del elemento, para formar óxidos o hidruros.

Así mismo su tabla está conformado por 12 filas o se-ries formando parte a su vez de 7 periodos; de la si-

guiente manera.

Clasificación periódica de los elementos (Según D.I. Mendeleiev)

8/9/2019 15. Química


TABLA PERIÓDICAExigimos más!


A. Ventajas de su tabla corta

1. En su tabla dejó espacios vacíos para los elementos

que todavía no se descubrían (44, 68, 72,

etcétera) prediciendo con exactitud apreciable,

las propiedades y químicas de los mismos.

2. A dichos elementos no descubrimientos los

bautizó con un nombre.

Ejemplo:

donde: Eka: primero o después de Dvi: segundo

3. Los elementos de un mismo grupo coinciden

en sus propiedades químicas, como en la valencia

para formar óxidos o hidruros.

B. Desventajas de su tabla corta

1. El hidrógeno no tiene posición definida.

2. No hay una clara forma de separar a los metales

y no metales.

3. Su principal error fue ordenar a los elementos

en orden creciente a sus pesos atómicos; en

dicha clasificación hay algunos elementos con

el Te y Co, que poseen peso atómico, mayor

que el que sucede.

VII.TABLA PERIÓDICA ACTUAL O MODERNAEn 1914 el inglés Henry Moseley descubre el número

atómico de cada elemento con su experimento del

espectro de rayos X postulando la siguiente ley

periódica. Las propiedades físicas y químicas de los

elementos son función periódica de su número atómico.

Años más tarde Werner crea una tabla periódica larga

al agrupar a los elementos en orden creciente y

sucesivo y al número atómico, la que es considerada

hasta hoy como la Tabla Periódica Moderna (TPM).

La TPM está formada por 18 columnas agrupadas en

dos grandes familias A y B donde cada familia consta

de 8 grupos. El orden de cada grupo (en la familia A yB) nos indica la cantidad de electrones de la última

capa (e de valencia).

La TPM está formada por 7 filas o 7 periodos, el orden

de cada periodo nos indica la última capa o números

de capas del elemento.

En la parte inferior de la TPM colocado en forma perpen-

dicular al grupo 3B se encuentran los lantánidos y

actínidos, llamados también tierras raras, en dicho blo-

que empiezan los elementos derivados del Uranio

(Transuránidos).

Representaciones(grupo principal)

Código de colores de los elementos a temperatura y presión normales.GasLíquidoSólidoNo aparecen en la naturaleza

3

IIIB

4

IVB

5

VB

6

VIB

7

VIIB

8 11

IB

12

IIB

13IIIA

14IVA

1IA

2IIA

1H

1,0079

3Li

6,941

11Na

22,990

19K

39,098

37Rb

85,468

55Cs

132,905

87Fr

223

Be9,012

4

12Mg

24,305

20Ca

40,078

38Sr

87,62

56Ba

137,327

88Ra

226,025

21Sc

44,956

39 Y

88,906

57La

138,906

89 Ac

227,028

22Ti

47,88

40Zr

91,224

72Hf

178,49

104

Rf 261

23 V

50,942

41Nb

92,906

73Ta

180,948

105

Db262

24Cr

51,996

42Mo

95,94

74W

183,84

106Sg

263

25Mn

54,938

43Tc

98

75Re

186,207

26Fe

55,845

44Ru

101,07

76Os

190,23

108Hs

265

107

Bh262

9

27Co

58,933

45Rh

102,906

77Ir

192,22

109Mt

266

VIIIB 10

28Ni

58,69

46Pd

106,42

78Pt

195,08

110Uun

269

29Cu

63,546

47

Ag

107,868

79 Au

196,967

111Uun

272

30Zn

65,39

48Cd

112,411

80Hg

200,59

112

Uub277

5

B10,811

13 Al

26,982

31Ga

69,723

49In

114,82

81Tl

204,383

6

C12,011

14Si

28,086

32Ge

72,61

50Sn

118,71

82Pb

207,2

114

15 VA

7

N14,007

15P

30,974

33 As

51Sb

121,76

83Bi

16 VIA

17 VIIA

74,922

208,980

8

O15,999

16S

32,066

34Se

78,96

52Te

127,60

84Po209

9

F18,998

17Cl

35,453

35Br

79,904

53I

126,905

85 At210

10

Ne20,180

18 Ar

39,948

36Kr

83,8

54 Xe

131,29

86Rn222

18

VIIIA

58Ce

140,115

59Pr

140,908

60Nd

144,24

61Pm

145

62Sm

150,36

63Eu

151,964

64Gd

157,25

65Tb

158,925

97Bk

247

66Dy

162,5

98Cf

251

67Ho

164,93

99Es

252

68Er

167,26

100Fm

257

69Tm

168,934

101Md

258

70 Yb

173,04

102No

259

71Lu

174,967

90Th

232,038

91Pa

231,036

92U

238,029

93Np

237,048

94Pu

244

95 Am

243

96Cm

247

103Lr

262

1

2

3

4

5

6

7

Lantánidos(tierras raras)

Actínios

Metales de transición

Representativas

2

He4,003

8/9/2019 15. Química




En la TPM se pueden observar solo 90 elementos naturales

desde el 1H hasta el 92U, en cambio los elementos 43Tc,

61Pm y del 93Np en adelante son artificiales.

Obtenidos mediante transmutaciones nucleares, a partir

del uranio razón por la que son llamadas elementos

transuránidos.

La TPM también se puede clasificar en 4 grandes bloques

de acuerdo al subnivel donde termina su configuración

electrónica ellos son:

• Bloque "s" y Bloque "p"

Pertenecen a la familia "A" llamadas elementos típicos

o representativos porque la última capa está incompleta

de electrones (del 1A al 7A excepto el 8A).

• Bloque "d" pertenece a la familia "B"

Contiene a los metales de transición, debido a que

su penúltima y última capa están incompletas de

electrones.

Del 3B al 1B excepto el 2B).

• Bloque "f" pertenece a la familia "B"

Contiene a los metales de transición interna, debido

a que su antepenúltima; penúltima y última capa

no están llenas de electrones. Todos los del bloque"f", excepto: (n – 2)f 14.

Ejemplo:

A. Leyenda de la TPM

1. Metales, no metales y metaloides

8/9/2019 15. Química




2. Metaloides o semimetales

Son elementos que poseen propiedades físicas

y químicas intermedias entre metales y no

metales; se encuentran justamente en la

frontera donde se unen metales y no metales,

llamados también semi metálicos.

Los metaloides son semiconductores del calor y

la electricidad; su aplicación en el mundo entero

se da en los transitores, como una materia prima

de amplificadores y material de control eléctrico.

Nótese que el silicio, germanio y el boro son

típicamente no metálicos, pero él es un

semiconductor electrónico a temperatura ambiente,

el diamante no es; el grafito sí. El comportamiento

químico a lo largo de estos elementos reflejan el

cambio gradual de metálicos a no metálicos, de

comportamiento iónico a comportamiento covalente.

B. Familias o grupos

Son los elementos que se comportan en forma se-

mejante, y forman las columnas en la tabla periódi-

ca. El último sistema aprobado por la IUPAC es del

1 al 18, antiguamente llevaban los números roma-nos, hoy día se utiliza los números arábigos, así la

familia del carbono es el grupo 4A.

1. Grupos familia "A"

1A: Metales alcalinos (sin hidrógeno): ns1

2A: Metales alcalinos térreos: ns2

3A: Boroides o térreos: ns2 np1

4A: Carbonoides: ns2 np2

5A: Nitrogenoides: ns2 np3

6A: Anfígenos o calcógenos: ns2 np4

7A: Halógenos: ns

2

np

5

8A: Gases nobles o raros: ns2 np6

2. Grupos familia "B"

1B: Grupo del Cobre: ns2 (n–1)d9

2B: Grupo del Zinc: ns2 (n–1)d10

3B: Grupo del Escandio (Subgrupo del La y Ac)

4B: Grupo del Titanio: ns2 (n–1)d2

5B: Grupo del Vanadio: ns2 (n–1)d3

6B: Grupo del Cromo: ns2 (n–1)d4

7B: Grupo del Manganeso: ns2 (n–1)d5

8B: Grupo de las Triadas: ns2 (n–1)d6,7,8

3. Analizando los periodos (P)

P.1: contiene 2 elementos







Total 115 elementos

C. Estado físico de los elementos

Gases: H2, N2, O2, F2, Cl2, He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn.

Líquidos: Br, Hg.

Sólidos: todos los demás.

1. Características de los elementos metálicos

• Se encuentran hacia la izquierda de la T.P.M.

• Poseen brillo metálico (lustroso y reluciente).

• Existen en estado sólido (excepto el Hg).

El (Cs, Fr, Ga) son líquidos a T > 30 °C.

• Conducen con facilidad la corriente eléctrica y

el calor.

• Tiene pocos electrones en su capa de valencia.

• En las reacciones químicas ceden electrones

y se cargan positivamente (cationes).

• Son de consistencia tenaces; tiene punto de

fusión variables.

• No se combinan, entre sí.

• Son maleables (forman láminas y ductibles (for-

man hilos).

2. Características de los elementos no metálicos

• Se encuentran hacia la derecha de la T.P.M.

• No conducen o conducen muy poco la corriente

eléctrica y el calor excepto: Selenio, Grafito,

(Carbono).

• Sus átomos se unen entre sí compartiendo

electrones.• Son menos densos que los metales.

• Poseen más de 4 electrones de valencia.

• Cuando se unen con metales captan electrones

quedando cargados negativamente (aniones).

• Tienen alto potencial de ionización.

• Son sólidos, líquidos; o gases (diatómicos y mo-

noatómicos).

• Quebradizos en estado sólidos.

• No son ductiles ni maleables.

8/9/2019 15. Química




Problema 1

Cierto elemento tiene 5 electrones en

el último nivel y pertenece al 3.er perio-

do del sistema periódico, diga ud. ¿Cuál

es su número atómico?

UNI 83 - II

Nivel fácil

A) 10 B) 12 C) 14

D) 15 E) 19

Resolución:

Se trata de un elemento representativo

del bloque "p". Haciendo la distribuciónelectrónica:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p3

El número atómico sera 15.

Respuesta: D) 15

Problema 2

Tres ejemplos de elementos no metá-

licos gaseoso son:

UNI 82 - II

Nivel intermedio

A) Talio, Indio, Galio

B) Xenón, Fluor, Neón

C) Telurio, Yodo, Oxígeno

D) Calcio, Escandio, Titanio

E) Selenio, Bromo, Kriptón

Resolución:

El fluor, xenón y neón son elementos

no metálicos que a condiciones ambien-tales se encuentran al estado gaseoso.

Respuesta: B) Xenón, Fluor, Neón

Problema 3

Indique Ud., ¿qué afirmación es correcta?

UNI 78

Nivel difícil

A) El cloro tiene poder decolorante por

su acción oxidante.

B) El diamante se usa como electrodos

en galvanoplastía en lugar de gra-

fito, por su mayor dureza.

C) Los iones sodio, calcio y potasio le

dan dureza al agua.

D) La máxima densidad del agua co-

rresponde al hielo.

E) El SiO2 es un sólido volatil.

Resolución: El cloro es un gas gran oxidante se uti-

liza como decolorante en forma de hipo-

clorito de sodio (NaC O ).

Respuesta: A)

problemas resueltos

Ubicación de un elemento en la Tabla Periódica:

Periodo:

a. Es el ordenamiento de los elementos en filas, tienen

propiedades diferentes.

b. Los periodos indican el número de niveles de energía

que tienen los átomos de los elementos

Número de Período = máximo nivel en la configuración

Grupo:

Es el ordenamiento de los elementos en columnas.

Generalmente tienen propiedades químicas semejantes.

Elementos Representativos

Número del Grupo A Número de electrones máximo nivel

Ejemplos:

11Na: [Ne] 3s1 Periodo: 3 - Grupo: IA

17Cl : [Ne]3s23p5 Periodo: 3 - Grupo: VIIA

Elementos de Transición

Número del Grupo B Número de electrones del

máximo nivel + número de electrones del subnivel «d»

incompleto

Observación: si la suma resulta 9 o 10, entonces el

elemento pertenece al grupo VIIIB

Ejemplos:

22Ti: [Ar]4s23d2 Periodo: 4 - Grupo: IVB

29Cu: [Ar]4s13d10 Periodo: 4 - Grupo: IB

8/9/2019 15. Química



PROPIEDADES PERIÓDICAS

QUÍMICA

PROPIEDADES PERIÓDICAS DE UN ELE-MENTO

Son cualidades físicas o químicas que caracterizan un ele-mento, asemejándolos o diferenciándolos (ya sea en una

columna o fila) con otros elementos, dentro de la T.P.M.

Los más importantes son: A. Radio atómico (ra)

En la mitad de la distancia entre dos núcleos de dos

átomos adyacentes. Puede ser de 2 clases:

• Radio metálico, es la mitad de la distancia entre

los núcleos de átomos adyacentes en un metal

sólido.

• Radio covalente, es la mitad de la distancia entre

los núcleos de 2 átomos unidos en una molécula.

DESARROLLO DEL TEMA

Ejemplo:

D

a(Na)d

r2

a(Cl)D

r2

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

IA IIA IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA

Periodo

1 1H 78

2He 128

2 3Li

152

4Be 112

5B 88

6C 77

7N 74

8O 66

9F 64

10Ne

3 11Na 191

12Mg 160

13 Al 143

14Si

118

15P

110

16S

104

17Cl 99

18 Ar 174

4 19K

235

20Ca 197

21Sc 164

22Ti

147

23V

135

24Cr

129

25Mn 137

26Fe 128

27Co 125

28Ni

125

29Cu 128

30Zn 137

31Ga 153

32Ge 122

33 As 121

34Se 119

35Br

114

36Kr

5 37Rb

250

38Sr

215

39Y

182

40Zr

160

41Nb

147

42Mo

140

43Tc

135

44Ru

134

45Rh

134

46Pd

137

47 Ag

144

48Cd

152

49In

167

50Sn

158

51Sb

141

52Te

137

53I

133

54Xe

218

6 55Cs 272

56Ba 224

57 * La

188

72Hf

159

73Ta 147

74W

141

75Re 137

76Os 135

77Ir

136

78Pt

139

79 Au 144

80Hg 155

81Tl

171

82Pb 175

83Bi

182

84Po 167

85 At

86Rn

7 87Fr

270

88Ra 223

89 * Ac 188

104Rf

150

105Db 139

106Sg 132

107Bh 128

108Hs 126

109Mt

110Uun

111Uuu

112Uub

113Uut

114Uuq

115Uup

116Uuh

117Uus

118Uuo

Serie deLantánidos

58Ce 183

59Pr

183

60Nd 182

61Pm 181

62Sm 180

63Eu 204

64Gd 180

65Tb 178

66Dy 177

67Ho 177

68Er

176

69Tm 175

70Yb 194

71Lu 172

Serie deActínicos

90Th 180

91Pa 161

92U

138

93Np 131

94Pu 151

95 Am 184

96Cm 174

97Bk 170

98Cf

169

99Es 203

100Fm

101Md

102No

103Lr

TABLA DE RADIOS ATÓMICOS

8/9/2019 15. Química


PROPIEDADES PERIÓDICAS


Gráfica ra contra Z

03

02

01

0 10 20 30 40 50 60 70 80 90

1°periodo

periodo periodo periodo periodo periodo2° 3° 4° 5° 6°

R a d i o A t ó

i c o n m

Número Atómico Z

H

Li

F

Na

C

k

Br

Elementosde Transición

Rb

I

Elementosde Transición

Cs

At

Elementos de Transición

antanoides

B. Radio iónico (ri)

Es el radio de un catión o de un anión.

Gráfica ra contra ri

0 10 20 30 40 50 60

250

200

150

100

50

K Rb

Ca

Na

Li

Li+

Na+

K+ Rb

+ Ca

+

0 10 20 30 40 50 60

250

200

150

100

50

Cl

F

Br l

Cl

F

Br l

PARA METALES ALCALINOS PARA HAL GENOS

r (pm)a

r(pm)i

Z Z

TABLA DE RADIOS IÓNICOS

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 IA IIA IIIB IVB B IB IIB IIIB IB IIB IIIA IVA A IA IIA IIIA

Periodo

1 1

H1-

154

2He

2 3

Li1+

58

4Be

2+

27

5B

3+

12

6C

4-

260

7N

3-

171

8O

2-

140

9F

1-

133

10Ne

3 11

Na1+

102

12Mg

2+

72

13 Al

3+

53

14Si

4+

26

15P

3-

212

16S

2-

184

17Cl

1-

181

18 Ar

4 19K

1+

138

20Ca

2+

100

21Sc

3+

83

22Ti

4+

69

23V

4+

61

24Cr

2+

84

25Mn

4+

52

26Fe

3+

67

27Co

2+

82

28Ni

2+

78

29Cu

1+

96

30Zn

2+

83

31Ga

3+

62

32Ge

2+

90

33 As

3-

222

34Se

2-

198

35Br

1-

196

36Kr

1+

169

5

37

Rb

1+

149

38

Sr

2+

116

39

Y

3+

106

40

Zr

4+

87

41

Nb

4+

74

42

Mo

2+

92

43

Tc

4+

72

44

Ru

3+

77

45

Rh

2+

86

46

Pd

2+

86

47

Ag

1+

113

48

Cd

2+

103

49

In

3+

72

50

Sn

2+

93

51

Sb

3-

245

52

Te

2-

221

53

I

1-

220

54

Xe

1+

190

6 55

Cs1+

170

56Ba

2+

136

57 * La

3+

122

72Hf

4+

84

73Ta

4+

68

74W

4+

68

75Re

4+

72

76Os

3+

81

77Ir

2+

89

78Pt

2+

85

79 Au

1+

137

80Hg

2+

112

81Tl

3+

88

82Pb

2+

132

83Bi

3+

96

84Po

2-

230

85 At

1-

227

86Rn

7 87Fr

1+

180

88Ra

2+

152

89 * Ac

3+

118

104Rf

4+

67

105Db

4+

68

106Sg

5+

86

107Bh

5+

83

108Hs

4+

80

109Mt

3+

83

110Uun

111Uuu

112Uub

113Uut

114Uuq

115Uup

116Uuh

117Uus

118Uuo

Cambios de tamaño cuando el Li reacciona con el Fpara formar LiF.

Observaciones:

• Un átomo al perder más electrones, su radio será

cada vez menor.

Serie deLantánidos

58Ce

3+

107

59Pr

3+

106

60Nd

3+

104

61Pm

3+

106

62Sm

3+

100

63Eu

3+

98

64Gd

3+

97

65Tb

3+

93

66Dy

3+

91

67Ho

3+

89

68Er

3+

89

69Tm

3+

94

70Yb

3+

86

71Lu

3+

85

Serie deActínidos

90Th

3+

101

91Pa

3+

113

92U

3+

103

93Np

3+

110

94Pu

3+

108

95 Am

3+

107

96Cm

3+

99

97Bk

3+

98

98Cf

3+

98

99Es

3+

98

100Fm

3+

91

101Md

3+

90

102No

3+

95

103Lr

3+

88

Ejemplo:

2(Na) (Na ) (Na )r r r .....

• Un átomo al ganar más electrones, su radio será

cada vez mayor.

Ejemplo:

32(N) (N ) (N ) (N )r r r r

8/9/2019 15. Química


PROPIEDADES PERIÓDICAS Exigimos más!


C. Energía de ionización o potencial de ionización

(EI o PI)

Es la mínima energía que debe ganar un átomo a islado

gaseoso (neutral o iónico) para perder un e – y

transformarse, en un catión así podemos tener, 1a EI;

2a EI; 3a EI; etcétera. La EI se expresa en electrones

Volt/átomo o kcal/mol o kj/mol.

Ejemplo:

ra(g) (g)M 1 El 1e M

ra(g) (g)oM 1 El M 1e

Ejemplo:

•(g) (g)

kJNa 495,9 Na 1e

mol

• (g) (g)kJ

Na 4560 Na 1emol

•(g) (g)

kJNa 6900 Namol

Para todo elemento:

1a EI < 2a EI < ... 3a EI < ...

TABLA DE ENERGIAS POTENCIALES O DE IONIZACIÓN DE LOS ELEMENTOS

Grupo 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

IA IIA IIIB IVB B IB IIB IIIB IB IIB IIIA IVA A IA IIA IIIA

Periodo

1H

1312He

2372.3

2Li

520.2Be

899.5B

800.6C

1086.5N

1402.3O

1313.9F

1681.0Ne

2080.7

3Na

495.8Mg

737.7 Al

577.5Si

786.5P

1011.8S

999.6Cl

1251.2 Ar

1520.6

4 K418.8

Ca589.8

Sc633.1

Ti658.8

V650.9

Cr652.9

Mn717.3

Fe762.5

Co760.4

Ni737.1

Cu745.5

Zn906.4

Ga578.8

Ge762

As947.0

Se941.0

Br1139.9

Kr1350.8

5Rb

403.0Sr

549.5Y

600Zr

640.1Nb

652.1Mo

684.3Tc702

Ru710.2

Rh719.7

Pd804.4

Ag731.0

Cd867.8

In558.3

Sn708.6

Sb834

Te869.3

I1008.4

Xe1170.4

6Cs

375.7Ba

502.9La

523.5Hf

658.5Ta761

W770

Re760

Os840

Ir880

Pt870

Au890.1

Hg1007.1

Tl589.4

Pb715.6

Bi703

Po812.1

At920

Rn1037

7Fr380

Ra509.3

Ac Ku Ha Nt Gp Hr Wl Mv Pl Da Tf Eo Me Nc El On

Tabla periódica del primer potencial de ionización, en kJ/mol

Grafica 1a El contra Z

Observaciones:

• Los gases nobles poseen la más alta EI.

• En un grupo: a < Z < EI

• En un periodo : a > Z > EI

D. Afinidad electrónica o electroafinidad (EA)

Es el cambio de energía cuando un átomo (aislado)

gaseoso en el estado fundamental, gana un electrón

para convertirse en anión. La EA es difícil de medir y

no se conocen valores exactos de todos los elementos

(algunos se calcularon teóricamente).

(g) (g) (g) (g)x e EA x ó x 1e x EA

La EA es negativa cuando se libera energía y cuando

más negativa sea la EA, mayor será la tendencia del

átomo a aceptar un e –.

Los metales alcalinos terreos y gases nobles no tienen

tendencia a aceptar electrón por lo que su EA es

positiva.

8/9/2019 15. Química




TABLA DE AFINIDADES ELECTRÓNICAS

Grupo 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

IA IIA IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIAPeriodo

1

H -73

He 21

2

Li -60

Be 19

B -27

C -122

N 7

O -141

F -328

Ne 29

3

Na -53

Mg 19

Al -43

Si -134

P -72

S -200

Cl -349

Ar 35

4

K -48

Ca 10

Sc -18

Ti -8

V -51

Cr -64

Mn Fe -16

Co -64

Ni -112

Cu -118

Zn 47

Ga -29

Ge -116

As -78

Se -195

Br -325

Kr 39

5

Rb -47

Sr Y -30

Zr -41

Nb -86

Mo -72

Tc -53

Ru -101

Rh -110

Pd -54

Ag -126

Cd 32

In -29

Sn -116

Sb -103

Te -190

I -295

Xe 41

6

Cs -45

Ba Lu Hf Ta -31

W -79

Re -14

Os -106

Ir -151

Pt -205

Au -223

Hg 61

Tl -20

Pb -35

Bi -91

Po -183

At -270

Rn 41

7

Fr -44

Ra Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Fl Uup Lv Uus Uuo

Tabla periódica de afinidades electrónicas, en k J/mol

Gráfica EA contra Z Observaciones

• Los halógenos liberan más energía que todos.

• En un grupo: a > Z Þ < EA

• En un período: a > Z Þ > EA

TABLA DE ELECTRONEGATIVIDADES DE LOS ELEMENTOS

Grupo 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

IA IIA IIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIAPeríodo

1 H2.1

He

2 Li1.0

Be1.5

B2.0

C2.5

N3.0

O3.5

F4.0

Ne

3 Na0.9

Mg1.2

Al1.5

Si1.8

P2.1

S2.5

Cl3.0

Ar

4 K

0.8Ca1.0

Sc1.3

Ti1.5

V1.6

Cr1.6

Mn1.5

Fe1.8

Co1.9

Ni1.8

Cu1.9

Zn1.6

Ga1.6

Ge1.8

As2.0

Se2.4

Br2.8

Kr

5 Rb0.8

Sr1.0

Y1.2

Zr1.4

Nb1.6

Mo1.8

Tc1.9

Ru2.2

Rh2.2

Pd2.2

Ag1.9

Cd1.7

In1.7

Sn1.8

Sb1.9

Te2.1

I2.5

Xe

6 Cs0.7

Ba0.9

LuHf1.3

Ta1.5

W1.7

Re1.9

Os2.2

Ir2.2

Pt2.2

Au2.4

Hg1.9

Tl1.8

Pb1.9

Bi1.9

Po2.0

At2.2

Rn

7 Fr0.7

Ra0.7

Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Fl Uup Lv Uus Uuo

Tabla periódica de la electronegatividad usando la escala de Pauling.

8/9/2019 15. Química




E. Electronegatividad (EN)

Es la habilidad (fuerza relativa) de un átomo para atraer hacia sí los electrones de un enlace químico; en un enlace

químico, el átomo más electronegativo jalará con más fuerza a los electrones de un enlace. Linus Pauling desarrollo un

método para hallar la EN de la mayoría de los elementos, ello lo podemos observar en la tabla de la siguiente página.

Gráfica EN contra Z

Observaciones sobre la EN

• Predice el tipo de enlace con bastante exactitud.

• Forman compuestos iónicos cuando son grandes diferentes de EN.

• El elemento menos EN cede su electrón (o electrones) al elemento más EN.

• Los elementos con pequeñas diferencias de EN forman enlaces covalentes.

8/9/2019 15. Química




Problema 1

Se dan los siguientes elementos con

sus números atómicos 9F, 17C y 19K.

Indique cuales de las siguientes pro-

posiciones son verdaderas:

I. Los elementos F y K pertenecen

al mismo periodo.

II. La electronegatividad del elemen-

to F es menor que la del C.

III. El radio atómico del K es mayor que

la del F.

UNI 2010-II

A) Solo I

B) Solo II

C) Solo IIID) I y II

E) II y III

Resolución:


Verdadero - falso


I. Falso

II. Falso

En dirección de la flecha aumenta

la electronegatividad.

III. Verdadero

En dirección de la flecha aumenta

el radio atómico:

RA(K) RA(F)

Respuesta: C) Solo II

Problema 2

Para poder determinar la identidad de

un elemento, se cuenta con la siguien-

te información:

I. Número de masa

II. Número atómico

UNI 2010-II

Se puede decir que:

A) La información I es suficiente.

B) La información II es suficiente.

C) Es necesario utilizar ambas infor-

maciones.

D) Cada una de las informaciones, por

separado, es suficiente.

E) Las informaciones dadas son insufi-

cientes.

Resolución:


A partir de la ley periódica actual.


I. Número de masa (A) =

Nº de p+ + Nº de n

II. Número atómico (Z) = Nº de p+


El número atómico (Z) es el valor que

identifica a que elemento químico per-

tenecen los átomos. A partir de la ley

de Moseley se debe recordar que: "las

propiedades de los elementos son fun-

ción periódica de su número atómico".

Respuesta: B) La información II es

suficiente

Problema 3

Indique a qué grupo y periodo de la

tabla Periódica Modena pertenece un

elemento que tiene un número ató-

mico igual a 27.

UNI 2011-I

A) 4.to periodo, Grupo III A

B) 3.er periodo, Grupo VIII A

C) 4.to periodo, Grupo VIII B

D) 5.to periodo, Grupo I A

E) 3.er periodo, Grupo III B

Resolución:


Se pide el grupo y periodo de un ele-

mento.


Se tiene el número atómico del ele-

mento Z = 27.

Operación del problemaHacemos la configuración electrónica

Z = 27:

2 2 6 2 6 2 7 2 71s 2s 2p 3s 3p 4s 3d [Ar]4s 3d


El periodo se determina ubicando el

máximo nivel en la configuración

electrónica.

el periodo es el 4to.

El número del grupo corresponde al

elemento de transición cuya configu-

ración termina en d7 este correspon-

de al grupo VIIIB.

Método práctico

2 7 Periodo 4.toZ 27 [Ar] 4s 3d

Grupo VIIIB

Respuesta: C) 4 to periodo,

Grupo VIII B

problemas resueltos

8/9/2019 15. Química



ENLACE QUÍMICO

QUÍMICA

ENLACE QUÍMICO INTERATÓMICOEs la fuerza de atracción electromagnética, pero más acen-

tuada en la atracción eléctrica, entre 2 o más átomos que

resulta como consecuencia de la transferencia o compar-

tición mutua de uno o más pares de e, entre los átomos

participantes. Este tipo de enlace define las propiedades

químicas de la sustancia, como: la clase de sustancia,

valencia(s) del elemento, forma geométrica de la estructu-

ra, además estabiliza la estructura de la nueva sustancia

liberando energía en su conformación; osea los átomos li-

bres poseen mayor energía que los átomos unidos por en-

laces.

CARACTERISTICAS GENERALES:

1. Son fuerzas de naturaleza electromagnética, pero másacentuado en la fuerza eléctrica

2. Intervienen los electrones más externos o de valencia

y de estos los primeros en enlazarse son los que están

desapareados

3. La electronegatividad influye en la formación del enlace

entre los atomos.

4. Los átomos conservan su identidad porque la estructura

e sus núcleos no se alteran. Aunque genera sustancias

con propiedades diferentes.

5. Los átomos adquieren un estado energético más

estable, debido a que disminuye su energía potencial.

6. Se generan cambios energéticos.

• Octeto de Lewis

"Todo átomo, al formar un enlace químico, adquiere,

pierde o comparte tantos electrones hasta alcanzar la

configuración electrónica de un gas noble: (ns2; np6),

es decir cada átomo debe poseer 8 e , en su última

capa".

Excepto algunos elementos como: 1H, 2He, 3Li, 4Be,

5B, etcétera.

DESARROLLO DEL TEMA

• Kernel

Es todo lo que queda de un átomo al no tomar en

cuenta su última capa; los e de la última capa se

denotan con puntos.

• Valencia

Es la capacidad de saturación con la que un elemento

se enfrenta a otro para cumplir con el octeto de Lewis.

La valencia no tiene signo, simplemente es el número

que indica cuántos electrones debe ganar o perder el

elemento antes de que se sature.

• Carga iónica

Es el estado que adopta un átomo cuando ha perdido

o ganado electrones (catión o anión).Ejemplo:

2 2 512

Kernel

Mg : Núcleo, 1s , 2s , 2p

,

Valencia 2Carga=0

. .Mg

2

Valencia 0Carga=2+

Mg catión

2

8 Kernel

O : Núcleo, 1s ,

anión

18 Ar: 2 2 6

Kernel

Núcleo, 1s ,2s ,2p , 3s2 py3px

pz,

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ENLACE QUÍMICO


A. Clases de enlace interatómico

Son 3: Iónico, metálico y covalente.

1. Enlace iónico o electrovalente

Es la atracción electrostática entre 2 iones de-bidoa la transferencia de e del metal al no metal

posiblemente, siempre que la EN 1,7.7.

Ejemplos:

• IA: Na val = 1; EN(Cl) = 3,0

Unidad fórmula = NaCl

• VIIA: val = 1; EN(Na) = 0,9

Atomicidad = 1 + 1 = 2 EN = 2,1

El enlace es iónico

Ejemplo:

• IA: K val = 1; EN (N) = 3,04 Unidad fórmula

= 3K N

• VA: val = 3; EN (K) = 0,82 Atomicidad =

3 + 1 = 4

EN = 2,22

El enlace es iónico.

o también: 3K

Características de un compuesto iónico

• Generalmente existen en estado sólido.

• Su mínima porción es la celda cristalina unitaria, no

presentan moléculas.

OCTETO INCOMPLETO

Hay algunos elementos que necesitan menos de ocho

electrones en el ultimo nivel para ser estables, por ejemplo:

• El H y el He se estabilizan con 2 electrones

• El Be y el Hg se estabilizan con 4 electrones

• El B y el Al se estabilizan con 6 electrones

Ejemplo

Estructura del BF3:

B

F

F

F

Se observa que el Boro es estable con seis electrones en

su ultimo nivel

OCTETO EXPANDIDO

Los elementos no metálicos del tercer periodo en adelantecumplen la regla del octeto pero también pueden

estabilizarse con más de ocho electrones en algún

compuesto donde se encuentre, por ejemplo:

• El fósforo puede estabilizarse con 8 o 10 electrones

• El azufre puede estabilizarse con 8, 10 o 12 electrones

• El cloro, bromo y yodo pueden ser estables con 8, 10,

12 o 14

• El xenón puede ser estable con 8, 10, 12, 14 o 16

Ejemplo:

PCl3 PCl5

P

Cl

ClCl

P

Cl

ClCl

ClCl

Se observa que el fosforo en el PCl3 cumple la regla delocteto pero en el PCl5 llega a ser estable con 10 electronesen su último nivel

DIAGRAMA DE LEWIS:Consiste en abreviar la configuración

electrónica de los elementos representativos,

graficando alrededor de su símbolo químicolos electrones del último nivel, los cuales se

pueden representar con los siguientes

símbolos «·, x, -, ....» . Recordar que el

número del grupo en la tabla periódica coincide con la

cantidad de electrones de valencia.

GRUPO I

ESTADO BASAL

ESTADO HIBRIDIZADO

IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA

E E E E E

E E E E E E E E

E E

VIIIA

E

Ejemplo:

Hacer el diagrama de Lewis del:

P (Z=15): 1s22s 22p 63s 23p 3, se observa que tiene 5

electrones de valencia, por lo tanto su diagrama de Lewis

en estado basal será:

P

B(Z=5): 1s2

2s2

2p1

, se observa que tiene 3 electrones devalencia, por lo tanto su diagrama de Lewis en estado basal

será:

B

Observar que el diagrama de Lewis en estado basal indica la

cantidad de electrones apareados y desapareados en el

último nivel que señala la configuración electrónica

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ENLACE QUÍMICO Exigimos más!


Ejemplo:

SAL

Na

C+

Celda Unitaria

Es el cubo más simple

con iones Na y C en

forma alternada.

+

(NaC )

• En la naturaleza son sólidos.

• Poseen alto punto de fusión y ebullición.

• Son duros y frágiles.

• El CaO presenta mayor Tebullición que el NaC.

• En estado sólido son malos conductores del calor y la electricidad, pero cuando están fundidos o disueltos en

agua sí son buenos conductores.

• Su mínima porción es la celda cristalina unitaria.

B. Enlace metálico

Es la fuerza de atracción entre la nube electrónica circundante y los cationes metálicos sumergidos en el océano de

electrones.

Ejemplo:

Característica de una sustancia metálica

• Son relativamente blandos, pero tenaces.

• Temperatura de fusión y ebullición variables.

• Excelentes conductores del calor y electricidad.

• La mayoría son dúctiles y maleables.

• Todo metal es muy electropositivo (puede perder fácilmente electrones).

• Todos son sólidos (excepto el Hg).

• Su mínima porción es la celda cristalina unitaria y no la molécula.

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ENLACE QUÍMICO


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problemas resueltos

Problema 1

Ordene 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:

Elemento

Z

Li

3

B

5

C

6

Na

11

UNI 1996-II

Nivel Intermedio

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

Resolución:

Según la variación de la electronegati-

vidad (EN) en la TPM.

Li

Na

Aumenta la EN

B C

El orden decreciente de la EN de los

siguientes elementos es:

C > B > Li > Na

Entonces a mayor EN de un elemento,

menor será la diferencia de electro-

negatividad (EN) respecto al cloro, y

menor resulta el porcentaje de

caracter iónico.

C – Cl

IV

< B – Cl < Li – Cl < Na – CC

III< < I < II

Respuesta: B) IV, III, I, II

Problema 2

¿Cuál de las siguientes alternativas

presenta el enlace con mayor carácter

iónico?

Datos:

Elemento

EN

C

2,5

S

2,5

N

3,0

O

3,5

F

4,0

A) N – O B) S – F C) C – O

D) O – F E) C – N

UNI 1999-II

Nivel Fácil

Resolución:

El mayor carácter iónico está dado por

la mayor diferencia de electronegatividad

A)N – O

3 3,5 EN = 3,5 – 3,0 = 0,5

B)S – F

2,5 4,0 EN = 4,0 – 2,5 = 1,5

C)C – O

2,5 3,5 EN = 3,5 – 2,5 = 1,0

D)O – F

3,5 4,0 EN = 4,0 – 3,5 = 0,5

E)C – N

2,5 3,0 EN = 3,0 – 2,5 = 0,5

Entonces la > EN , se da en el enlace:

S – F

Respuesta: B) S – F

Problema 3

Indique la estructura correcta del CaCl2

Datos: Z: Ca=20, Cl=17

A) Ca2+ Cl1–

B) 2Ca2+ Cl1–

C) Ca2+ Cl2

1–

D) Ca2+ Cl2–

E) Ca2+ Cl

1–

2

Ca Cl

Entonces el Ca como es metal perderá

2 electrones, quedando:

Ca2+

Y en Cl por ser no metal ganará un

electrón, quedando:

Cl1–

Se unen estos iones:

Ca2+ Cl

1–

Finalmente se neutraliza las cargas:

Ca2+ Cl1–

2

Respuesta: C) Ca2+ Cl1–

2

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ENLACE COVALENTE

QUÍMICA

Por lo general es la atracción entre 2 átomos, en lo posibleno metálicos debido a la compartición mutua de uno o máspares de electrones entre los participantes, este enlace

ocurre siempre que la EN < 1,7..Existen 2 clases: normal y coordinado.En la formación del enlace covalente ocurre un traslape deorbitales atómicos, es decir una superposición máxima deorbitales atómicos.

Características del enlace covalente:a) Se forma generalmente entre no metalesb) También se puede formar con los metales; Be, Hg y Al,

con los no metales de electronegatividad no muy altani muy baja, como el cloro (BeCl2, HgCl2 y AlCl3)

c) Se produce por compartición de pares de electronesd) Ocurre traslape de orbitales atómicose) Se considera que el enlace es predominantemente

covalente cuando la diferencia de electronegatividadesde los no metales que se unen es menor que 1,7

I. ESTRUCTURAS DE LEWISPara hacer la estructura de Lewis de una molécula, seprocede de la siguiente manera:1. Se determina el número de electrones de valencia

total de los átomos de cada elemento.2. Como los electrones se distribuyen alrededor de

un átomo en pares, la mitad de estos electronesindica la cantidad de pares de electrones que sevan a distribuir en toda la molécula

3. Luego se distribuye a los átomos de la molécula dela forma más simétrica posible, para esto se coloca

un átomo central, generalmente este átomo es elque está en menor cantidad atómica (el hidrogenonunca es átomo central), pero también hay otras

formas de determinar al átomo central.4. Si hay oxigeno se colocan alrededor del átomo

central y si hay hidrogeno estos generalmente vanunidos a los oxígenos. En lo posible átomos de unmismo elemento no deben estar juntos

5. Luego se co locan los pares de electronescomenzando por los de enlace y luego por losátomos que están en el entorno del átomo central

6. Luego se verifica si cada átomo cumple la regla delocteto (los que la cumplen), en caso que haya unátomo que no cumple la regla del octeto, se sacauno o más pares de electrones no enlzantes (parlibre) del átomo que tenga más pares libres, y se

pone como enlace.7. En caso de que al distribuir los pares de electronessobren uno o más pares estos se colocan en elátomo central como par libre.

8. En el caso de un ion a la suma de electrones devalencia se le agrega o quita los electrones quegana o pierde, respectivamente, la especie.Ejemplo, hacer la estructura del H2SO4

O

HS OOH

O

II. TIPOS DE ENLACES COVALENTES3. Por el número de pares de electronescompartidos

a. Simple b. Doble c. Triple A - B A = B A B

– y 2

2. Por el sentido de aportación de los electrones

a. Enlace Covalente Normal:

Ocurre cuando cada átomo aporta electronespara el enlace.

DESARROLLO DEL TEMA

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ENLACE COVALENTE


b. Enlace Covalente Coordinado o Dativo:

Ourre cuando sólo uno de los átomos aportael par de electrones a compartir.Observación:

En moléculas neutras el enlace dativo lo formageneralmente el oxígeno de la forma:

En el caso de iones, para saber si hay dativos setiene que comprobar cada enlace con los eletronesde valencia de cada elemento.Ejemplo:Hacer la estructura del NH4

1+ y del H3O1+

H N

1+H

H

H

H

O

H

H

2. Por la polaridad del enlace

a. Enlace Covalente Polar:

Se dá entre no metales de diferentes elementos.Existe una desigual compartición de los e lectrones

b. Enlace Covalente Apolar:

Se dá entre átomos del mismo no metal. Existeuna equitativa compartición de los electrones

Hacer la estructura de Lewis de los siguientes especiesy determinar:a) El número de enlaces sigma y pib) Número de enlaces dativosc) Número de enlaces polares y apolares

1) HClO4 4) O3 7) P2O5 10) XeF42) HCN 5) H2CO3 8) NH3 11) BF33) SO

36) H

3PO

49) NH

4

1+ 12) SF6

III. ENLACE COVALENTE NORMALResulta cuando del total de e compartidos, cadaátomo aporta la mitad, a su vez puede ser de 2 clases:

A. Enlace covalente polarSe da entre no metales de diferente naturalezasiempre que la EN 0 , el o los pares de e – secomparten por desigual, es atraido mejor por el nometal más electronegativo.

Ejemplo:

Pero:

• VIIA: val = 1; EN (O) = 3,44

• VIA: val = 2; EN (C) = 3,16

_____________

EN = 0,28 0

• Presenta 2 enlaces covalentes: normales po-laresy simples (2 ).

• Presenta 8 orbitales solitarios o 8 pares deelectrones libres.

• Unidad fórmula = 2C O.• Atomicidad = 3.• Tiene 20 e de valencia.

B. Enlace covalente apolarSe da entre no metales tal que la EN = 0 y elloocurre entre no metales del mismo elemento, el olos pares de e – se comparten equitativamente.Ejemplo:

• VIIA: F F F F F2

hay un enlace simple

• VIA: O O O O O2

hay un enlace doble• VA: N N N N N2

hay un enlace triple

IV. ENLACE COVALENTE COORDINADOO DATIVOEs aquel enlace donde sólo uno de los átomos (da-dor) aporta el total de e a compartirse y el otrosimplemente los acepta (aceptor) para que ello ocurrase deben seguir las siguientes indicaciones.• Recordar el orden del grupo de cada elemento.• La disposición de los átomos y e de la estructura

debe ser lo más simétrico posible.• El "H" jamás va en el medio de 2 elementos, siem-

pre va en una esquina y por lo general pe-gado aloxígeno.

• Átomos de la misma naturaleza en lo posible nodeben estar juntos.

• En lo posible los e – libres de un átomo intermediocolocables a un sólo lado, no entre enlaces.

Ejemplos:

Hallar la estructura de Lewis.

• H O4 O OH

O

OO C O

O

IA VIIA

VIA H

O

C C

Conclusiones: – Hay 5 enlaces - 2 normalespolares

covalentes - 3 coordinados odativos

– Hay 11 orbitales libres. – Hay 32 e de valencia. – Todos los enlaces son simples (5 ).

• 3O O

O OO

O O

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ENLACE COVALENTE


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Problema 1

¿Cuáles de las siguientes estructuras deLewis son correctas?

I.

II.

III)

Datos, Número atómico: H = 1, C = 6,N = 7, O = 8

UNI 2011-I

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

Resolución:


Hacer las estructuras de compuestoscovalentes.


I.El carbono debe formar cuatro en-laces.

II. Es correcto

III. Es correcto


La estructura en I debe serLa estructura en II es correcta.La estructura en III es correcta.


Se debe comprobar que en todas lasestructuras estables el C, O y N debencumplir la regla del octeto y que elcarbono debe formar 4 enlaces.

Las estructuras II y III son correctas.

Respuesta: D) II y III

Problema 2

Indique la alternativa que contiene lasecuencia correcta después de deter-

minar si las proposiciones son verda-deras (V) o falsas (F).

I. Las propiedades de las sustanciasno están influenciadas por las dife-rencias de electronegatividad en-tre sus átomos constitutivos.

II. Algunos átomos en una moléculacon enlace es polares poseen unacarga parcial negativa y otros unacarga parcial positiva.

III. En el ion amonio 4NH hay un en-lace covalente coordinado que esmás polar que los otros.

UNI 2011-I

A) FFF B) FVF C) FVV

D) VFV E) VFF

Resolución:


Veracidad o falsedad


I. Falso: Las propiedades de las sus-tancias así como la temperatura deebullición de algunos compuestosiónicos dependen de su fuerza deatracción entre sus átomos.

II. Verdadero: Las moléculas con en-laces polares poseen átomos concargas parciales los cuales formanun dipolo.

III. Falso: La polaridad de un enlace semide por la diferencia de electro-negatividad de los átomos de los

elementos químicos.

Respuesta: B) FVF

Problema 3

¿Cuáles de las siguientes proposiciones

son correctas?

I. El enlace A – C es apolar..

II. El enlace H – C es más polar que

el enlace K – C.

III. El enlace K – C tiene mayor carácter

iónico que el enlace A – C .

Datos: Z: H = 1, A = 13, C = 17, K = 19

UNI 2011-II

A) Solo I

B) Solo II

C) So lo III

D) I y IIE ) II y III

Resolución:


Comparación de los tipos de enlace quí-

mico.


De acuerdo al tipo de elemento (me-

tal, no metal) comparamos la polari-

dad del enlace.Operación del problema

I. A – C constituye un enlace polar

II. H – C es polar; pero K – C es

iónico

III. K – C ( EN 2,2) tiene mayor ca-

rácter iónico que A – C ( EN 1,5) .


I. Falso

II. Falso

III. Verdadero

Respuesta: C) Solo III

problemas resueltos

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HIBRIDACIÓN Y POLARIDAD MOLECULAR

QUÍMICA

I. HIBRIDACIÓN: SP, SP2, SP3

Es aquel fenómeno químico mediante el cual dos orbi-tales puros diferentes de un mismo nivel se combinan

para generar 2 o más orbitales híbridos de la misma for-ma, misma longitud, misma energía y mismas posibili-dades para poder saturarse.

Ejemplos:

1. Sean 2 orbitales puros:

2s

2 orbitales híbridos

2sp

2sp2px

2. Sean 3 orbitales puros:

3 orbitales híbridos

2sp2

2sp2

2sp2

2py

2px

2s

A. Analizando según Lewis

Para el carbono en su estado basal, normal o fun-damental (Z = 6).

6C: Núcleo;1s 2s 2px py pz

Su estructura sería así:Z

H

H

C

H

H

En realidad esta molécula , lo que existe es el CH

4

B. Analizando según la hibridación

1. Hibridación "sp3"

Resulta de la combinación de un orbital "s" con3 orbitales "p" puros generándose 4 nuevosorbitales híbridos 3sp .

• Para el carbono (6C) en el CH4.

Forma general: AB4

Conclusiones:

– El "C" está híbrido en sp3 y tiene 4 orbitaleshíbridos.

– Tiene 4 enlaces .

– Ángulo de enlace: 109º 28’

– No presenta ningún orbital solitario.

– Presenta forma tetraédrica.

DESARROLLO DEL TEMA

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3. Hibridación "sp"

Resulta de la combinación de 1 orbital "s" y 1orbital "p" puro, generando 2 nuevos orbitaleshíbridos "sp".

Ejemplo:

• Para el berilio (4Be), en el BeH2

Conclusiones:

• Hay 2 enlaces , ningún orbital solitario,el Be está híbrido en "sp".

• Ángulo de enlace: 180º.

• Presenta forma lineal.

• Para el carbono híbrido en sp

Conclusiones:

• Cada carbono tiene 2 enlaces (con or-bitales híbridos sp) y 2 enlaces (conorbitales "p" puros).

• Ángulo de enlace: 180º.

• Presenta forma lineal.

4. Hibridación "sp3d"Resulta de la unión de 1 orbital "s", 3 orbitales"p" y 1 orbital "d" puros para generar 5 nuevosorbitales híbridos sp3d.• Para el 15P en el PCl5.

Conclusiones:

– Hay 5 enlaces . – Hay 3 orbita les ecuatoriales y 2 axiales. – Forma: bipiramidal triangular. – Ángulo de enlace: 120 ; 180

Conclusiones: – Hibridación sp3d. – Forma balancín ó tetraedro irregular. – Hay cuatro enlaces sigma y un orbital solitario.

– Ángulo de enlace 102º; 177º .

Conclusiones: – Hibridación sp3d; hay 3 enlaces sigma. – Forma de T; hay dos orbitales solitarios. – Ángulo de enlace: = 83,5º.

Conclusiones: – Hibridación sp3d. – Forma lineal. – Ángulo de enlace: = 180º.

5. Hibridación "sp3d2"

Resulta de la unión de un orbital "s", 3 orbitales"p" y 2 orbitales "d" puros, para formar 6 nuevosorbitales híbridos sp3d2.

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• Para el 16S en el SF6.

F

F

F

F

FF

F

FF

F

F

F

SSF6

Conclusiones:

– El "S" está híbrido en sp3d2.

– Hay 4 orbita les ecuatoriales y 2 axiales. – Tiene forma octaédrica. – Es una molécula apolar. – Presenta 6 enlaces . – Ángulo de enlace: 90º ; 180º .

Conclusiones:

– El "C " está híbrido en sp3d2. – Tiene forma piramidal cuadrada. – Hay 5 enlaces y 1 orbital solitario. – Ángulo de enlace: Hay 4 ángulos de = 87º.

Conclusiones:

– El Xe está híbrido en sp3d2. – Tiene forma cuadrada planar. – Presenta 4 enlaces y 2 orbitales so-

litarios. – Ángulo de enlace: Hay 4 ángulos de =

90º. – Su molécula es apolar.

II. MOLÉCULA POLAR, APOLAR Y RESO-NANCIA

A. Molécula polar

Resulta por lo general cuando la estructura mole-cular es asimétrica y cuando el átomo central (si lo

hay) presenta electrones libres. En moléculas bi-narias, a mayor EN, el enlace se polariza más.

Ejemplo:

2H O O

H+

H+

+ molécula

polar(Di polo)

• H C H

– C

Dipolonatural

+

• 3O

Además se conoce que la E.N. (O = 3,5;C = 3,0;H = 2,1), entonces para:• H2O: DEN (H – O = 1,4)• HC: DEN (H – C = 0,9)• Polaridad de enlace: 2H O > HC

1. Momento dipolar ( )Mide el grado de polaridad del enlace, el sentidodel vector va del átomo de menor a mayor. E.N.( : ).

q.

q = carga del electrón (uec)

= longitud de enlace (cm)

En el S.C.G.S: q = 4,8 . 1010 u.e.c.• Unidad del "u" es el Debye.• 1 Debye = 1810 u.e.c. cm.

Ejemplo:

O

H H

+

+H C

B. Molécula apolar

Resulta cuando la estructura molecular es simétrica y/ocuando el átomo central no presenta electrones libres.

Ejemplo:

4CC

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HIBRIDACIÓN Y POLARIDAD MOLECULAR Exigimos más!


Observación

Los vectores momento dipolar ( ) se anulan entresí; entonces como la molécula es simétrica, loscentros de cargas parciales ( y ) caen el mismopunto, neutralizándose, de esa manera la moléculaes apolar.

2N : N N :

En el 2N los e– están equidistantes de ambos áto-mos (No hay ) la molécula es apolar..

1. Resonancia

Es la deslocalización de los electrones de enlace , que por ser débiles pueden moverse en todala estructura, reforzando al enlace simple y ha-ciendo equitativo la longitud de enlace alrede-dor del átomo central. De esta manera en elanálisis de la estructura se observarán diferentesformas resonantes, aparentes, que podrían serreemplazado por un solo híbrido de resonancia.

En forma empírica para que una especie quími-ca (molécula o ión) presente resonancia, estadebe poseer por lo general (salvo ciertas ex-cepciones) un átomo central rodeado de áto-mos iguales (o del mismo grupo) y a su ladouno o más enlaces dobles.

Ejemplo:1. 3O

2. 2CO O=C=O

3 formas resonantes

O C O O C O

O C O Híbrido de resonancia}

3. NO3

O

N

O

O

O

N O

O

O

N O

O

3 formas resonantes

problemas resueltos

Problema 1

Prediga la solubilidad relativa en ben-

ceno (C6H6, 0 D ) de las siguientes

sustancias:

I. Br2II. C

III.

Electronegatividad:

K = 0,9; H = 2,1; C = 2,5; Br = 2,8;

C 3,0 ; O = 3,5.UNI 2010-II

A) I > II > III B) III > II > IC) III > I > II D) II > III > IE) I > III > II

Resolución:


El benceno es una sustancia apolar y

por lo tanto disuelve mejor a las sus-

tancias apolares y menos a las sustan-cias polares y mucho menos a las sus-

tancias iónicas, por lo tanto:

I. 2Br apolar

II. KC iónica

III. HCHO polar

La secuencia correcta es:

I > III > II

Respuesta: E) I > III > II

Problema 2

Señale la alternativa que presenta lasecuencia correcta, después de deter-

minar si las proposiciones son verda-

deras (V) o falsas (F):

I. Entre las moléculas 2( ) A

predomi-

nan las fuerzas de London.

II. Entre las moléculas de 2 ( )R X

pre-

dominan los puentes de hidrógeno.

III. La sustancia QD fundida, conduce

la corriente eléctrica.

Números atómicos:R = 1; X = 8; D = 9; Q = 11; A = 17

UNI 2010-II

A) VVV B) VFV C) VFF

D) FVV E) VVF

Resolución:


I. Verdadero (V)

17 A: [Ne]3s23p5

Las moléculas de A2 es: una

molécula apolar y en ella se mani-

fiesta la fuerza de London.

II. Verdadero (V)

1R: 1S1

8X: 1s22s22p4

La molécula R 2X es lacual corresponde al H2O:

8/9/2019 15. Química




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en la cual predomina las

fuerzas puente hidrógeno.

III. Verdadero (V)

11Q: [Ne]3s1

(alcalino)9D: 1s22s22p5 (halogeno)

QD es un compuesto iónico y es-

tos al encontrarse fundidos o di-

sueltos en agua se comportan

como conductores eléctrico.

Respuesta: A) VVV

Problema 3

Indique cuáles de las siguientes pro-

posiciones son verdaderas:

I. La fuerza de dispersión de London

es un tipo de enlace covalente.

II. Un enlace covalente coordinado es

tan fuerte como un enlace cova-

lente normal.

III. El enlace puente de hidrógeno

puede formarse entre átomos de

hidrógeno y nitrógeno pertene-

cientes a moléculas cercanas. A) I y II B) II y IIIC) I y III D) Solo IIE ) Solo III

Resolución:


Es de teoría.

I. (Falso)

El enlace covalente es interató-

mico y las fuerzas de London es

intermolecular.

FL <<< E covalente

II. (Verdadero) Ambos son interátomicos.

III. (Verdadero)

En el amoniaco.


Solo II y III son verdaderos.

Respuesta: E) II y III

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FUERZAS INTERMOLECULARES

QUÍMICA

ENLACE INTERMOLECULAR

Fuerzas de atracción entre moléculas polares o apolares;

define las propiedades físicas de la sustancia molecular, como:

viscosidad, tensión superficial, presión de vapor, densidad,

sublimación, etc, son de tipo electrostático; son más débi-

les que un enlace interatómico .

A. Entre moléculas polares

• Enlace Dipolo - Dipolo (ED-D)

Llamado fuerza de Keeson es la fuerza de atracción

entre dipolos naturales permanentes.

Ejemplo:

• Enlace puente hidrógeno (EPH)

Se da entre el "H" y los átomos pequeños y de

gran EN de la T.P.M (F,O,N) como el HF; H2O; NH3;

también se da entre sustancias polares con grupos

OH: CH3OH; CH3COOH; HNO3 o NO2OH, etc.

Ejemplo:

Observación: PH D DE E

El vacío está rodeado por 4 moléculas de agua.

• H2O(S): sea:

Las moléculas de H2O se unen en cristales que si-

guen planos hexagonales, entonces el vacío está

rodeado de 6 moléculas de agua, veamos:

Luego: DH2O(L) > DH2O(S)

EPH

* CH OH

metanol

3

* CH COOH

ácido etanóico

3

O

OCH3

CH3 CH3

CH3

H

H

... .

.. ..

-C

O O

OO-HH

H

C- =

=

.... ....

....

760

100T(ºC)

0

Gráfica P vs. T(ºC)VP (Torr)V

DESARROLLO DEL TEMA

8/9/2019 15. Química


FUERZAS INTERMOLECULARES


B. Entre moléculas apolares

Enlace dipolo instantáneo - dipolo inducido o

fuerzas de London (Fdl)

Se da para gases de moléculas apolares deformadas

por una alta presión externa, las cuales se transforman

en dipolos instantáneos, estas se atraen y generan la

licuefacción del gas.

Ejemplo:

C. Entre moléculas: polar y apolar

Enlace dipolo-dipolo inducido ó fuerza de Debye (ED-DI)

Se da entre sustancias de moléculas polar y apolar

respectivamente. Ejemplo: La mezcla de agua (líquido)

y CO2 (gas) en una botella con agua mineral a alta presión.

Sabemos que:

Observación: P H D D D Di dLE E E F

Problema 1Considerando solamente las fuerzas

intermoleculares indique que sustancia

líquida presenta mayor viscosidad.

UNI 2012-I

A) 3 ( )CH OHl

B) 4( )CHl

C) 2 ( )H C = Ol

D) 3 ( )2CH C = O

l

E) 2 2 ( )CH OHCH OHl

Resolución:

Determinación del Tema

Considerando solo las fuerzas intermo-leculares para analizar qué sustancia

posee mayor viscosidad, debemos to-

mar en cuenta la intensidad de las fuer-

zas intermoleculares.

Para determinar qué tipo de fuerzas

están presentes en estas sustancias

debemos analizar si las moléculas son

polares o no polares.

Análisis de las proposiciones

Análisis de las claves:

Conclusiones

Las moléculas que se asocian con mayor

intensidad son, el:

y

pero el etanodiol tendrá mayor inten-sidad porque posee dos "OH" por loque será el más viscoso.

Respuesta: E) 2 2 ( )CH OHCH OHl

Problema 2Indique cuáles de las siguientes pro-posiciones son verdaderas:I. La fuerza de dispersión de London

es un tipo de enlace covalente.II. Un enlace covalente coordinado es

tan fuerte como un enlace covalentenormal.

III. El enlace puente de hidrógeno pue-de formarse entre átomos de hidró-geno y nitrógeno pertenecientes amoléculas cercanas.

UNI 2010-I A) I y II B) II y IIIC) I y III D) Solo IIE) Solo III

Resolución:


Es de teoría.

I. (Falso) El enlace covalente es inter-atómico y las fuerzas de London

es intermolecular.

FL <<< E covalente.

II. (Verdadero) Ambos son interáto-

micos.

III. (Verdadero) En el amoniaco.


Solo II y III son verdaderos

Respuesta: E) II y III

Problema 3En relación a las fuerzas intermoleculares,indique verdadero (V) o falso (F), segúncorresponda:I. Las moléculas polares solo experi-

mentan atracción dipolo-dipolo.II. Las moléculas más polarizables tie-

nen fuerzas de dispersión más in-tensas.

III. Las de puente de hidrógeno sue-

len ser el tipo más intenso de fuer-za intermolecular.

UNI 2008-I A) VVV B) VFV C) FVVD) FVF E) FFF

Resolución: Verificar verdadero (V) o falso(F):I. (FALSO) las moléculas polares

como HC experimentan: Fuerzasde london y atracción dipolo-dipoloy las moléculas polares como el H2O.Experimentan: Enlace puente hi-drógeno, filtración dipolo-dipolo y

fuerza de london.II. (VERDADERO): En las móleculasdel HBr y HC; el bromo es masgrande que el cloro y posee maselectrones, entonces es mas po-larizable y por tanto tendrá mayorfuerza de dispersión que el HC.

III. (VERDADERO): El enlace puente hi-drógeno es el más fuerte de las fuer-zas intermóleculares, por ello puntode de ebullición: H2O > CH3COCH3

Clave C) FVV

problemas resueltos

8/9/2019 15. Química


8/9/2019 15. Química


NOMENCLATURA INORGÁNICA


A. Número de oxidación (N.O.) de un elemento

Es la carga que adquiere un átomo cuando estáformando un enlace químico. Esta carga es real enun enlace iónico y aparente en un enlace covalente.1. Para metales

• (N.O. = 1) Li; Na; K; Rb; Cs; Ag

• (N.O. = 2) Be; Mg; Ca; Sr; Ba; Cd; Zn

• (N.O. = 3) Al; La; Sc; Y

• (N.O. = 1,3) Au

• (N.O. = 1 y 2) Cu ; Hg

• (N.O. = 2 y 3) Fe; Co; Ni; Mn; Cr

• (N.O. = 2 y4) Pb; Sn; Pt; Pd

2. Para no metales

• Boroides (IIIA)

B – 3,3

• Carbonoides (IVA)

C – 4,4

Si – 4,4

• Nitrogenoides (VA)

N – 3,3,5

P – 3,1,3,5

As – 3,3,5

Sb – 3,3,5

• Anfígenos (VIA)

O – 2

S – 2, 2, 4, 6

Se – 2, 2, 4, 6

Te – 2, 2, 4, 6

• Halógenos (VIIA)F – 1

Cl – 1, 1, 3, 5, 7

Br – 1, 1, 3, 5, 7

I – 1, 1, 3, 5, 7

• El hidrógeno (IA)

H – 1,1

B. Elementos anómalos

Son aquellos que actúan como metal o no metal

según las circunstancias.

Elemento Metal No MetalCr 2,3 3;6Mn 2,3 4;6;7 V 2,3 4;5Bi 3 5

Observación:

El nitrógeno tiene otros E.O.1 Forma el N2O óxido nitroso.2 Forma el NO óxido nítrico.4 Forma el N2O4 tetraóxido de dinitrógeno

TIPOS DE NOMENCLATURA1. Tradicional, Clásica o Antigua

Numero de valencia Valencia Nomenclatura

1 únicaFunción de……

elem

2menor ……………..oso

mayor ……………..ico

4 3

mínima Hipo…………oso

media ……………..osomayor ……………..ico

máxima Per………….ico

2. Modernaa) Nomenclatura Stock

Se recomienda usar más en compuestos dondeintervenga un elemento metálicoSe usa para aquellos elementos que tienen dos omás valencias

Función de ___________ (valencia en # romanos) Elemento Por ejemplo:

Fe2O3: Óxido de hierro (III) Cl2O7: Óxido de cloro (VII)

b) Nomenclatura Sistemática o IUPACSe recomienda usar más en compuestos formadospor no metalesSe usa un sistema de prefijos que indica la cantidadde átomos de cada elemento que participa en el

compuestoPor ejemplo:SO3: Trioxido de azufreCO2: Dioxido de carbonoCl2O5: Pentoxido de dicloro

II. FUNCIÓN ÓXIDO BÁSICO E HIDRÓXIDOSea el metal: M.

A. Obtención del óxido básico

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NOMENCLATURA INORGÁNICAExigimos más!


B. Obtención doble

C. Nombre tradicional

1. Si el metal tiene un N.O.

Óxidooicode M o M

Hidróxido

2. Si el metal tiene dos N.O.

Moso(con N.O.)ÓxidooMico(con N.O.)Hidróxido

Ejemplo:

EJERCICIOS

Nombrar los siguientes compuestos:

• CaO __________________________________

• Ni2O3 __________________________________

• K 2O __________________________________

• SnO __________________________________

• SnO2 __________________________________

• A 2O3 _________________________________

• Cu2O __________________________________

• CuO __________________________________

• Rb(OH) ________________________________

• Ca(OH)2 _______________________________

• Co(OH)3 _______________________________

• Mg(OH)2 ________________________________

• Sn(OH)4 ________________________________

• Pb(OH)2 ________________________________

• V(OH)3 ________________________________

• Zn(OH)2 ________________________________

Formular los siguientes compuestos:

• Óxido cromoso: ___________________________

• Óxido cromico: ____________________________

• Óxido de litio: ____________________________

• Óxido de platino (II):________________________

• Óxido de platino (IV):_______________________

• Óxido de escandio:_________________________

• Trioxido de manganeso:_____________________

• Heptaoxido de dimanganeso: _________________

• Hidróxido estañoso: ________________________

• Hidróxido estañico: _________________________

• Dihidróxido de cobalto: ______________________

• Trihidroxido de cobalto: _____________________

• Hidróxido de niquel (II): _____________________

• Hidróxido de niquel (III): ____________________

• Soda caústica: ____________________________

• Potasa caústica: ___________________________

A. Clases de óxidos básicos

1. Óxido simple

Formado por un solo metal.

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8/9/2019 15. Química


NOMENCLATURA INORGÁNICAExigimos más!


B. Clases de hidróxidos

1. Hidróxido simple

• 3 A (OH) : Hidróxido de aluminio

Al(OH)3(acuoso) : Milanta

• 2Ca(OH) : Hidróxido de calcio. Ca(OH)2(acuoso) : lechada de cal

(Cal apagada)

• 2Cd(OH) : Hidróxido de cadmio.

2. Hidróxido doble

• 3 2 2 7 A (OH) + 2Ca(OH) Ca A (OH)

Hidróxido (doble) de aluminio dicalcico

• 4 2 62NaOH + Pb(OH) Na Pb(OH)

Hidróxido (doble) plúmbico disódico

3. Hidróxido hidratado

2 2Ba(OH) 8H O : Hidróxido de bario octa hi-

dratado.

Problema 1Indique cuáles de las siguientes parejas

[fórmula = nombre] son correctas:I. MnO2 = óxido de manganeso (IV)II. N2O4 = tetróxido de dinitrógenoIII. HBrO = ácido bromoso

UNI 2010-II

A) Solo IB) Solo IIC) So lo IIID) I y IIE ) II y III

Resolución:

Operación del problemaI. Verdadero

Mn(2,3) Metal

4

2Mn(4, 6, 7) No Metal MnO

II. VerdaderoN2O4 Tetróxido de dinitrógeno

(nomenclatura sistemática)III. Falso

1Br(1,3,5,7) HBrO

ácido hipobromoso(nomenclatura clásica)

Respuesta: D) I y II

Problema 2Señale la alternativa correcta, despuésde determinar la correspondencia en-tre los nombres de los iones y la fór-mula química.

UNI 2011-I

A) Mn2+ magnánicoB) Hg2+ mercurioso

C) Sn2+

estannosoD) Pb2+ plúmbicoE) 2–

2O óxido

Resolución:

Ubicación de incógnitaIndicar la veracidad del problema

A) Falso:Mn(2, 3): Mn+2

Ión manganosoB) Falso:

Hg(1, 2): Hg2+

Ión mercúricoC) Verdadero:

Sn(2, 4): Sn2+

Ión estannosoD) Falso:

Pb(2, 4): Pb2+

Ión PlumbosoE) Falso:

2–2O Ión peróxido

Respuesta: C) Sn2+ estannoso

Problema 3Señale la alternativa que presenta lasecuencia correcta, después de deter-minar si la proposición es verdadera (V)o falsa (F).

Respecto a la correspondencia entre

el nombre y su fórmula química:

UNI 2011-II

I. Nitrito de mercurio (I) – Hg2(NO2)2

II. Sulfuro de potasio – KS

III. Fosfato de magnesio –

Mg3(PO4)2

A) VVF

B) VFV

C) FVV

D) FFV

E) FFF

Resolución:


Relación nombre-fórmula


I. El ion mercurioso es un dímero:22Hg .

Nitrito de mercurio (I):

Hg2(NO2)2

II. Sulfuro de potasio:1 2

2K S K S

III. Fosfato de magnesio:

2 34 3 4 2Mg (PO ) Mg (PO )


Con los nombres dados hemos halla-do las fórmulas correspondientes y te-nemos:

Conclusión y respuestaI. VerdaderoII. FalsoIII. Verdadero

Respuesta: B) VFV

PROBLEMAS RESUELTOS

8/9/2019 15. Química



NOMENCLATURA INORGÁNICA:ÁCIDOS Y SALES

QUÍMICA

I. FUNCIÓN ÓXIDO ÁCIDO (ANHÍDRIDO),ÁCIDO OXÁCIDO (OXOÁCIDO) Y SU

OXIDACIÓNObtención: Sea el No Metal: N

222 x 2 2 2 (x 1) 2 (x 1)

Anhídrido Oxoácido Oxianión

O N O H O H N O N O

x+N

RecordarNombre tradicionala) Si el No Metal “N” tiene un N.O.

AnhídridoN.........ico

o Ácido

b) Si el No Metal “N” tiene dos o mas N.O.

Anhídridoprefijo N sufijo

o Ácido

N.O. delNo metal PREFIJO SUFIJO

1 ó 2 HIPO OSO3 ó 4 ----------- OSO5 ó 6 ----------- ICO

7 HIPER o PER ICO

Observación:

• Para nombrar al oxoanión que proviene del ácido alsalir sus hidrógenos se cambia los sufijos:

oso por ito os ito

ico por ato r i c o p a t o

• Si el número de hidrógenos extraídos es la mitad,entonces se antepone el prefijo BI al nombre delNo Metal.

• En 2 xN O , si "x" es par, la fórmula se puede simplificar:

ión

iónión

ión

ión

ión

ión

DESARROLLO DEL TEMA

8/9/2019 15. Química



NOMENCLATURA INORGÁNICA: ÁCIDOS Y SALES Exigimos más!

• Nombres modernosPara nombrar al oxoanión se cambia los sufijos:

–4

2 3• según la IUPAQ : trioxo carbonato (IV) de hidrógeno

H C O• según stock : ácido trioxo carbónico (IV)

–6

2 4

• IUPAQ: tetraoxo manganato (VI) de hidrógenoH Mn O

• Stock : ácido tetraoxo mangánico (VI)

Método práctico1. Para hallar la fórmula de un ácido oxácido:

• Sea "x" el N.O. del No Metal.

a) Si x es impar x 12

HNO

b) Si x es par 2 x 2

2

H NO

Ejemplo:

• Ácido nítrico:

5 1 3(3,5) 2

N : HNO HNO ó

...................................................

...................................................

• Ácido hipocloroso:

1 1(1,3,5,7) 2

C : HC O ó HC O

...................................................

...................................................

• Ácido sulfúrico:

2 6 2 2 4(4,6) 2

S :H SO ó H SO

...................................................

...................................................

• Ácido Manganoso:

(4,6,7)Mn : .................... ó ...............

...................................................

...................................................

2. Hallar el nombre de una fórmula del oxácido:

•21

2 3 2 3 Te :H TeO H TeO

(4,5)

Ácido ...................

•1 2

4 4HC O HC C :

(1,3,5,7)

O

Ácido ........... ......

•1 2

2 3 2 3H CO H CO C :

(4)

Ácido .... ...... ..... ..... .....

Ejercicios:

Nombrar los siguientes compuestos:

• HNO2 __________________________________

• HIO3 __________________________________

• H2SeO4 ________________________________

• H2SO3 _________________________________

8/9/2019 15. Química


8/9/2019 15. Química




23 2 2 2 7 2 7 ..........

(4,6) Anhídrido DisulfatoSúlfurico Disul furico

S 2SO H O H S O S O

Ácido

2

3 2 2 2 7 2 7(3,6) Anhídrido Ácido

Dicromatoácido o ........Crómico Dicrómico

Cr 2CrO H O H Cr O HCr O

3. Ácido Peroxácido

Son compuestos en los que se ha sustituido un

oxígeno (O2–) por el grupo peróxido 22O .

Nombre: Ácido peroxoo

peroxi

No metal.

Ejemplo:

• 2 4 2 5

Ácido ÁcidoSulfúrico Peroxisulfúrico

H SO H SO

•

O O

HO S OH HO S O OH

O O

• 3 4 3 3 2 3 5cido cido Á Á

Fosfórico Peroxifosfórico

H PO H PO O H PO

• 3 2 2 4 Ácido ÁcidoNítrico Peroxonítrico

HNO HNO O HNO

4. Ácido TioácidoProviene de sustituir uno o más oxígeno por igualcantidad de átomos de azufre; en la fórmula de unácido oxácido.

Nombre: Ácido PREFIJO No Metal.

Prefijo # de Oxígenos Sustituidos

TIO 1 “O” x 1 “S”DITIO 2 “O” x 2 “S”

TRITIO 3 “O” x 3 “S”

SULFO Todos los “O” por = # de “S”

Ejemplo:

• 3 4 3 2 2

Ácido ÁcidoDitioFosfórico Fosfórico

H PO H PS O

• 3 3

Ácido Ácido SulfoNítrico Nitríco

HNO HNS

• 4 3 Ácido Ácido

Perclórico Tritioperc lóri co

HC O HC OS

Ejercicios

Formar los ácidos:

• Metaarsénico __________________________

• Piroantimonioso ________________________

• Arsenioso _____________________________

• Pirobórico _____________________________

• Metaantimónico ________________________

• Fosforoso _____________________________

• Pentaperclórico ________________________

• Triyodico _____________________________

• Dicarbónico ___________________________

• Ciclo trisilícico __________________________

• Peroxo nitrico __________________________

• Diperoxi sulfuroso _______________________

• Peroxo telúrico _________________________

• Triperoxo pirosfosfórico ___________________

• Peroxi pirosilícico ________________________

• Tritio permangánico _____________________

• Ditio sulfúrico __________________________

• Sulfo sulfúrico _________________________

• Pentatio tetrabórico _____________________

• Tetratio piroantimonioso __________________

• Triyodo pirofosforoso ____________________

• Cloro meta arsénico _____________________

• Difluor tetranitroso ______________________

• Hexabromo trisilícico _____________________

• Diyodo pentaortovanádico ________________

II. FUNCIÓN HIDRUROEs un compuesto binario formado por la unión delhidrógeno con cualquier elemento activo, hay 3 clases:

Clases de hidruros

1. Hidruro metálico

x 1x

PrincipalmenteIAyIIA

M H MH

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Ejemplos:• 1 1Na H NaH : Hidruro de sodio

• 2 12Ca H CaH : Hidruro de calcio

• 1 1K H KH : Hidruro de potasio

• 2 12Be H BeH : Hidruro de berilio

•4

SnH : Hidruro de estaño

• 4GeH : Hidruro de germanio

• 2H : Hidruro de vanadio

Ejercicios

Formar los siguientes hidruros:

• Hidruro de litio _________________________

• Hidruro de magnesio _____________________

• Hidruro de indio ________________________

• Hidruro de estroncio _____________________

• Hidruro de galio ________________________

• Hidruro de bario ________________________

2. Hidruro especial

x 1x

IIIA;IVA;VA(–3) (–4) (–3)

N H NH

Ejemplo:

• 3(–3)

IVA B BH : Borano (es muy inestable)

: 2 6B H : Diborano (estable)

• 4

(– 4)

Si SH ;SilanoIVA

•

3

3

3

3

( 3)

( 3)

( 3)

( 3)

N NH : Amoníaco

P PH : Fosfamina

VA As AsH : Arsenamina

Sb SbH : Estibina

3. Hidruro no metálicoSe llama así cuando está puro (en estado gaseoso)y se llama ácido hidrácido cuando está mezcladocon agua (acuoso).

x 1x

VIA ; VIIA

N H H N

VIA (-2): O, S, Se, Te VIIA (-1): F, C , Br, I

4. Hidruros dobles

•

4

3

LiA H

LiH A H

: Hidruro (doble) de aluminio y litio

•

4

3LiBH

LiH BH

: Hidruro (doble) de boro y litio

•

4

3

NaA H

NaH A H

: Hidruro (doble) de aluminio y sodio

Caso especial• BH3 + BH3 B2H6: Diborano

•H N N H

| |H H

N2H4: Hidrazina

5. Ión en onio

Es un ión positivo.

V A; VIA, VIIA

Hidruro Protón Radical en onio

Ejemplo:

III. FUNCIÓN SALProviene de la reacción de un ion ácido (hidrácido uoxácido) con un ión positivo (metálico o radical en onio).

Para nombrarlos se une el nombre del ion ácido (hidrácidou oxácido) seguido del nombre del ión positivo (metal oión en onio), para formularlo es al revés.Nombre: ion ácido + Ión metálico

A. Clases

1. Sal haloideaProviene a partir de un ácido hidrácido, este setransforma en anión (en su nombre se cambiahidrico x uro), y se combina con un ión metálico(o en onio).

8/9/2019 15. Química




•

•

•

•2 (ac) 2 2

Biteluro de PotasioDihidratado

(1)H Te HTe K KHTe 2H O KHTe 2H O

• 2 (ac) 44

Sulfuro ácido de amonio

H S HS NH NH HS

• (ac) 22

Cloruro dibasico

de aluminio

HC C A (OH) A (OH) C

Ejercicios

Hallar las fórmulas de:

• Cloruro de amonio: _________________

• Fluoruro de magnesio: _________________

• Bromuro (doble) de plomo (IV) y zinc: _________________

• Yoduro de calcio dihidratado: _________________

• Bilsulfuro estannico: _________________

• Teluro ácido (doble) de estroncio y sodio: _________________

• Selenuro crómico pentahidratado: _________________

• Cloruro (triple) de aluminio, potasio y zinc: _________________

2. Sal OxisalProviene a partir de un ácido oxácido.

Ejemplo:

•

•

• 2 32 4 2 44 3

Sulfato Ácido IónSulfato férricoSulfúrico Férrico

H SO SO Fe Fe SO

8/9/2019 15. Química




•1

2 2

Ácido Hipobromito Hipobromito

Hipobromoso de potasio

HBrO (BrO) K KBrO 5H O KBrO 5H O

• 210 H O22 4 4 4 22

(1; 2)Bitelurato Bitelurato de cobre (II)

decahidratado

H TeO HTeO Cu Cu H Te O 10H O

• 5

4 4 4 5(2;4) (1;3)

Permanganato doblede aurico plumboso

HMnO MnO Pb ; Au AuPb MnO

• 2 4 2 4 2 44 4

Fosfato diácidode amonio

H PO H PO NH NH H PO

Ejercicios

Hallar las fórmulas de:

• Iodato Crómico: _______________________ • Bisulfito ferroso: ______________________________

• Clorito (doble) Aurico de Plata: ___________ • Fosfato diacido de amonio: _____________________

• Piroantimonito cobaltoso: ________________ • Silicato de estroncio trihidratado: ________________

• Cromato de potasio pentahidratado: _______ • Nitrito (doble) de calcio crómico: ________________

• Peroxo Carbonato de Aluminio Dibásico:_____

Nomenclatura moderna de las sustancias

Fórmula Según la IUPAQ Según Stock

CO Monóxido de carbono Óxido de carbono (II)

CO2 Dióxido de carbono Óxido de carbono (IV)

C2O5 Pentaóxido de dicloro Óxido de cloro (V)

Fe(OH)2 Dihidroxido de hierro Hidróxido de hierro (II)

Fe(OH)3 Trihidroxido de hierro Hidróxido de hierro (III)

Fe2(SO4)3 ............................... Sulfato de hierro (III)

PC3 Tricloruro de fósforo Cloruro de fósforo (III)

PC5 Pentacloruro de fósforo Cloruro de fósforo (V)

IF5 Pentafluoruro de yodo Fluoruro de yodo (V)

C3N4 Tetranitruro de tricarbono Nitruro de carbono (IV)

Ácidos especialesSon aquellos cuya nomenclatura y naturaleza no está definido, puede ser considerado como compuesto inorgánico

u orgánico.Fórmula Ácido Anión

HCN Cianhídrico CN- : Cianuro

HCNO Cianico CON- : Cianato

HCNS Tiocianico CNS-: Tiacianato

H4Fe(CN)6 Ferrocianhídrico Fe(CN)64-: Ferrocianuro

H3Fe(CN)6 Ferricianhídrico Fe(CN)63-: Ferricianuro

HN3 Nitrihídrico N-3: Azida

8/9/2019 15. Química




Ejemplo:

• Cianuro Aurico:3

3CN Au Au(CN)

• Cianato (doble) de Plata y Zinc: _____________

• Ferrocianuro diácido cobaltoso dihidratado:

____________________________________

• Azida platinoso monobásico ________________

• Ferricianuro (doble) cúprico niquélico ________

B. Cationes poliatómicos especiales

(oxocationes)

Resultan de extraer todos los grupos (OH) de lafórmula del oxiácido.

Ejemplo:

• 3 2 ÁcidoNítrico

HNO NO : Nitroilo o dioxo nitrógeno (V)

• 2 ÁcidoNítrico

HNO NO : Nitrosilo o monoxonitrogeno (III)

• 22 4 2

ÁcidoSulfúrico

H SO SO : Sulfonilo o sulforilo o dioxoazufre

(VI)

• 22 3

ÁcidoSulf uroso

H SO SO : Sulfunilo o tionilo o monoxoazufre

(IV)

• 4 3 Ácido

Puclórico

HC O C O : Perclorilo o trioxocloro (VII)

• 3 2 ÁcidoClórico

HC O C O : Clorilo o dioxocloro (V)

• 2 ÁcidoClórico

HC O C O : Clorosilo o monoxocloro (III)

• 22 3

ÁcidoCarbónico

H CO CO : Carbonilo o ______________

• 22 4 2

ÁcidoSelénico

H SeO SeO : Selenonilo ____________

• 22 3

ÁcidoSelenioso

H SeO SeO : Seleninilo _____________

• 33 4

ÁcidoFosfórico

H PO PO : Fosfonilo ________________

C. Nombres comerciales o comunes

– Al2O3 Corindón

– CaO Cal viva

– Fe2O3 Hematita

– Fe3O4 Magnetita

– Pb3O4 Minio

– Na2O2 Oxilita

– CO2(s) Hielo seco

– SiO2 Silice o cuarzo

– N2O Gas hilarante

– Ca(OH)2 Cal apagada o muerta

– Mg(OH)2(ac) Leche de magnesia

– KOH Potasa caústica

– NaOH Soda caústica

– H2SO4 Aceite de vitriolo – NaCl Halita o sal gema

– Ag2S Argentita

– ZnS Blenda o esfalerita

– FeS2 Pirita

– CuFeS2 Calcopirita

– PbS Galena

– NaCO Lejía

– CaCO3 Caliche

– Hg2C2 Galomel

– CuS Covelita

– Na2CO3 Sosa

– CaCO3 Calcita

– CaMg(CO3)2 Dolomita

– Na2CO3 • 10H2O Sal de Glauber

– KNO3 Salitre

– NaAl(SO4)2 . 12 H2O Alumbre sódico

– KAl(SO4)2 . 12 H2O Alumbre potásico

– PbSO4 Anglesita

– CaSO4 Anhidrita – BaSO4 Baritina

– MgSO4 Magnesita

– MgSO4 • 7H2O Sal de Epson

– CaSO4 • 2H2O Yeso

– CuSO4 • 5H2O Calcantita

– (NH4)2Fe(SO4)2 • 6H2O Sal de Mohr

– Fe4[Fe(CN)6]3 Azul de Berlin

– Fe3[Fe(CN)6]2 Azul de Turnbull

8/9/2019 15. Química




– Ca3(PO4)2 Fosforita

– Na2B4O7 • 10H2O Borax

– Mg(HSi2O4(O2))2 Talco

– (MgFe)2(SiO4) Oxilina

– AlFe2(SiO4)2 Topasio

– Be3 Al2(Si6O18) Berilo – CaMgSi2O6 Diopsita

– Mg6(OH)8(Si4O10) Serpentina

– KAlSi3O8 Ortosa

– Na2(Al2Si3O10) • 2H2O Natrolita

1. Aleación

Es la unión de 2 o más metales, a elevadas tem-peraturas, (excepcionalmente o alguno no me-tálico) tal que lleguen a su punto de fusión.

Son mezclas homogéneas o soluciones sólidas.

Ejemplo:

Bronce : Cu y Sn

Latón : Cu y Zn

Nicróm : Ni y Cr

Acero inoxidable : Fe, Cr, C

2. Amalgama

Es una mezcla homogénea producida al disolvercualquier metal pulverizado en, mercurio líquido,todo a condiciones ambientales.

Ejemplo:

Amalgama de plata : (Hg, Ag)

Amalgama de oro : (Hg, Au)

Amalgama de platino : (Hg, Pt)

Amalgama de estaño : ( , )

Amalgama de aluminio : ( , )

Problema 1¿Cuántos enlaces dativos presenta elcompuesto: anhidrido perclórico?

UNI

Nivel fácil

A) 6 B) 7 C) 8D) 9 E) 3

Resolución:

El compuesto será el Cl2O7• Veamos:

2 7 VIIA VIA

Cl O

grupo:

Cl Oy

1º Un oxígeno con 2 cloros:

2º Observamos que tanto el oxígenocomo los claros han cumplido con elocteto, pero todavía faltan 6 oxíge-nos, ellos se colocarán al costado decada cloro mediante enlace dativo.

Osea así:O

ClClOO

OOOO

O

ClCl

O

OO

OO

O enlacedativo( )

Siempre losorbitales solitariosvan acumuladoshacia un mismopunto.

hay 6 enlaces dativos.

Respuesta: A) 6

Problema 2

¿Qué número de oxidación no puede

presentar el fósforo?

UNI

Nivel intermedio

A) 1 B) –3

C) 2 D) –1

E) 3

Resolución:

Sabemos que el fósforo es del grupo

5A, ello implica que tiene 5 electrones

en su última capa y para cumplir con el

octeto de Lewis debe ganar 3e –, en

consecuencia (N.O. = –3) luego sus

posibles valencias son: 1, 3 y 5 (por

ser del grupo V A) y sus N.O. serán

+1, +3 y +5, luego cuando el fósforo

es neutro su N.O. = 0.

posibles N.O. (P) = –3; 0, +1, +3 y +5

el P no presenta N.O. = –1

Respuesta: D) –1

Problema 3

Indique cuáles de las siguientes parejas

[fórmula = nombre] son correctas:

I. MnO2 = óxido de manganeso (IV)

II. N2O4 = tetróxido de dinitrógeno

III. HBrO = ácido bromoso

UNI 2010 - II

A) Solo I

B) Solo II

C) So lo III

D) I y II

E ) II y III

Resolución:


I. Verdadero

Mn(2,3) Metal4

2Mn(4, 6, 7) No Metal MnO

Nomenclatura ÓxidoStock manganeso(IV)

II. VerdaderoN2O4 Tetróxido de dinitrógeno

(nomenclatura sistemática)

III. Falso1

Br(1,3,5,7) HBrO

ácido hipobromoso (nomenclatura

clásica)

Respuesta: D) I y II

PROBLEMAS RESUELTOS

8/9/2019 15. Química



REACCIONES QUÍMICAS

QUÍMICA

Una reacción química

no es algo que hay

que localizar trabajo-

samente, para placer

del ciéntifico; es algo

que "Esta ahí", alre-

dedor de cada indivi-

duo. El cuerpo mismo

es un vi-vero de reacciones; miles de ellas se desarrollan

en todas y cada una de las funciones fisiológicas del ser

vivo, continúan cuando muere y prosiguen más alla de

su mineralización.

No solo sus propias reacciones están al alcance de la

mente inteligente. Cada objeto que usa, cada opera-

ción que realiza, cada sistema que contempla contiene

grandes cantidades de reacciones químicas en pleno

desarrollo. Hasta las cosas aparentemente más inanima-

das se encuentran en constante transformación.

En la cocina de cada casa se quema carbón, gas, madera

u otro combustible, se hidrolizan los carbohidratos, se

hidro-genan los aceites, se oxida la mantequilla, se dege-

neran las proteínas. En un automóvil, combustiona la

gasolina también el caucho en las frenadas, se sulfata y

se oxida el plomo, se oxidan los metales, se transforman

los pigmentos de las pinturas, se decoloran las tapicer ias.

Las sustancias que ocupan la superficie de tierra se ox i-dan y carbonatan bajo la acción de los componentes

del aire, las aguas saladas de los mares atacan a los bu-

ques y a los componentes de las costas, oxidan, cloran

y disuelvan.

No hay sistema en reposo absoluto. El dinamismo es ca-

racterística fundamental, todo evoluciona sin parar. Todas

las sustancias que diariamente utilizamos son productos

de reacciones químicas actuales o remotas, espontáneas

o provocadas.

I. REACCIONES QUÍMICAS

Es aquel proceso de transformación de una o más sus-

tancias a una o más sustancias diferentes, donde se tie-

ne lugar a considerables cambios en la composición quí-

mica de las sustancias reaccionantes.

En el siguiente cuadro se muestra una reacción química

como es la descomposición del clorato de potasio.

A. Características

• Las sustancias que dan inicio al proceso se deno-

minan "reactantes", reactivos o reaccionantes",

mientras las sustancias formadas se denominan

como "productos o resultantes".

• Los productos son obtenidos debido a ruptura de

enlaces químicos en los reactantes y posterior

reordenamiento de átomos o iones en la formaicón

de estos productos.

• Las reacciones químicas solo ocurren por medio

de "choques efectivos" los cuales son choques

entre moléculas, átomos o iones de los reactantes

con adecuada orientación y considerable conte-

nido energético.

DESARROLLO DEL TEMA

8/9/2019 15. Química




• Las cantidades de los reactantes intervienen pro-

porciones definidas. Lo mismo se manifiesta en-

tre las cantidades obtenidas de los productos.

• Se manifiestan cambios energéticos, mediante la

absorción o emisión de luz, calor, energía eléctrica.

• En estos procesos se considera correcta la ley

de la conservación de la masa.

B. Ecuación química

Es aquella expresión empleada para presentar a las

reacciones químicas, la cual nos brinda información

cuantitativa y cualitativa de las sustancias involucradas

en el núcleo. Para el proceso graficado en la figura

N°1, la ecuación correspondiente es:

2MnO3(s) (s) 2(g)2KClO 2KCl 3O

Las ecuaciones químicas representan un lenguaje

muy preciso y también muy versátil, que describe

los cambios químicos; pero:

¿Cómo escribir las ecuaciones químicas?

1. Se determinan la correcta identidad de los reac-

tantes y productos. Este paso incluye experimen-

tación en el laboratorio.

2. Se determinan las fórmulas moleculares correctas

de todas las sustancias moleculares en el proceso.

3. Se traza una flecha ( ) la cual nos va indicar el

sentido de ocurrencia para el proceso. La flecha

significa: se "produce, forma o da".

4. A la izquierda de la flecha se escriben las fórmulas

de los reactantes y se separan por medio de un

signo (+).

5. A la derecha de la flecha se escriben las fórmulas

de los productos y se separan también por medio

de un signo (+).

6. Se indica el estado físico de las sustancias utilizando

la siguiente notación:

(g): gas ( ) : desprendimiento de un gas

(s): sólido ( ) : sólido insoluble (precipitado)

( ) : líquido (ac): medio acuoso

7. Arriba o debajo de la flecha se puede anotar

alguna condición necesaria para que la reacción

se lleve acabo (temperatura, presión, calor, ca-talizador, etcétera).

Evidencias de una reacción química

Son cambios que se pueden manifiestar durante el

desarrollo de una reacción química. Aunque no todas

se presentan en una sola reacción, se tiene principal-

mente:

• Cambios térmicos

• Cambios de color

• Cambios en la presión

• Cambios de olor

• Cambios en volumen

• Cambios de sabor

• Desprendimiento de gases

• Formación de precipitados

C. Clasificación

1. Por su naturaleza

• Reacción de adición o combinación

Forma general:

A B AB

Ejemplos:

2H2 + O2 2H2O síntesisN2 + 3H2 2NH3

SO3 + H2O H2SO4

C2H4 + H2 C2H6

CaO + CO2 CaCO3

• De descomposición o análisis

Forma general:

Q AB A B

Ejemplos:

CaCO3 CaO(s) + CO2 -

C3H5 (NO3)3 CO2 + H2O + N2 + O2

8/9/2019 15. Química


REACCIONES QUÍMICAS Exigimos más!


2. Por el grado de sustitución

• Reacción de sustitución o desplazamien-

to simple “sustitución”

Forma general:

A BC AC B

Ejemplos:

Zn + HCl _____________________

Ca + HNO3 _____________________

Na + H2O _____________________

Zn + AgNO3 _____________________

• Reacción de sustitución o desplazamiento

doble (metátesis)Forma general:

AB CD AD CB

Ejemplos:

AgC + H2S _________________

Ca(OH)2 + H2SO4 _________________

Fe(OH)3 + HC O4 _________________

3. Por el número de fases

• Reacción homogénea

Cuando todos los componentes de la reac-

ción están en el mismo estado físico.

Ejemplos:

N2(g) + H2(g) NH3(g)

H2(g) + I2(g) HI(g)

• Reacción heterogénea

Cuando en la reacción se observan dos o más

estados físicos diferentes, para sus compo-

nentes.

Ejemplos:

Fe(s) + O2(g) Fe2O3(s)

C(s) + O2(g) CO2(g)

4. Por el sentido de la reacción

• Reacción irreversible o completa, es aquella

que va en un sólo sentido ( ); sólo el 5%

de las reacciones, son irreversibles.

Ejemplos:

Ca(OH)2(ac)+H2SO4(ac) CaSO4(s)+H2O(l)

C3H8(g) + O2(g) CO2 -+ H2O(l)

• Reacción reversible: o incompleta o limi-

tada, va en dos sentidos ( ) el 95% de las

reacciones son reversibles.

Ejemplos:

PC 5 PC 3 + C 2

N2 + H2 NH3

5. Por la transferencia de energía

• Reacción exotérmica

Es aquella donde la energía de los productos

es menor que la energía de los reactantes,

lo que significa que dicha reacción ha libera-do energía; se le conoce porque el medio

que lo rodea se siente más caliente luego de

la reacción.

– Complejo activado (AB): En realidad

antes de producirse la reacción final los

reactantes chocan o se pegan en un tiem-

po pequeño, a la unión de estos reactan-

tes se llama complejo activado (AB).

– Sea la reacción siguiente:

En una etapa: A + B C + D

Dividiendo en dos etapas:

1. A + B AB Complejo Activado

2. AB C + D Segunda etapa

8/9/2019 15. Química




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Veamos gráficamente:

HAB

HR

HP

AB

Hr Hd

Ha

Avance dela reacción

o

H ( )kcal/mol

Donde:

HR : Energía de los reactantes.

H AB : Energía del complejo activado.

HP : Energía de los productos.

Ha : Entalpía de activación.

Hd : Entalpía de descomposición.

Hr : Entalpía de reacción.

Analicemos:

– Ha: H AB – HR ( Ha > 0 )

– Hd: HP – H AB ( Hd < 0 )

– Hr: HP – HR ( Hr < 0 )

Notación de una reacción exotérmica

– A + B C + D + 2,3 kcal/mol

– A + B C + D; Hr = –2,3 kcal/mol

– 2A + 2B 2C + 2D; Hr = –4,6 kcal/mol

– A B C D2 2 2 2 Hr = –1,15 kcal/mol

• Reacción endotérmica

Es aquella donde la energía de los productos

es mayor que la de los reactantes, debido a

que ha ganado o absorbido calor del medio

externo razón por la que después de la reac-

ción este medio externo se siente más frío.

Sea la reacción:

A + B C + D

Veamos gráficamente:

HAB

HP

HR

o

H ( )kcal/mol

Ha

Hd

Hr

AB

A+B

Reacción

Donde:

• Ha = H AB – HR ( Ha > 0)

• Hd = HP – H AB ( Hd < 0)

• Hr = HP – HR ( Hr > 0)

Notación de una reacción endotérmica

• A + B + 1,8 kcal/mol C + D

• A + B C + D; Hr = 1,8 kcal/mol

6. Reacción de combustión

Es una reacción de oxigenación muy violenta

(rápida), con desprendimiento de luz y calor y

también de fuego, si la reacción se da con ex-

ceso de oxígeno tal que se queme completa-

mente el combustible esto se llama de combus-

tión completa, en cambio si la reacción se da

con defecto de oxígeno esta será combustión

incompleta.

• Combustión completa

Se quema totalmente el combustible.

Ejemplos:

• C3H8 + O2 CO2 + H2O + fuego azul

• C2H2 + O2 CO2 + H2O + fuego azul

• H2 + O2 H2O + fuego azul

• 2 2C O CO fuego azul

8/9/2019 15. Química


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Problema 1

Respecto a los siguientes procesos:

I. Sublimación del yodo.

II. Fermentación del jugo de uva.

III. Corrosión del clavo.

Indicar cuales corresponden a reaccio-

nes químicas.

UNI

Nivel fácil

A) Solo IB) I y II

C) II y III

D) Solo III

E) Solo II

Resolución:

I. Falso

La sublimación del yodo es un proce-

so físico se manifiesta un cambio de

sólido a vapor.

II. Verdadero

La fermentación del jugo de uva

genera una bebida con contenido

de alcohol etílico, lo cual corres-

ponde a un cambio químico el cual

ocurre por medio de una reacción

química.

III. Verdadero

La corrosión del clavo implica la for-

mación de óxido mediante reac-

ción química.

Respuesta: C) II y III

Problema 2

Indique una reacción de descomposión.

UNI

Nivel intermedio

A) 4 2 2 2CH O CO H O

B) 2 2 2H O H O

C) 6 12 6 2 5 2C H O C H OH CO

D) 3 2 2 2NH O NO H O

E) 2NaOH HCl NaCl H O

Resolución:

Reacción de descomposición:

unreactante A B ...

6 12 6 2 5 2

unreactante

C H O C H OH CO

Respuesta: C) 6 12 6 2 5 2C H O C H OH CO

• Combustión incompleta

No se quema todo el combustible.

Ejemplos:

C3H8 + O2 CO + H2O + fuego amarillo

C3H8+O2 CO+C+H2O + fuego amarillo

7. Por la transferencia o no de electrones

• Reacción de no Redox

Aquella donde no hay ganancia ni perdida

de e , osea no hay cambio en el N.O. de

sus elementos.

Ejemplos:

– AgC + H2S Ag2S + HC (metátesis)

– SO3 + H2O H2SO4 (de hidrólisis)

– NaOH + HC NaC + H2O (de neutralización)

• Reacción de Redox

Aquella que contiene uno o más elementos

cuyo N.O. varían. Puede ser de 3 clases:

– Reacción de redox intermolecular

Aquella donde los agentes oxidante y re-

ductor, caen en moléculas diferentes.

Ejemplos:

– Reacción de redox intramolecular

Aquella donde los agentes: oxidante y re-

ductor, caen en la misma molécula o fórmula.

Ejemplo:

– Reacción de desproporcionación o dis-

mutación (Autoredox): Aquella en don-

de de la misma sustancia, algunas molé-

culas se oxidan y otras se reducen.

Ejemplo:

problemas resueltos

8/9/2019 15. Química




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Problema 3

Respecto al siguiente proceso químico:

(s) (ac) 2(ac) 2(g)Zn HCl ZnCl H

I. Es un proceso redox.

II. Es una reacción de descomposición.

III. Es una reacción homogénea.

UNI

Nivel intermedio

A) Solo I

B) Solo II

C) II y III

D) I y II

E) I y III

Resolución:

Es un proceso redox y de desplaza-miento simple.

Respuesta: A) Solo I

8/9/2019 15. Química



BALANCE DE ECUACIONESQUÍMICAS

QUÍMICA

I. BALANCE DE ECUACIONES QUÍMICASEs el equilibrio cuantitativo de la cantidad de átomos

que entran y salen, para cada clase de elemento quí-

mico, en una ecuación química. Ello se logra colocan-do un coeficiente mínimo entero en la parte izquierda

de cada fórmula de la ecuación.

II. MÉTODOS PARA BALANCEAR UNA ECUACIÓN QUÍMICA

A. Método de simple inspección (Tanteo)

Pasos a seguir:

1.o: Se balancean los metales

2.o: Se balancean los no metales

3.o: Se balancean los hidrógenos

4.o: Se balancean los oxígenos

Ejercicios:

Balancear por tanteo las siguientes ecuaciones.

1. N2 + H2 NH3

2 . Fe + S8 Fe2S3

3. C6H12O6 CO2 + C2H5OH

4. CO2 + H2O C6H12O6 + O2

5. Al + HCl AlCl 3 + H2

6. C4H10 + O2 CO2 + H2O

7. FeS2 + O2 Fe2O3 + SO2

8. C3H5(NO3)3 CO2 + H2O + N2 + O2

9. Ca3(PO4)2+SiO2+C CaSiO3+CO+P4

10.(NH4)3PO4.12MoO3+NaOH Na2MoO4 +(NH4)2

MoO4+(NaNH4)HPO4+H2O

1. Número o estado de oxidación (N.O.)

Es la carga real o aparente que adopta un átomo al

enlazarse químicamente con otro. Puede ge-nerarse

por compartición o transferencia de electrones y su

valor puede ser cero, positivo o negativo.

Representación:

: N.O. individual de

un átomo de E

: Carga totalde E

x

Ennx

2. Reglas para hallar el N.O. de un elemento

en una sustancia

• Todo metal alcalino siempre actúa con N.O = + 1,

en cualquier compuesto

• Todo metal alcalino térreo siempre actúa con

N.O = + 2, en cualquier compuesto

• El hidrógeno siempre actúa con N.O = +1, menos

en un Hidruro metálico donde su N.O = – 1.

• El oxígeno tiene N.O = – 2, excepto en el OF2

(N.O = + 2) y en peróxidos (N.O = – 1).

• En toda sustancia simple, (esto es, estado no

combinado) su elemento tiene N.O. que es

igual a cero.

• En todo compuesto neutro la suma de los

N.O. de todos los elementos es igual a cero.

• En un ión poliatómico, la suma de los N.O. de

todos sus elementos debe ser igual a la carga

neta del ión.

• Si en un compuesto hay 2 elementos de N.O.

desconocidos, entonces se asume que el ele-

mento menos electronegativo tiene N.O. positivoy el más electronegativo tiene N.O. negativo,

para ello se aplica el cruce de subíndices.

Ejemplos:

"x" representa el N.O. de los elementos señalados.

Hallar "x; y; z".

•x

2C __________________________

•x

8S ____________________________

DESARROLLO DEL TEMA

8/9/2019 15. Química


8/9/2019 15. Química


BALANCE DE ECUACIONES QUÍMICAS Exigimos más!


1. En medio ácido balancear y hallar la suma de

coeficientes:

• Cr2O72 – + Fe2+

Cr3+ + Fe3+

_________________________________

• 4MnO_

+ HCOO – Mn2+ + CO2

_________________________________

• I – + CO32 – HCHO +

4IO

_

_________________________________

• MnO4 – + H2S Mn2+ + S

_________________________________

• I – + 4 2IO I

____________________________________

• MnO4 – + H2O2 Mn2+

_________________________________

• Cr2O72 – + NO2 Cr3+ + NO3

–

_________________________________

• C6H5CHO + Cr2O7= C6H5COOH

_________________________________

• CNS – + NO3 – NO + CO2 + SO4

2 –

_________________________________

• As2S3+ 3C O

_

Cl –+2 4

H AsO- + SO4

2 –

__________________________________

2. En medio básico o alcalino balancear y hallar el

coeficiente del oxidante y/reductor.

• N2O4 + Br – NO2 – + BrO3

–

_________________________________

• I2 I – + IO3 –

_________________________________

• C2H4 + MnO4 – MnO2 + C2H5O2

_________________________________

• MnO2 + O2 4

MnO_

_________________________________

• CrO42 – + 3HSO Cr(OH)4

– + S2O82 –

_________________________________

• P4 _

2 2H PO + PH3

_________________________________

• 4Cr(OH) + 3IO

I – + CrO42 –

_________________________________

• NH3 + CrO42 – NO3

– + Cr3+

_________________________________

8/9/2019 15. Química


BALANCE DE ECUACIONES QUÍMICAS


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Problema 1

Balancear la siguiente ecuación redox:

2(s) 3(ac) 3(ac) 2(g) 2 ( )I HNO HIO NO H O

y determine la suma de coeficientes

estequiométricos de los productos:

UNI

Nivel fácil

A) 16 B) 14

C) 11 D) 7

E) 5

Resolución:

Asignamos los estados de oxidación a

cada átomo:

reemplazando los coeficientes de los

iones en la ecuación global y comple-

tando por tanteo:

2 3 3 2 2I 10HNO 2HIO 10NO 4H O

coeficientes de productos = 2 + 10

+ 4 = 16

Respuesta: A) 16

Problema 2

Balancear la siguiente ecuación redox,

en medio ácido:

24(ac) (ac) (ac) (ac) 2( )MnO Br H Mn Br

Calcular la suma de todos los coeficien-

tes estequiométricos de la ecuación

iónica balanceada.

UNI

Nivel intermedio

A) 20 B) 28 C) 37

D) 43 E) 48

Resolución:

Escribimos cada semireacción por se-

parado.

coeficientes totales = 43

Respuesta: D) 43

Problema 3

Balancear la siguiente ecuación de

oxidación–reducción(rédox) en medioalcalino.

2(g) (ac) (ac) 3(ac) 2 ( )Cl KOH KCl KClO H O

y determinar que coeficiente corres-

ponde al KCl, KClO3 y H2O respectiva-

mente:

UNI

Nivel intermedio

A) 4; 1; 1 B) 6; 3; 3 C) 8; 2; 5

D) 5; 1; 3 E) 12; 3; 7

Resolución:

Podemos realizar el balance en forma

iónica:

25.(Cl 2e 2Cl )

Simplificando:

Reemplazando:

2 3 23Cl 6KOH 5KCl 1KClO 3H O

Respuesta: D) 5; 1; 3

problemas resueltos

8/9/2019 15. Química



ESTADO SÓLIDO Y LÍQUIDO

QUÍMICA

ESTADO SÓLIDO

Es todo material que a temperatura ambiente adopta forma

y volumen definido, debido a que entre sus partículas com-ponentes, la fuerza de cohesión es mayor que la fuerza derepulsión.

I. OTRAS CARACTERÍSTICAS• Son incompresibles y rígidos al calentarlos, la mayoría

de ellos se dilatan aumentando su volumen.• Si se reduce bruscamente la temperatura en ellos,

(T 70ºC) cambiarán al estado ultrafrío.• Sus partículas componentes solo poseen movimiento

vibratorio por lo que su difusión es muy lenta (en años)o nula.

• Su entropía es muy baja.

II. CLASES DE SÓLIDOSPueden ser amorfos y cristalinos.

A. Sólidos amorfos

Son aquellos sólidos que en su estructura interna;sus partículas no presentan una geometría definida,por la presencia de impurezas; algunas las llamantambién "líquidos sobreenfriados".

Ejemplo:

El vidrio, brea, plásticos, etc.

Propiedades generales

• No poseen punto de fusión definido.• Son isotrópicos ya que en cualquier dirección

algunas propiedades físicas son iguales.• Por lo general son mezclas y no sustancias.

B. Sólidos cristalinos

Están formados por partículas discretas que siguenuna distribución ordenada tal que el conjunto ad-quiere una geometría espacial definida.

Propiedades generales

• Poseen punto de fusión definido.• Son anisotrópicos osea algunas de sus propie-

dades físicas dependen de la dirección en la queson medidas.

• Isomorfismo: cuando sustancias diferentes cris-talizan en el mismo sistema. Ejemplo:NaC: Sistema cúbicoHierro: Sistema cúbico

• Polimorfismo: cuando una misma sustancia sepuede presentar en 2 o más formas cristalinasdiferentes.Ejemplo:

CaCO3 (romboedrico): CalcitaCaCO3 (ortorrómbico): Aragonita

Clases de sólidos cristalinos

DESARROLLO DEL TEMA

8/9/2019 15. Química




Un líquido es un fluido cuyo estado es intermedio entre el

sólido y gas, posee forma variable y volumen definido,

además entre sus moléculas las fuerzas de cohesión yrepulsión son equivalentes.

I. CARACTERÍSTICAS GENERALES• El desorden molecular o iónico (entropía) es mayor

que en un sólido pero menor que el de un gas.

• La Ec molecular es directamente proporcional a la

temperatura.

• Son isotrópicos, su grado de compresibilidad es

muy pequeña (despreciable).

II. PROPIEDADES INTENSIVAS

A. Presión de vapor de un líquido o tensión de

vapor

Es el conjunto de choques de las moléculas del

vapor contra las paredes del recipiente que lo

contiene, a cierta temperatura. Se mide cuando

los procesos de condensación y evaporación están

en equilibrio.

B. Punto de ebullición

Es la temperatura a la cual hierve un líquido y elloocurre cuando la presión de su vapor iguala a lapresión externa sobre la superficie líquida.La ebullición es un proceso violento donde toda lamasa líquida pasa a l estado de vapor, sin cambiar latemperatura (mientras que haya líquido).

La ebullición normal

Es la temperatura a la cual la presión de vapor es 1 atm ó760 mmHg. A mayor altitud en la tierra: menor pre-sión atmosférica, entonces menos temperatura deebullición.

Observación:

En Lima los frijoles cuecen mejor que en Huancayo.

ESTADO LÍQUIDO

8/9/2019 15. Química




C. Viscosidad ( )

Es la resistencia que ofrece la capa de un líquido a

fluir sobre otra adyacente. Esta depende de la fuer-

zas intermoleculares, de la forma y tamaño de las

moléculas.

Por lo general:

gassólido líquido

Sean 2 capas adyacentes de un líquido de área"A", donde una de las capas se deslizan con unafuerza "F" a una rapidez o velocidad v.

Unidades en el sistema c.g.s.

2

2

cmg • cmgs poise (p)

cm cm• s• cms

Tabla de viscosidad de algunoslíquidos y gases

A 20 ºC y 1 atm de presión

D. Tensión superficial ( )

Es la medida de la fuerza elástica por unidad delongitud, que actúa en una superficie líquida.

También se dice que es la energía requerida paraexpandir la superficie de un líquido, cierta unidadde área.

Unidades:2 2

ergN dina J; ; ;m cm cm m

La tensión superficial ( ) se debe a la fuerza resul-tante que presentan las moléculas en la superficiedel líquido que las atraen hacia el interior, formandouna especie de capa o película. Esto explica el por

qué ciertos insectos pueden caminar o cuerpos li-vianos (aguja o guilletts) pueden permanecer flo-tando en la superficie del agua.

• Por la tensión superficial las fuerzas intermo-leculares tratan de reducir el área superficial a laforma esférica.

Ejemplo:

Gotas de Hg y agua.

Tabla de tensión superficial de algunos líquidos a20 °C.

Factores que afectan la tensión superficial

• A mayor temperatura, menor tensión superficial.

• La presencia de iones en un líquido polar, au-menta la tensión superficial.

• La presencia de sustancias tensoactivas (jabóny detergente) disminuyen la tensión superficial.

8/9/2019 15. Química




DIAGRAMA DE FASES Y CURVA DECALENTAMIENTO Y ENFRIAMIENTO

I. CURVAS DE CALENTAMIENTO Y ENFRIA-MIENTO

En el laboratorio, se puede tomar una muestra sólidade una sustancia pura y registrar cada minuto su tem-

peratura mientras se calienta a una velocidad constan-

te. Los datos se pueden usar luego para trazar una

gráfica de temperatura en el eje de las ordenadas con-

tra el tiempo de calentamiento, en el eje de las abscisas.

Conforme se calienta la muestra sólida, se observa que

la temperatura sube de manera regular hasta que co-

mienza la fusión y permanece mientras que toda la

muestra sólida se convierta en sustancia líquida. Si la

muestra está en un recipiente cerrado, el vapor no

podrá escapar y su temperatura comenzará a elevarse

otra vez, si se continúa el calentamiento, después dela temperatura de ebullición, produciéndose vapor

sobrecalentado, como es el caso que ocurre en una

olla de presión.

Curva de calentamiento del hielo hasta su conversiónen vapor de agua desde –25 °C hasta +125 °C.

II. DIAGRAMA DE FASESEl equilibrio entre un líquido y su vapor no es el único

equilibrio dinámico que puede existir entre los estados

de agregación de la materia. En condiciones apropia-

das de temperatura y presión, un sólido puede estar

en equilibrio con su estado líquido o incluso con su

fase de vapor. Un diagrama de fases es una forma grá-

fica de resumir las condiciones en las que existen equi-

librios entre los diferentes estados de agregación de la

materia, y también nos permite predecir la fase de una

sustancia que es estable a determinadas condicionesde temperatura y presión. La forma general de undiagrama de fases para una sustancia que exhibetres fases. El diagrama contienen tres curvas impor-tantes, cada una de las cuales representa las condi-ciones de temperatura y presión en las que las dis-tintas fases pueden coexistir en equilibrio.

• La línea de A y B es la curva de presión de vapordel líquido; representa el equilibrio entre las faseslíquida y gaseosa. El punto de esta curva en elque la presión de vapor es de 1 atm es el puntode ebullición normal de la sustancia. La curva depresión de vapor termina en el punto crítico. (B),que es la temperatura crítica y la presión crítica de

la sustancia. Más allá del punto crítico, no es posibledistinguir las fases líquida y gaseosa.

• La línea de A a C representa la variación de lapresión de vapor del sólido al sublimarse adiferentes tem-peraturas.

• La línea de A a D representa el cambio del puntode fusión del sólido al aumentar la presión, estalínea suele tener una pequeña pendiente haciala derecha al aumentar la presión. Para la mayorparte de las sustancias, el sólido es más densoque el líquido; por tanto, un aumento de la pre-sión por lo regular favorece la fase sólida, más

compacta.Por ello, se requieren temperaturas más altas parafundir el sólido a presiones más altas. El puntode fusión de una sustancia es idéntico a su pun-to de congelación. La única diferencia entre losdos es la dirección en que debe cambiar la tem-peratura para que se efectúe el cambio de fase.El punto de fusión a 1 atm es el punto de fusiónnormal.

El punto A, donde se intersecan las tres curvas,se conoce como punto triple. A esta tempera-tura y presión las tres fases coexisten en equilibrio.

Cualquier otro punto de las tres curvas representaun equilibrio entre dos fases. Cualquier punto deldiagrama que no cae, en una línea, corresponde acondiciones en las que solo está presente una fase.

Cabe señalar que la fase gaseosa es la fase estable abaja presión y alta temperatura, las condiciones enlas que la fase sólida es estable se extienden a tem-peraturas bajas y presiones altas. El intervalo de es-tabilidad de los líquidos está entre las otras dos re-

giones.

8/9/2019 15. Química




Problema 1

Para los siguientes compuestos en loscuales su presión de vapor en torr seindica entre paréntesis:

H2O(17, 53) CH3COOH(11,7)C6H6(74,7) CH3CH2OH (43,9)

¿Qué líquido tiene menor temperaturade ebullición?

UNI 90

Nivel fácil

A) Agua

B) Ácido acético

C) Benceno

D) Alcohol etílico

E) Todos tienen igual temperatura deebullición.

Resolución:

El punto de ebul l ic ión de un

compuesto es la temperatura a la cual

la presión de vapor de la sustancia se

iguala a la presión atmosférica.

Por lo que el benceno (C6H6) al tener

mayor presión de vapor llegara más

rápido a la ebullición esto por estar más

cerca a la presión atmosférica.

Respuesta: C) Benceno

Problema 2

Determinar cuál o cuáles de las siguien-

tes sustancias es o son solubles en agua:

I. Metanol, CH3OH

II. Tetracloruro de carbono, 4CC

Forma general de un diagrama de fases de un sistema

que exhibe tres fases: gas, líquido y sólido.

III. TEMPERATURA Y PRESIÓN CRÍTICASLos gases se pueden licuar comprimiéndolos a una

tem-peratura apropiada. Al aumentar la temperatu-ra, los gases se vuelven más difíciles de licuar porque

sus moléculas tienen mayor energía cinética.

Para cada sustancia, existe una temperatura por enci-

ma de la cual el gas no puede licuarse, independiente

de la presión que se aplique.

La temperatura más alta en la que una sustancia pue-

de existir como líquido es su temperatura crítica. La

presión crítica es la presión que debe aplicarse para lo-

grar la licuefacción a esta temperatura crítica, cuanto

más intensas sean las fuerzas de atracción

intermoleculares, más fácil será licuar un gas. Y por tan-

to, más alta será la temperatura crítica de la sustan-

cia. Las temperaturas y presiones críticas de la sus-

tancia, a menudo, tienen una importancia considera-

ble para los ingenieros y otras personas que trabajan

con gases porque proporcionan información acerca

de las condiciones en que los gases se licuan. A

veces, nos interesa licuar un gas; otras veces quere-

mos evitar licuarlo. Es inútil tratar de licuar un gas

aplicando presión, si el gas está por encima de sutemperatura crítica. Temperaturas y presiones críti-

cas de algunas sustancias selectas.

PROBLEMAS RESUELTOS

8/9/2019 15. Química


8/9/2019 15. Química



UNIDADES QUÍMICAS DE MASA

QUÍMICA

I. UNIDAD DE MASA ATÓMICA (uma)

Se define como la doceava parte de la masa del isótopo

del carbono –12, al cual se le ha asignado la masa de12 uma.

12 2411 u.m.a masa de unátomo de C 1,66 10 g

12

II. MASA ATÓMICA RELATIVA (mA)

Indica las veces que la masa de un átomo está contenida

en la masa de otro. Se calcula dividiendo la masa de un

átomo de cierto elemento entre la doceava parte dela masa del isótopo del carbono –12.

12

masa de un átomo (E)m.A(E)1 masa de un átomo C12

Las masas atómicas se expresan en uma.

La masa atómica relativa carece de unidades.

III. MASA ATÓMICA PROMEDIO

Esta masa atómica se obtiene de un promedio pon-

derado, usando los isótopos de un elemento.

1 A

Z%1aE

2 A

Z%2aE

3 A

Z%3aE

(E) 1 1 2 2 3 3mA A a A a A a

100 Aproximada

Donde:

A1, A2 y A3: números de masa.

a1%, a2% y a3%: porcentajes de abundancia.

Escala de masas atómicas de los principales

elementos

DESARROLLO DEL TEMA

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IV. MASA MOLECULAR (M)

Es la suma de las masas atómicas de los átomos pre-

sentes en un compuesto covalente molecular.

Ejemplo

H2O M = 2(1) + 1(16) = 18 uma

HNO3 M = 1(1) + 1(14) + 3(16) = 63 uma

V. MASA FÓRMULA O PESO FÓRMULA (P.F)

Es la suma de masas de los átomos presentes en un

compuesto iónico.

Ejemplo:

NaC P.F = 1(23) + 1(35,5) = 58,5 uma.

Ca(OH)2 P.F = 1(40) + 2(16) + 2(1) = 74 uma.

VI. CONCEPTO DE MOL

Es una unidad que se utiliza para expresar la cantidadde una sustancia. Se representa por el número de Avo-gadro (N A).

23 A1 mol 6,022 10 unidades N

g11umaNa

VII.MASA MOLAR (M)

Es la masa expresada en gramos de una mol de sus-tancia y es numéricamente igual al m.A, M y P.F..

Ejemplo:

1. Elemento m.A MCa 40 uma 40 g/mol

S 32 uma 32 g/mol

2. Molécula M M

H2SO4 98 uma 98 g/mol

C6H12O6 180 uma 180 g/mol

3. Compuesto ióni P.F M

NaCl 58,5 uma 58,5 g/molFe2(SO4)3 400 uma 400 g/mol

VIII.NÚMERO DE MOLES ( n)

A. Para un elemento

Un mol del elemento es numéricamente igual a su

masa atómica expresada en gramos, el cual contie-

ne el N A átomos del elemento.

Ejemplo:

1mol(O) = 16 g = 6,022×1023 átomos de oxígeno.

m.A(O) 16uma

1mol(Ca) = 40 g= 6,022×1023 átomos de calcio.

m.A(Ca) 40uma

A

Númerode átomosmasanm.A. N

B. Para una sustancia molecular

Un mol de una sustancia molecular es numérica-mente igual a su masa molecular expresado en gra-mos, el cual contiene el N A de moléculas.

Ejemplo:

• 1 mol (H2O) =18 g = N A moléculas (H2O)

2M(H O) 18 uma.

• 1 mol (H2SO4)=98 g = N A moléculas (H2SO4)

M(H SO ) 98 uma.2 4

A

Número de moléculasmasanNM

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Problema 1

Una muestra de glucosa (C6H12O6) con-

tiene 4 x 1022 átomos de carbono.¿Cuántos moles de glucosa contiene

la muestra? Dato: N A = 6,02 x 1023

UNI 2009 - II

A) 6,6 x 10 –3

B) 1,1 x 10 –2

C) 6,6 x 10 –2

D) 1,1 x 10 –1

E) 6,6 x 10 –1

Resolución:


Cálculo del # mol de la glucosa (C6H12O6)


Sabemos que en 1 mol de C6H12O6 exis-ten:

1 mol C6H12O6 6 mol de átomos (C)

1 mol C6H12O6

6 6,022.1023

áto-mos (C)

n 4 . 1022 átomos (C)

22

234 10n

6 6, 022 20

n = 1,11.10 –2 mol de glucosa

Respuesta: B) 1,11.10 –2 mol de glucosa

Problema 2

¿Cuántos neutrones hay en 92 gramosde sodio, 23

11Na?

Número de avogadro = 6,02 x 1023

UNI 2009 - I

A) 2,41 x 1024

B) 2,65 x 1024

C) 7,22 x 1024

D) 1,38 x 1025

E) 2,89 x 1025

Resolución:


Piden el número de neutrones.


Datos:

– m(N.A) = 92 g

– NA = 6,02 . 1023


a) Aplicación de fórmula

Na A

23

m # Átomosnm.A N

92 # Átomos23 6,02.10

b) Solución del problema

# Átomos = 24,08 . 1023

1 átomo de sodio 2311Na posee

12 neutrones.

1 átomo Na 12n0.

24,08 . 1023 átomos Na x.

x = 288,96 . 1023 = 2,89 . 1025

neutrones.

Conclusiones

x = 2,89 . 1025 neutrones.

Respuesta: E) 2,89 . 10 25 neutrones

Problema 3

La balanza más sensible puede indicar

variaciones de 10 –8 g aproximadamen-

te. El número de átomos de oro (mA:

196,97) que habrá en una partícula de

este peso será:

UNI 1992

Nivel intermedio

A) 81,45 10

B) 102,15 10

C) 133, 06 10

D) 156,10 10

E) 248, 24 10

Resolución:

Para los elementos:

A

m #átomosnmA N

= =

8

2310 # átomos

196,976,022 10

13# átomos 3, 06 10

Respuesta: C) 133, 06 10

PROBLEMAS RESUELTOS

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ESTADO GASEOSO

QUÍMICA

I. GAS REAL

Es aquel material que existe en forma natural en dicho

estado, además no posee forma ni volumen definido,ya que ello depende del recipiente que lo contiene;

además entre sus moléculas, la fuerza de repulsión, es

mucho mayor que la fuerza de cohesión.

A. Cualidades de un gas real

• Temperatura baja

• Presión alta

• Velocidad y energía cinética de sus moléculas

es alta.

• Volumen de cada molécula es mayor de cero.

• Fuerza de cohesión es mayor de cero.

B. Otras cualidades

1. Expansibilidad

Todo gas trata de ocupar el máximo volumen

que le sea posible independientemente de los

otros gases que lo acompañan.

2. Compresibilidad

Todo gas puede ser fácilmente comprimido a vo-

lúmenes pequeños.

3. Difusión

Todo gas puede pasar de un recinto a otra mez-

clándose con otros gases.

4. Efusión

Todo gas puede pasar a través de orificios pe-

queños de una pared permeable o semipermeable.

II. GAS IDEAL O PERFECTO

Como su nombre lo indica es todo aquel gas hipotético

que cumple con las leyes de Boyle, Charles y Gay-Lussac.

A. Cualidades de un gas ideal

• Temperatura muy alta.

• Presión muy baja.

• Velocidad y energía cinética de sus moléculas

es muy alta.

• Volumen de cada molécula es despresiable.

• Fuerza de cohesión es despresiable.

B. Leyes de los gases ideales

1. Ley de Clausius (Proceso general)

Se cumple cuando la presión, volumen y tem-

peratura varían simultáneamente.

1 1 2 2

1 2

P .V P .V

T T=

1 2

1 1 2 2

P P

P .T P .T=

DESARROLLO DEL TEMA

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ESTADO GASEOSO

Exigimos más!

2. Ley de Boyle - Mariotte: (Proceso isotérmico:

T cte). Para una misma masa gaseosa, si la

temperatura es constante, entonces la presión

absoluta es inversamente proporcional con su

volumen.

1 1 2 2P V P V =

3. Ley de Gay – Lussac: (Proceso isocórico, iso-

volumétrico o isométrico: V cte).

Para una misma masa gaseosa si el volumen es cons-

tante, entonces la presión absoluta es directamen-

te proporcional con su temperatura absoluta

.

1 2

1 2

P P

T T=

4. Ley de Jacques Charles: (Proceso isóbárico:

P cte). Para una misma masa gaseosa si la

presión es constante, el volumen es directa-

mente proporcional a su temperatura absoluta.

1 2

1 2

V

T T=

Observaciones:

1. Las fórmulas solo se aplican cuando el gas sea el

mismo y su masa no varíe.

2. La fórmula:

1 2

1 1 2 2

P P

P T P T

=

se puede aplicar cuando la masa del gas varíe.

3. En cualquiera de las fórmulas la P y T deben

estar en unidades absolutas.

4. Si en un problema no nos dicen nada de la

presión o temperatura se supone que éstas son

absolutas y/o normales.

D. Gráficas de gases ideales

Nociones de gráfica

– Si: 1x y k

– Si: x / y k

1. Gráfica P vs V

• P vs V –1

P

V –1

T2

T1

T > T2 1

• P . V vs P

PV

T2

T1

P

T > T2 1

2. Gráfica P vs T

8/9/2019 15. Química


8/9/2019 15. Química



ESTADO GASEOSO

Exigimos más!

Problema 1

¿Cuántos átomos de nitrógeno existen

en un balón que contiene 500 mL de

ese gas, a una presión de 3 atm y 27 °C

de temperatura.

(N A = número de avogadro)

UNI 1990

Nivel fácil

A) 0,52 N A

B) 0,30 N A

C) 0,35 N A

D) 0,12 N A

E) 0,06 N A

Resolución:

Aplicando la ecuación universal de los

gases ideales.

PVPV nRT nRT

= =

P = 3 atm

V = 0,5 L

T = 300 K

R = 0,082atm L

mol K

An 0,06mol 0,06N = =

Respuesta: E) 0,06 N o

Problema 2

¿Cuál es la masa de 250 mL de nitró-

geno (N2) medidas a 740 mmHg depresión y 25 ºC?

UNI

Nivel difícil

A) 0,279 g B) 28 g

C) 2,79 g D) 1,93 g

E) 0,11 g

Resolución:

Análisis de los datos:

W = ?g; M 28 g/mol ; T = 25 ºC = 298 K

V = 0,25 L

P = 740 mmHg; R = 62,4

De la ecuación universal:

W PvMP.V. RT W

RTM

(740)(0,25)(28)

(62,4)(298)

W = 0,279 g

Respuesta: C) 2,79 g

Problema 3

A la temperatura T y 733 mmHg de presión,

la densidad de un cierto hidrocarburo es

igual a la densidad del aire a la misma

temperatura y 760 mmHg de presión. ¿Cuál

será el peso molecular del hidrocarburo?

Peso molecular del aire es 29.

UNI 1992

Nivel difícil

A) 16

B) 20

C) 24

D) 29

E) 30

Resolución:

PM DRTD MRT P

Para el hidrocarburo: DRTM ....1733

Para el aire: DRT29 ....2760

Entonces de 1 entre 2:

M 760 M 30,0729 733

Respuesta: E) 30

PROBLEMAS RESUELTOS

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MEZCLA DE GASES Y LEYES DE GRAHAM

QUÍMICA

Es la unión de 2 ó más sustancias gaseosas sin que entre

ellas haya reacción química.

I. LEY DE DALTON (DE LAS PRESIONESPARCIALES)

En toda mezcla gaseosa, la presión total de una mezclagaseosa es igual a la suma de las presiones parciales de susrespectivos componentes, siempre y cuando dicha presiónparcial sea igual a la presión que ejercería cada componente,cuando estuviera solo pero af ectado por las mismascondiciones de volumen y temperatura que la mezcla.

Analizando:

Sabemos: ntotal = n A + nB ; pero:

T A BP V P V P VRT RT RT

A BT A B T P PP P P y P P P ... (I)

Donde: A

B

P A

P B

P P

P P

Siempre que V y T Ctes

MEZCLA DE GASES

II. LEY DE AMAGAT (DE LOS VOLÚMENESPARCIALES)En toda mezcla gaseosa su volumen total es igual a lasuma de los volúmenes parciales de sus respectivoscomponentes, siempre que el volumen parcial de cadacomponente sea igual al volumen que ocuparía estecuando estuviera solo afectado pero por las mismascondiciones de presión y temperatura que la mezcla.

Sabemos: ntotal = n A + nB; pero:

Reemplazamos:

T A BP V P V P VRT RT RT

A BT A B T P P V V V y V V V ... (II)

Donde: A

B B

P A

P P

V

V V

Siempre que P y T Ctes.

DESARROLLO DEL TEMA

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III. POR DALTON Y AMAGAT

A V y T Constante: % n A = %PA

A P y T Constante: % n A = %VA

IV. FRACCIÓN MOLAR DE UN COMPO-NENTE EN UNA MEZCLA GASEOSA f

Es la relación que existe entre el moles de un compo-

nente y el moles totales.

Sabemos que: T A Bn n n

B

A T

nX

n= B A B

B A BT T T

n n nX X X

n n n= + = +

A BX X 1 + = ... (VI)

V. MASA MOLECULAR APARENTE, TO-TAL O PROMEDIO DE UNA MEZCLAGASEOSA TM

Sabemos que: T A Bm m m pero:

T A B A BTn M n M n M

T A BT

A BT

mM X M X M

n = + = ... (VII)

VI. PORCENTAJE EN MASA DE UN COMPO-NENTE EN UNA MEZCLA GASEOSA % m

Sabemos que: A

T

A A A T T

M nm

m 100% 100%m M n

%

A

T

A A A

T

Mm%m 100% %n

m M

... (VIII)

GASES HÚMEDOS (G.H.)

Es aquella mezcla gaseosa especial donde uno de los compo-

nentes es el vapor de un líquido (en particular el vapor deagua) y el otro es un gas seco.

• Todo gas húmedo está gobernado por la Ley de Dalton;o sea:

GH GS V H O2 V V V( )

GH GS V H O2T T T T (º C)

GS V H O2GH P P

P P P

(I)

• Por principio de vasos comunicantes.

m n G H atmP P P P

También ello ocurre en el medio ambiente.

A. Presión parcial de vapor de 2H O V.H O2PP

Es la presión que ejerce el vapor de agua cuando estácomo parte de un gas húmedo.

B. Presión de vapor de 2H O 2 V.H OP

Es la presión de vapor de agua cuando está solo,llamado también tensión de vapor o presión de vaporsaturado. Depende sólo de la temperatura.

8/9/2019 15. Química




Ejemplo:

Gráfica: P V • H 2 O vs T

Ejemplo: Agua hirviendo

HUMEDAD RELATIVA (H.R.)Es una relación porcentual entre la:

P V H O2

P

y la V H O2

P

a la misma temperatura.

2

2

2

2

V H O

PV H O

V H O

PV H O

P 100%

P 100%H.R.

P

P H.R.

.....(II)

Reemplazando en (I):

2G S

V H OG H P

H.R.PP P

100%

....(II)

CINÉTICA DE GASES

• Para todo gas ideal, la velocidad y energía cinética desus moléculas es directamente proporcional a la tem-peratura absoluta que lo afecta.

A. Energía cinética c )

• Para una molécula gaseosa

(I) 2c

1 3m kT2 2

M : masa de una molécula

k : constante de Boltzman

: velocidad de una molécula

B. Energía cinética (Ec)

• Para una mol del gas

(II) 2

c1 3Mu RT2 2

E

M : masa molar

donde:

c c AE N 16k 1,38 10

ergio/mólecula • K

AM m N 7R 8,31 10 ergio/mol • K

AR k N R = 8,31 kPa / mol K

710 ergio 1 J 1kPa

• Velocidad lineal promedio de una molécula

gaseosa (u )

(III) 2 3kT 3RT 3Pu um PM

Unidades:cm m km Mm; ; ;s s s s

I. DIFUSIÓN Y EFUSIÓN GASEOSA(Ley de Thomas Graham)

Para 2 gases a las mismas condiciones de P y T, susvelocidades de difusión o efusión, son inversamenteproporcionales a la raíz cuadrada de sus respectivas masasmoleculares o densidades.

Veamos: Sean 2 gases A y B que se transportan porductos.

donde:

Av : Velocidad volumétrica de A o Caudal de A.

Bv : Velocidad volumétrica de B o Caudal de B..

8/9/2019 15. Química




Problema 1

¿En cuál de los siguientes sistemas to-

dos ellos a 1 atm de presión tiene el

oxígeno la máxima presión?

UNI 1970

Nivel fácil

A) Oxígeno: 0,5 moles

Nitrógeno 1,5 moles

B) Oxígeno: 20% (volumen)

Anhibrido carbónico 80% (vol)

C) Oxígeno: 16% (peso)

Hidrógeno 84% (peso)

D) Oxígeno: 16 gramos

Oxido carbónico 28 gramos

E) Oxígeno: 22% en peso

Nitrógeno 0,8 atm

Resolución:

Analizando cada alternativa, llegamos a:

2O16n 0,5mol32

CO 28n 1mol28

2

2

OO

T

nP PT

n

2O0,5P x1 0,333atm1,5

Respuesta: D) Oxígeno: 16 gramos

Óxido carbónico 28 gramos

Problema 2

Las presiones parciales de cuatro ga-ses contenidos en un recipiente de 6litros a 727 °C son:

2COP 0,82 atm2HP 0,21atm

COP 0, 84 atm 2H OP 0,32atm

¿Cuántos gramos de gas CO2 hay en elrecipiente?Pesos atómicos:

C(12) O(16)

L atm

R 0,082 molK

UNI 1980

Nivel intermedio

A) 2,64 B) 1,65 C) 0,96D) 1,15 E) 3,45

Resolución:

Sabemos por definición: PV nRT

Para el CO2:

2 2CO T COP V n RT

2COm0,82 x 6 0, 082 100044

2CO 2m 2,64 gdeCO

Respuesta: A) 2,64

Problema 3

En un balón de acero de 5 litros decapacidad se introducen 28 g de N2 y 24 gde O2 a 127 °C.

Determinar la presión de la mezcla ga-seosa en atmósferas.

(PM: N2 = 28; O2 = 32)

UNI

Nivel difícil

A) 3,65 B) 4,92

C) 6,56 D) 11,48

E) 22,96

Resolución:

2 2T N OP P P ...

Sabemos que:

mRTPMV

Para el N2:

2N28 0, 082 400P

28 5

2NP 6, 56 atm ...(1)

Para el O2:

2O24 0, 082 400P

32 5

2OP 4, 92 atm ...(2)

1 y 2 en ( ) : PT = 11,48 atm

Respuesta: D) 11,48

• Por Graham

B A B

B A A

v PM(II)v PM

= =

Siempre que: P y T ctes.

Casos de la Ley de Graham

a. Si: A B V V( )

A

A A

B B

B

v tv V

t

B

A

B B

A A

Mt Pt PM

= =

b . Si : A Bt t t s

A

A A

B B

B

Vv tv V

t

B A B A

B A B A

v P nMv P nM

= = =

PROBLEMAS RESUELTOS

8/9/2019 15. Química



I. DEFINICIÓNEstudia las relaciones cuantitativas, ya sea con respecto a la

masa, volumen, etc., de los componentes de una reacción

química, dichas relaciones están gobernadas por leyes, éstas

pueden ser ponderales y/o volumétricas.

II. LEYES PONDERALES:Estudia exclusivamente las masas de las sustancias que

participan en una reacción química, puede ser de 4 clases.

A. Ley de la conservación de la masa (de La-

voisieri)

En todo proceso químico, se cumple que la masa

total de los reactantes es igual a la masa total de

los productos.

Ejemplo

Sea la síntesis de Haber – Bosch para obtener amo-

níaco: NH3.

P.A. (N = 14; H = 1)

B. Ley de las proporciones fijas y definidas (de

Proust)

Las masa de 2 ó más componentes de una reacción

química, guardan siempre una relación fija o cons-

tante, cualquiera sean estas masas.

ESTEQUIOMETRÍA

Ejemplo:Sea la oxidación del Calcio P.A (Ca = 40)

Observación:

De la reacción entre Ca y O2.Reactivo limitanteEs la sustancia que en una reacción química, toda sumasa se consume completamente, limitando la canti-

dad necesaria que va a reaccionar de la otra sustancia.

Ejemplo: El calcio.

Reactivo en exceso

Es la sustancia que en una reacción química, sumasa no se consume totalmente, porque en la

reacción entra más de lo debido de ésta sustancia.

Ejemplo: El oxígeno.

C. Ley de las proporciones múltiples (de Dalton)

Si dos sustancias simples reaccionan para generar

dos o más sustancias de una misma función química,

se observará que mientras la masa de uno de ellos

es constante, la masa del otro varía en relación de

números enteros y sencillos.

LEYES ESTEQUIOMÉTRICAS

QUÍMICA

DESARROLLO DEL TEMA

8/9/2019 15. Química



LEYES ESTEQUIOMÉTRICAS Exigimos más!

Ejemplo:

Sea la combinación iónica.

D. Ley de las proporciones recíprocas (de

Wenzel - Richter)

Si las masas de dos sustancias A y B pueden reac-

cionar separadamente con la misma masa de una

tercera sustancia "C" entonces si A y B reaccionan

juntos, lo harán con la misma masa con que reac-

cionan con "C" o con masas múltiplos o submúltiplos

a la mencionada.

Ejemplo:

III. LEYES VOLUMÉTRICAS: (DE GAY LUSSAC)Gobiernan únicamente a los volúmenes de los compo-

nentes gaseosos, pueden ser de 3 clases:

1. Ley de las proporciones fijas y definidas.

2. Ley de las proporciones múltiples.

3. Ley de las proporciones recíprocas.

El análisis de cada ley volumétrica es semejante al de

cada ley ponderal.

Ejemplo:

Sea la combustión del metano.

Se observa que:

Recordar:

gas

A m n

a C.N.

V# moléculas P VmnM N V R T

Donde: m.n a C.N 22, 4L

IV. CONTRACCIÓN VOLUMÉTRICA (C.V.)Es una medida relativa del descenso del volumen en una

reacción química respecto al volumen inicial (antes de lareacción).

R P

R

S SC.V

S

• S : Σ de volúmenes gaseosos de los reactantesR • S : Σ d e volúmenes gaseosos de los productosP

Ejemplo:

Hallar la contracción volumétrica de la combustión com-

pleta del etano.

Solución:

5C.V.9

8/9/2019 15. Química




Es la masa de aquella sustancia que se combina con una mol

de átomos de hidrógeno o sustituye la misma cantidad de

átomos de hidrógeno en las reacciones químicas. Para calcu-

larla matemáticamente depende del tipo de reacción donde

se encuentra la sustancia.

I. CUANDO LA SUSTANCIA ESTÁ ENUNA REACCIÓN NO REDOX O EN UNASOLUCIÓN

mA

MF

MF

MF

MFmeq

En las fórmulas mencionadas, al denominador se le de-

signará por el parámetro “ ”

En general:

oM ,mA MF

P Eq

– =

: Capacidad de reacción

Ejemplos:

• 16O : meq 82

= =

•2O :meq 32 / 4 8= =

• 27 A : meq 9

3= =

• 72

Fe O : meq 362 1

56 16

= =

• 2 5

28 80

108N O : meq 10,82 5

= =

• 2 4

42 32 6

98H S O : meq 49

2

= =

•

2

3424

58Mg OH : meq 29

2= =

• 24

3264

96S O : meq 482

– = =

•4

18N H : meq 181

14 4

+ = =

•

22

22

2 1ICa I Ca

25440

:294

meq 1472

= =

•

2

4 32 4 236 6

3SOFe S O Fe

112 96192

: 400meq 66,67

6= =

• x(Hidróxido)x

M OH : meq meq M meq OH+ –= +

• 23 (sal) 32

M NO : meq meq M meq NO+ –=

• 3 4 2 4 2H PO NaOH NaH PO H O

3 4meq (H PO ) ....=

• 2 2HBr Mg(OH) Mg(OH)Br H O

2meq Mg(OH) =

II. CUANDO LA SUSTANCIA ESTÁ ENUNA REACCIÓN REDOX

Mmeq#e Trans feridos –

=

• No se necesita balancear toda la ecuación química

• Sólo debe estar balanceado el elemento cuyo nú-

mero de oxidación varía.

Ejemplo:

Hallar el meq de cada sustancia en la ecuación siguiente:

3 2 2NO C N O C

Resolución:

2(NO )3

+5

+ 2Cl N O2

+1

+2

+ C 2

0

0+10 2

(+8e _

( 2e _ )

Entonces:

• 32 62

2 NO : meq 15,58

= =

•2 35, 5

2C : meq 35,52

= =

MASAS EQUIVALENTES (meq)

8/9/2019 15. Química



Pregunta 1

¿Cuántos gramos de amoniaco se deben

descomponer para obtener 360 g de hi-

drógeno? Ar(N = 14; H = 1).

UNI

Nivel fácil

A) 2040 g(NH3)

B) 3040 g(NH3)

C) 1040 g(NH3)

D) 3060 g(NH2)

E) 3140 g(NH3)

Resolución:

De la ecuación:

3 2 22NH N 3H

En 360 g de hidrógeno existen:

Problema 2

Calcular la masa en kg de cal viva (CaO)

que puede obtenerse calentando 200 kg

de caliza que contiene 95% de CaCO3.

Ar(Ca = 440; C = 12; o = 16)

UNI

Nivel intermedio

A) 230 kg

B) 210 kg

D) 130 kg

C) 106,4 kg

E) 316 kg

Resolución:

De la combustión:

Problema 3

¿Cuántos miligramos se pesaron de

CH4O para que la combustión completa

diera 4,4 miligramos de CO2?

UNI

Nivel fácil

A) CH2O

B) CH4O

C) CHO

D) CHO4

E) C4HO

Resolución:

Por la reacción de combustión com-

pleta:

• 244

N O : meq 5,58

= =

• 22 35, 5

C : meq 35,52

= =

Observación:

III. SEA LA REACCIÓN NO QUÍMICA BA-LANCEADA

a g b g a b g

A B C Se cumple:

#Eq g(A) #Eq g(B) #Eq g(C) – = – = –

Observación

Donde:

n : número de moles

: capacidad de reacción

PROBLEMAS RESUELTOS

m1Eq g (meq) g #Eq g1eq g

– = – = –

m#Eq g n1eq g

– = = –

15. Química

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