Guia Intensivo Quimica (1)

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CESOC preuniversitario FEUFRO 2014 Química Común 2014 Química Intensivo

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CESOC preuniversitario FEUFRO 2014

Química Común

2014 Química Intensivo

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Química Intensivo

ContenidoQuímica..............................................................................................................................................2

¿Qué es la química?.......................................................................................................................2

¿Desde donde se estudia la química?............................................................................................2

¿Cuáles son las características de los átomos?..............................................................................3

¿Cómo identificamos los átomos?.................................................................................................4

Constitución de la tabla periódica..................................................................................................5

Estudio químico de la materia........................................................................................................6

Enlace Iónico: Elementos y sus cargas........................................................................................7

Enlace Covalente: Elementos que comparten..........................................................................10

Enlace metálico: Los núcleos positivos y el mar de electrones.................................................16

¿Cómo se constituye la materia? y ¿Cómo relacionamos el átomo a ella?..................................17

Materia en estado puro............................................................................................................17

Materia en estado de combinación de elementos de distinto tipo..........................................18

Fuerzas intermoleculares.................................................................................................................18

FUERZAS ION-DIPOLO......................................................................................................................20

Disoluciones.....................................................................................................................................23

Estados físicos de la materia........................................................................................................23

En temimos de disoluciones.....................................................................................................23

Tipos de disoluciones:..................................................................................................................24

Concentración de las soluciones..................................................................................................24

Concepto de mol......................................................................................................................24

Calculo de peso molecular.......................................................................................................25

Concepto y cálculo de concentración de soluciones químicas.................................................26

Formas de expresar la concentración en forma cuantitativa...................................................26

Solubilidad y su dependencia.......................................................................................................28

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Química.

¿Qué es la química?La química es el sector del conocimiento que tiene como fin estudiar los cambios sustanciales de la materia.

¿Desde donde se estudia la química?Para el estudio de la química se presenta un principio fundamental: Teoría atómica.

La teoría atómica dice que el átomo es la estructura más pequeña e indivisible de la materia en condiciones naturales. En condiciones artificiales los estudios científicos del último siglo han logrado romper el átomo y aislar sus sub-partículas e incluso dividir estas partículas más pequeñas, pero la química no contempla esto en su estudio.

Según la teoría atómica, el átomo es una partícula compuesta por un núcleo y su alrededor o corteza. En el encontramos 3 tipos de sub-partículas cargadas eléctricamente y con masa (o peso). Estas son:

Tabla 1

Sub-partícula atómica Lugar del átomo en donde se encuentra

Carga Masa o peso

Protón Núcleo Positiva (+) 1,6749x10-27 Kg ( 1 uma)Neutrón Núcleo Neutra (0) 1,6726 × 10–27 kg (1, 0086 uma)Electrón Alrededor del

núcleoNegativa (-) 9.1094 × 10−31kg (0,00054 uma)

Como podemos ver el electrón tiene una masa muy pequeña en comparación con el protón y el neutrón. Estos se distribuyen en el átomo en el núcleo (protones y neutrones) y en el alrededor del núcleo (electrones).

¿Cuáles son las características de los átomos?

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Los átomos tienen interacción eléctrica entre sus protones y electrones llamadas fuerzas nucleares débiles que mantienen a los electrones cerca del núcleo. También tiene interacciones eléctricas entre neutrones y protones llamadas fuerzas nucleares fuertes que mantienen unidos a los neutrones y protones en el núcleo. Así la apariencia microscópica del átomo seria como en la imagen 1.

Esquema 1: Los protones (amarillo) y neutrones (rojo) en el centro y los electrones (azul) girando en las orbitas esquematizadas alrededor del núcleo.

¿Cómo identificamos los átomos?Existen distintos tipos de átomos llamados Elementos. Estos elementos tienen cierto número de protones, que le dan características representativas. Así llamamos a estos elementos dependiendo de la cantidad de protones en su núcleo. En la tabla 2 vemos algunos elementos y su número de protones, que serán el universo de elementos que estudiaremos en el curso.

Tabla 2

Elemento Cantidad de Protones

Elemento Cantidad de Protones

Hidrogeno (H) 1 Aluminio (Al) 13Helio (He) 2 Silicio (Si) 14Litio (Li) 3 Fosforo (P) 15Berilio (Be) 4 Azufre (S) 16Boro (B) 5 Cloro (Cl) 17Carbono (C) 6 Argón (Ar) 18Nitrógeno (N) 7 …………………………………………………………………….Oxigeno (O) 8 Cromo (Cr) 24Flúor (F) 9 Manganeso (Mn) 25Neón (Ne) 10 Hierro (Fe) 26Sodio (Na) 11 Cobre (Cu) 29Magnesio (Mg) 12 Zinc (Zn) 30

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Conclusión primera: “Un Elemento se define en su número de protones, independiente del número de neutrones o electrones que tenga”.

El numero de electrones que tenga un elemento le dará propiedades particulares, así partiremos por entender el equilibrio eléctrico de los elementos. Si un elemento tiene 6 protones, entonces lo llamaremos Carbono con su símbolo química “C”. Al tener 6 protones de carga positiva, el Carbono tiene una carga de 6 unidades positivas, para neutralizar esta carga, debería tener 6 electrones a su alrededor proporcionándole una carga de 6 unidades negativa. Con estas condiciones encontraría una neutralización de cargas considerando que cada carga positiva se anula una con cada unidad de carga negativa tiendo un carbono de Carga total 0. si tuviéramos un Elemento de 11 protones, entonces lo llamaremos Sodio con su símbolo química “Na”. Al tener 11 protones de carga positiva, el Carbono tiene una carga de 11 unidades positivas, para neutralizar esta carga, debería tener 11 electrones a su alrededor proporcionándole una carga de 11 unidades negativa y así encontrarse en un estado neutro con Carga total 0.

Conclusión segunda: “Dígase un elemento con “x” número de protones debe tener el mismo número “x” de electrones para considerarse eléctricamente neutro. Este estado se llama Estado fundamental del Elemento”.

La cantidad de neutrones en el núcleo cumple la función de estabilidad nuclear. Su número es aproximadamente el mismo número de protones.

Modelo mecano-cuántico A partir de la aplicación de la ecuación de Schrödinger al átomo de hidrógeno, se obtienen

una serie de soluciones asociadas con una función de onda “ψ” que indica la posición del electrón en cierto estado energético del átomo. Sin embargo, según el principio de incertidumbre de Heisenberg, no puede conocerse la posición exacta de un electrón, pero si se puede determinar la probabilidad de hallar un electrón en un determinado espacio. Para conocer esta probabilidad, la función de onda (ψ) de la ecuación de Schrödinger es elevada al cuadrado (ψ2), dando como resultado una nube electrónica que representa la probabilidad de encontrar un electrón en un volumen determinado. Esta descripción corresponde al concepto de “Orbital atómico”.

Orbital atómico. Cada orbital atómico tiene:

Una energía característica (se usan también los conceptos de niveles y subniveles de energía o de capas y subcapas)

Una distribución espacial característica. El electrón no sigue una órbita sino que puede imaginarse como una nube de carga negativa (o “nube de probabilidad”) alrededor del núcleo. La densidad de carga de la nube no es uniforme, hay zonas de mayor probabilidad y otras de menos, además tiene límites difusos, por lo que suele representarse

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considerando la región del espacio donde la probabilidad de encontrar el electrón es máxima (90%).

Cada orbital viene definido por tres números cuánticos: n, l y ml. Para describir los electrones hay que considerar un cuarto número cuántico: número de

espín (ms) Para átomos distintos del hidrógeno resultan soluciones parecidas pero más complejas y

con diferencias en la distribución de energías. No obstante, se pueden aplicar las soluciones del átomo de hidrogeno a átomos poli electrónicos, obteniendo aproximaciones satisfactorias.Configuración electrónica (C.E.).En el modelo mecano-cuántico, los electrones se distribuyen alrededor del núcleo

llenando los diferentes orbitales atómicos. Esta distribución es llamada configuración electrónica y se lleva a cabo mediante un orden regulado por las siguientes reglas.

Principio de exclusión de Pauli: Después del estudio de los espectros, W. Pauli propuso en 1925 la regla “ en un mismo átomo no puede haber dos electrones con los cuatro valores de los números cuánticos idénticos”. Una consecuencia de este principio es que en un orbital sólo pueden entrar 2 electrones, cada uno con espines contrarios (+1/2 y -1/2). Por lo tanto, la máxima capacidad electrónica por subnivel es:

o Para el subnivel “s” (l=0), el cual posee una orientación espacial (ml=0), pueden entrar 2 electrones.

o Para el subnivel “p” (l=1) que posee tres orientaciones espaciales (ml= -1, 0, +1), entrarán hasta 2 electrones por cada orientación espacial. En total, el subnivel “p” tiene una capacidad máxima de 6 electrones.

o Para el subnivel “d” (l=2), el cual posee cinco orientaciones espaciales (ml=-2, -1, 0, +1, +2), entrarán hasta 2 electrones por cada orientación espacial. En total, el subnivel “p” tiene una capacidad máxima de 10 electrones.

o Para el subnivel “f ”, que posee siete orientaciones tiene una capacidad máxima de 14 electrones.

Principio de Máxima multiplicidad de Hund: Esta regla fue propuesta por Friedrich Hund alrededor de 1927. Sostiene que en el caso de existir más de una orientación espacial para un orbital, estos serán de igual energía (orbitales degenerados, obtenidos a partir de un mismo “l”), la distribución más estable de electrones en el subnivel es la que tiene el mayor número posible de espines paralelos (iguales).Por ejemplo, el subnivel “2p” (correspondiente a los números cuánticos n=2 y l=1=p) presenta tres orientaciones espaciales, 2px, 2py y 2pz (correspondientes a ml= -1, 0, +1). Si se tienen menos de 6 electrones para su llenado deben ser distribuidos democráticamente, de lo contrario se interrumpe el principio de máxima multiplicidad;

Ilustración 1: En a) se observa una correcta aplicación del principio de máxima multiplicidad y b) se observa una incorrecta aplicación del principio de máxima multiplicidad

Principio de Mínima Energía de Aufbau: El también llamado Principio de construcción, establece que los orbitales atómicos se llenan de menor a mayor energía. Para determinar este orden dentro de los átomos poli electrónicos, utilizamos un diagrama de

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diagonales o diagrama de Möller (figura 1), donde se escribe el nivel y la subcapa a la que pertenece un orbital para luego organizarlos. Tiene la siguiente forma:Siguiendo las flechas de este diagrama se obtiene que los orbitales se ordenan: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s.

Ejercicio resuelto: Configuración de electrónica.1. Determinar la configuración electrónica del átomo P (fósforo).

ResoluciónPlan de resolución.1. Determinar el número de electrones en juego.2. Escribir el orden de los orbitales según el principio de Aufbau.3. Llenar los orbitales con los electrones, siguiendo el principio de exclusión de Pauli y el

principio de máxima multiplicidad. Desarrollo.1. Determinar el número de electrones en juego.

El fosforo presenta 15 protones en el núcleo. Especie señala en el problema se encuentra en el estado fundamental o neutro, por lo tanto el número de protones es igual a número de electrones. Entonces hay 15 electrones en juego.

2. Escribir el orden de los orbitales según el principio de Aufbau.El orden de los orbitales según el principio es:1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s.Los orbitales también pueden ser representados diferenciando las orientaciones espaciales:1s 2s 2px

2py 2pz 3s 3px 3py

3pz 4s 3dxy 3dxz 3dyz 3dz2 3dx2-y2 4px 4py 4pz…,

Los orbitales también pueden ser representados con el diseño de cajas:

3. Llenar los orbitales con los electrones, siguiendo el principio de exclusión de Pauli y el principio de máxima multiplicidad.

Para llenar los 15 electrones, se deben indicar como superíndices en cada subnivel, hasta que acaben los electrones, como se muestra a continuación.1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 o 1s2 2s2 2p6 3s2 3px

13py13pz

1.Para el llenado en el diseño de cajas, los electrones con espín +1/2 se representan con una flecha hacia arriba y los electrones con spin -1/2 con una flecha hacia abajo.

Nótese que en el subnivel 3p se han distribuido los electrones según el principio de máxima multiplicidad.

Respuesta: La configuración electrónica del “P” es 1s2 2s2 2p6 3s2 3px

13py13pz

1.

Constitución de la tabla periódica.Luego de estudios químicos de cada elemento, se ha concluido un orden de los elementos en relación a sus propiedades. Este orden se ha configurado en la Tabla Periódica de los Elementos.

Figura 1: Representación del diagrama de Möller

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Esta tabla tiene una división de periodo (arriba a abajo) y otra de grupos (Izquierda a derecha). En esta tabla se ordenan todos los elementos encontrados (y también creados) según las propiedades que presentan en el estudio químico. En el esquema 1 se presenta un moidelo de tabla periodica. Para entenderlo utilizaremos la casilla del carbono. El numero “6” indica la cantidad de protones y la cantidad de electrones en Estado fundamental (carga total =0). Los numeros sobre cada columna indica el Grupo al que pretenece y el numero del Periodo esta indicado al lado izquierdo de la tabla .

Esquema 1

Estudio químico de la materia.Es el estudio de las transformaciones y cambios de la materia en forma macroscópica para

sacar conclusiones microscópicas. Esto quiere decir que al ver el comportamiento de algún elemento que esté presente en algún material o compuesto (Ej. En el aire hay Oxigeno, al igual

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que en el agua) puedo definir propiedades y cosas en común, haciendo pruebas o estudios de comparación.

Para el estudio química de la materia hay conocer la información recopilada hasta nuestros días, y la tabla periódica es un producto muy didáctico para entender los avances.

En el mundo es muy difícil encontrar un elemento en estado puro (como los gases nobles). En general siempre están formando compuestos con los demás elementos o incluso con más elementos de su mismo tipo. Por ejemplo el Oxígeno “O” tal como lo vemos en la tabla periódica no lo encontramos en la naturaleza. Lo encontramos en la atmosfera como Oxígeno molecular, que consta de 2 Elementos de Oxígeno unidos (Oxígeno –Oxígeno, O2), o como Ozono que consta de 3 Elementos de Oxígeno unidos (Oxígeno –Oxígeno-Oxigeno, O3), o bien como Agua que consta de 1 Elemento de Oxígeno unido a 2 Elementos de Hidrógeno (Hidrógeno –Oxígeno- Hidrógeno, H2O). Por esto, lo primero que haremos es darle una explicación lógica a sus uniones.

Enlace Iónico: Elementos y sus cargas.

Aparato lógico de la constitución de ionesUn ion es un elemento que encuentra su equilibrio en la aceptación y liberación de

electrones a partir de su estado fundamental, según algunas reglas. El resultado de este cambio en la cantidad de electrones resulta en una diferencia distinta de cero con sus protones, por lo que adquiere una carga eléctrica superior que le da propiedades particulares de comportamiento y de unión.

Primero estableceremos 2 principios de base:

Primer principio: Distribución de los electrones alrededor del núcleo: los electrones forman capas de distintos niveles de energía alrededor del núcleo producto de las interacciones eléctricas que estos tienen. Así podemos denominar niveles a estos niveles de energía. Los niveles son llamados 1, 2, 3, 4,…, etc. Y se van llenando de la siguiente manera. El nivel 1 se satisface 2 electrones. El nivel 2 se satisface 8 electrones. El nivel 3 se satisface a soportar 8 como mínimo y llega hasta 18 como máximo. Los demás niveles no los estudiaremos pero no está demás mencionar que el nivel 4 alcanza desde 8 a 32 electrones y el 5 alcanza desde 8 a 32 también. Los electrones se van agregando desde el nivel 1 hacia arriba.

Nivel 1 2 3 4Nº de electrones que lo satisface

2 8 8 hasta 18 8 hasta 32

Segundo principio: Todo elemento en Estado fundamental debe quedar con una cantidad de electrones que satisfaga completamente el nivel más cercano a su último electrón. Ya sea liberando o aceptando electrones, debe cumplirse esta regla.

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Articulando estos dos principios: ejemplos en algunos elementos.a) El Sodio tiene 11 electrones en su estado fundamental. Si empezamos a llenar los

niveles obtenemos: nivel 1 con 2 electrones; nivel 2 con 8 electrones; nivel 3 con 1 electrón; total =11 electrones.

Si evaluamos su estado de satisfacción, vemos que los niveles 1 y 2 tienen satisfacción completa, pero el nivel 3 solo tiene un electrón. Como el segundo principio en el fondo dice que debe satisfacerse el último nivel liberando o aceptando electrones, debemos evaluar que es más simple para el elemento:

1) Conseguir 7 electrones para llenar el nivel 3

2) Deshacerse de 1 electrón para hacer desaparecer el nivel 3 y quedar con su nuevo último nivel 2 satisfecho.

En conclusión el Sodio libera 1 electrón para conseguir su satisfacción, ya que es mucho más fácil. En resumidas cuentas el sodio ahora posee;

11 electrones menos 1 electrón = 10 electrones.

Conectando con los anteriormente visto, la carga total del este Elemento Sodio será el numero de cargas positivas (número de protones) menos el numero de cargas negativas (número de electrones). Entonces;

11protones – 10 electrones = 1 protón más por lo tanto se dice que el Sodio tiene carga 1 positiva (1+). y pasa a llamarse Ion positivo o catión (buscar definición en bibliografía complementaria).

b) El Cloro tiene 17 electrones en su estado fundamental. Si empezamos a llenar los niveles obtenemos: nivel 1 con 2 electrones; nivel 2 con 8 electrones; nivel 3 con 7 electrón; total =17 electrones.

Si evaluamos su estado de satisfacción, vemos que los niveles 1 y 2 tienen satisfacción completa, pero el nivel 3 solo tiene 7 electrones. Como el segundo principio, en el fondo dice que debe satisfacerse el último nivel liberando o aceptando electrones, debemos evaluar que es más simple para el elemento:

1) Conseguir 1 electrones para llenar el nivel 3 o

2) Deshacerse de 7 electrones para hacer desaparecer el nivel 3 y quedar con su nuevo último nivel 2 satisfecho.

En conclusión el Cloro acepta 1 electrón para conseguir su satisfacción, ya que es mucho más fácil. En resumidas cuentas el sodio ahora posee;

17 electrones más 1 electrón = 18 electrones.

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Conectando con los anteriormente visto, la carga total del este Elemento Cloro será el numero de cargas positivas (número de protones) menos el numero de cargas negativas (número de electrones). Entonces;

17protones – 18 electrones = 1 electrón más por lo tanto se dice que el Cloro tiene carga 1 Negativa (1-) y pasa a llamarse Ion negativo o anión (buscar definición en bibliografía complementaria).

Para representar estas cargas con su respectivo elemento se designa así;

Sodio con 1 carga positiva: Na 1+ o bien Na +

Cloro con 1 carga negativa: Cl 1- o bien Cl -

Actividad 1: determine utilizando la tabla periódica, las cargas finales de los siguientes elementos según los dos principios expuestos:

Elemento en estado fundamental

Mg Al F Li O

Ion del elemento.

Enlace iónicoEl enlace iónico es la unión de 2 o más Iones con distintas carga de manera que el

resultado de la suma de sus cargas sea cero “0”. Por ejemplo veamos la unión de los Iones de Sodio y de Cloro. El catión Sodio Na+ y el anión Cloro tienen su unión en función de la atracción eléctrica. Así configuramos la llamada “sal de mesa” o técnicamente Cloruro de Sodio, que se esquematiza de la siguiente manera;

1 Na+ + 1 Cl- 1 NaCl

Así vemos que necesitamos un ion Sodio y un Ion Cloro para generar una Molécula de NaCl justificando su unión en las cargas adquiridas después de encontrar su satisfacción de niveles.

Otro ejemplo será el del ion Manganeso (Mg 2+) con el ion Cloro (Cl- ).para llegar a la carga total cero se necesita anular las cargas. Por esto a un ion Mg2+ debemos unirlo a un primer ion Cl-, dándonos como total:

2 cargas positivas menos 1 carga negativa = 1 carga positiva.

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Se necesita de otro ion Cloro para anular completamente la carga. Así con un ion Mg2+

debemos unirlo a dos iones Cl-, dándonos como total;

2 cargas positivas menos 2 cargas negativa = 0 cargas.

En forma esquemática se representa así;

1 Mg2+ + 2 Cl- 1 MgCl2

Representamos en el esquema siguiente el enlace ionico.

Esquema 2: Se representa al Na+ Azul con el signo de su carga y al Cl- verde con el signo de su carga.

Nota importante: El hidrógeno es el único elemento que puede quedar sin electrones, sea con carga H+, así como también con su nivel lleno, sea con carga H- .

Actividad 2: Determine la forma de unión de iones para formar las moléculas iónicas que correspondan.

Pares de iones “Mg 2+” y “F-“ “Al 3+” y “O2-“ “Li+” y “O2-“ “Na+” y “H-“

Enlace Covalente: Elementos que comparten.Los elementos en estado fundamental tienen otras opciones para alcanzar su satisfacción.

Consiste en que un Elemento “X” comparte los electrones extras en la última capa con otros elementos. Estos elementos a su vez también comparten sus electrones con el elemento “X” en cuestión. ¿Con que fin? Con el fin de satisfacer sus niveles. Para esto siguen principios de compartición.

Primer principio (Principio de exclusión de Pauli): los electrones se agrupan de a par, debido al concepto de espín.

Así los electrones en un elemento que tiene 8 electrones deben llamarse 4 pares de electrones, y el elemento de 7 electrones en su nivel 2 deben llamarse como 3 pares de electrones

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y un electrón desapareado. El objetivo de esta agrupación se entenderá despues del segundo principio.

Segundo principio: cuando existe electrones desapareados, es en función de los electrones que faltan para llenar el nivel. Así el Carbono que tiene 4 electrones en su nivel 2, no podemos decir que tiene 2 pares de electrones, ya que el necesita 4 electrones para completar su nivel 2. Así que se dice que tiene 4 electrones desapareados, los cuales buscaran su par en los electrones de otro elemento deseoso de compartir. Si lo consigue obtendrá 4 electrones mas, mediante 4 pares. Obteniendo así 8 electrones en su nivel 2.

Ej: De la forma de aparear.

Carbono: 4 electrones en su último nivel;

4 electrones desapareados + 4 electrones de otro elemento = 8 electrones.

Nitrógeno: 5 electrones en su último nivel;

2 electrones apareados + 3 electrones desapareados + 3 electrones de otros elementos = 8 electrones.

Para desarrollarlo con más facilidad se esquemática con diagramas de Lewis. Expuestos en el

Esquema 3: diagramas de Lewis de algunos elementos representativos del enlace covalente. Así vemos que el hidrogeno tiene un electrón para compartir, faltándole uno para completar su nivel 1. El oxigeno tiene 2 electrones desapareados disponibles para compartirse con 2 electrones faltantes para satisfacer su nivel 2.

Unión de ElementosPara representar la unión de los elementos se utilizan los diagramas de la siguiente manera:

Para unir el carbono con el hidrogeno en la molécula de CH4;

Tenemos los dos diagramas de elementos:

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Empezamos a unirlos de la siguiente manera

Seguimos agregando más hidrógenos hasta confeccionar la molécula.

Y finalmente constituimos la molécula:

Que denominamos CH4 o Metano.

De esta manera construimos las moléculas llamadas covalente y comprobamos el nivel de satisfacción de cada elemento.

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El carbono posee 8 electrones en su último nivel 2, o sea su total.

El Hidrógeno posee 2 electrones en su último nivel 1, o sea el total.

Actividad 3: confeccione el diagrama de Lewis para las siguientes moléculas:

Moléculas NH3 H3C-CH3 H2O HCl

Enlace doble y triplesEn la unión con enlace covalente, muchas veces debemos utilizar enlaces dobles en donde

un Elemento con dos electrones para compartir se unen con otros dos electrones para compartir de otro elemento. Por ejemplo el O2 en el esquema 4. En forma homologa se construye el enlace triple.

Esquema 4: El diagrama de Lewis del O2.

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En la unión de enlaces covalentes muchas veces se forma un anión complejo. Esto se produce por la aceptación de electrones por parte de los Elementos unidos. Por ejemplo el ion Nitrato (NO3

- ), Sulfato( SO42- ), Fosfato (PO4

3- )o el Carbonato CO32-. Estos iones complejos son muy

importantes ya que configuran sustancia muy importante en nuestra vida, como el Carbonato de Sodio (Na2CO3).

Anión complejo.La configuración de un anión complejo se da de la siguiente manera.

Tengamos el anión Carbonato CO32- , un anión complejo común.

Para construirlo debemos indicar que la carga negativa indica que hay dos electrones más presentes en la estructura.

Tenemos los dos diagramas de elementos:

Empezamos a unirlos de la siguiente manera

Seguimos agregando más Oxígenos hasta confeccionar la molécula.

Quedan muchos electrones desapareados y es necesario construir enlaces doble. Para esto identificamos los electrones desapareados que debemos unir:

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Los unimos.

Luego vemos que nos quedan dos electrones desapareados, pero tenemos 2 electrones extras indicados por la carga y los usamos para completar las duplas;

Los unimos;

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Para presentar la existencia de 2 electrones mas se encierra en corchetes y se pone como súper índice la carga total.

Así construimos el ion complejo carbonato, CO32-

Estos iones complejos se unen a cationes de igual manera que los aniones normales, anulando las cargas y representándolos esquemáticamente para formar enlaces ionicos. Ej. La unión de Na+ con CO3

2- .

El ion Sodio (Na +) con el ion Carbonato (CO32-). Para llegar a la carga total cero se necesita

anular las cargas. Por esto a un ion Na+ debemos unirlo al ion CO32- , dándonos como total:

1 carga positivas menos 2 carga negativa = 1 carga negativa.

Se necesita de otro ion Sodio para anular completamente la carga. Así con un ion CO32-

debemos unirlo a dos iones Na+ , dándonos como total;

2 cargas positivas menos 2 cargas negativa = 0 cargas.

2Na+ + 1 CO32- 1 Na2 CO3

Enlace metálico: Los núcleos positivos y el mar de electrones.Este enlace consiste en la unión de Elementos con la dislocación de los electrones de la

última capa formando un mar de electrones a su alrededor que los mantiene unidos. Esto se

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produce ay que al dejar los electrones libres se vuelven positivos los Elementos, algo así como iones. En el esquema 5 se representa el enlace metálico.

Esquema 5: Los núcleos como círculos grandes y azulados y los electrones rojos formando el mar de electrones.

¿Cómo se constituye la materia? y ¿Cómo relacionamos el átomo a ella?Para enfrentarnos al estudio macroscópico de la materia, debemos representar macroscópicamente los tipos de enlaces que se han presentado.

Materia en estado puroPrimero la clasificación de los elementos de la tabla periódica en sus estados puros en la naturaleza. Estado puro se refiere a sustancias con Elementos de un mismo tipo. Ej. Aluminio tiene solo Elementos de Aluminios, Oxigeno tiene solo Oxígenos, Diamante tiene solo Carbonos, entre otros.

Primero todos los elementos de grupo 1 y 2 y también el Aluminio (del grupo 13) se presentan con enlaces metálicos en estado puro. Así vemos el Litio un metal que se explota por las mineras en la segunda región de chile. Estos elementos se denominan Metales. (Menos el Hidrogeno que es considerado No metal)

Los elementos de los grupos 13, 14, 15, 16, 17 se presentan en general como gases, sólidos y líquidos con enlaces covalentes. Estos se llaman No Metales.

Los elementos del grupo 18 estan en estado gaseoso y se les llama Gases Nobles, porque tienen sus niveles llenos y le dificulta la posibilidad de estar enlazados a otros elementos.

Los elementos de los grupos 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 11, 12 son llamados Metales de transición su estudio pasa de nuestros objetivos, solo diremos que forman enlaces metálicos en estado puro. Por eso en la tabla periódica tienen colores distintos

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Materia en estado de combinación de elementos de distinto tipo.En las Uniones de Enlace iónico corresponde a las sales, como la sal de mesa (NaCl), el

carbonato de sodio (Na2CO3) o el Nitrato de potasio o salitre (KNO3). Estas sales se forman por enlaces entre elementos de tipo Metal y No Metal.

Las uniones metálicas entre elementos del tipo Metal de distinto tipo o bien un Metal y un No Metal que este en estado sólido a temperatura ambiente y se llaman aleaciones. Así tenemos el Bronce (cobre y estaño) y la Alpaca (Zinc, Cobre y Níquel).

Las combinaciones entre No Metales (incluyendo ahora el hidrógeno) dan como resultado distintas sustancia con propiedades muy diversas. Ej. El Agua H2O que es liquida y solubiliza a gran parte de las sales y el CO2 que es un gas protagonista en la respiración celular. El alcohol etílico CH3CH2OH que es constituyente de las bebidas alcohólicas, etc.

Fuerzas intermoleculares Dentro del estudio de la química, modelar el mundo microscópico es fundamental para explicar, predecir y describir fenómenos macroscópicos. Para comenzar a dar forma al mundo microscópico es necesario Reconocer los dos tipos de fuerza que interactúan: Las fuerzas intramoleculares y las fuerzas intermoleculares.

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Las entidades mínimas que se encuentran el mundo microscópico son las moléculas1. Estas entidades mínimas estas constituidas por cierto tipo de átomos que se unen por medio de los modelos de enlace químico: enlace covalente, enlace iónico y enlace metálico. Por lo tanto, el enlace químico es el responsable de mantener juntos a los átomos de una molécula mediante las fuerzas Intramoleculares.

Por otro lado, las Fuerzas intermoleculares son fuerzas de atracción entre las moléculas. Dependiendo del tipo de fuerza intramolecular que mantienen unidad a cada molécula, podemos predecir cuál es el tipo de fuerza intermolecular que puede generar y así explicar las propiedades macroscópicas que presentan las sustancias (por ejemplo, punto de ebullición o fusión, solubilidad, etc.).

Las fuerzas intermoleculares suelen ser más débiles que las intramoleculares; por ello, se necesita menos energía para evaporar un líquido que para romper los enlaces de sus moléculas. Por ejemplo, para evaporar 1 mol de agua en su punto de ebullición son suficientes alrededor de 41 kJ de energía; en cambio, para romper los dos enlaces O—H en l mol de moléculas de agua es necesario aplicar unos 930 kJ de energía. En general, los puntos de ebullición de las sustancias reflejan la magnitud de las fuerzas intermoleculares que actúan entre las moléculas. En el punto de ebullición se debe suministrar suficiente energía para vencer las fuerzas de atracción entre las moléculas a fin de que entren a la fase de vapor. Si se precisa más energía para separar las moléculas de la sustancia A que de la sustancia B es porque las moléculas de A están unidas por fuerzas intermoleculares más fuertes, por tanto, el punto de ebullición de A será mayor que el de B. El mismo principio se aplica también al punto de fusión de las sustancias. Por lo general, los puntos de fusión de las sustancias aumentan con la intensidad de las fuerzas intermoleculares.

Tipos de Fuerzas intermoleculares.

Dentro de las fuerzas intermoleculares, las fuerzas dipolo-dipolo, dipolo-dipolo inducido y las fuerzas de dispersión integran lo que los químicos denominan fuerzas de van der Waals, nombradas así en reconocimiento al físico holandés Johannes van der Waals. Los iones y dipolos se atraen entre sí mediante fuerzas electrostáticas conocidas como fuerzas ion-dipolo, que no son fuerzas de van der Waals. El enlace de hidrógeno es un tipo de interacción dipolo-dipolo particularmente fuerte. Dado que sólo unos pocos elementos participan en la formación del enlace de hidrógeno, éste se trata como una categoría aparte. Según la fase de una sustancia, la naturaleza de los enlaces químicos y los tipos de elementos que la componen, en la atracción total entre las moléculas pueden actuar distintos tipos de interacciones, como se verá en seguida.

FUERZAS DIPOLO-DIPOLO

1 Al referirse a molécula, se refiere tanto a entidades con uniones covalentes, iónicas y metálicas de sustancias puras.

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Las fuerzas dipolo-dipolo son las fuerzas de atracción entre moléculas polares, es decir, entre moléculas que poseen momentos dipolares. Su origen es electrostático y se pueden entender en función de la ley de Coulomb. A mayor momento dipolar mayor es la fuerza. La figura muestra la orientación de moléculas polares en un sólido. En los líquidos, las moléculas polares no están unidas de manera tan rígida como en un sólido, pero tienden a alinearse de tal manera que, en promedio, las interacciones de atracción son máximas.

Figura 2: Moléculas configuradas en el estado sólido, los dipolos se ordenan para favorecer la interacción entre los polos de las distintas moléculas.

Figura 3: Moléculas configuradas en el estado liquido, los dipolos se ordenan para favorecer la interacción entre los polos de las distintas moléculas, a pesar de que la energía de las moléculas es mayor y por ello están más desordenadas que en el sólido.

FUERZAS ION-DIPOLO

La ley de Coulomb también explica las fuerzas ion-dipolo, las cuales atraen entre sí un ion (ya sea un catión o un anión) y una molécula polar (figura 3). La intensidad de esta interacción depende de la carga y tamaño del ion así como de la magnitud del momento dipolar y del tamaño de la molécula. Las cargas en los cationes están más concentradas porque estos iones suelen ser más pequeños que los aniones. En consecuencia, con una carga de igual magnitud, un catión experimenta una interacción más fuerte con los dipolos que un anión.La hidratación es un ejemplo de interacción ion-dipolo (figura 4). En una disolución acuosa de NaCl, los iones Na+ y Cl- se rodean de moléculas de agua, las cuales tienen un gran momento dipolar (1.87 D). Cuando se disuelve un compuesto iónico como el NaCl, las moléculas de agua actúan como un aislante eléctrico que separa a los iones. En cambio, el tetracloruro de carbono (CCl4), una molécula no polar, carece de la capacidad de participar en una interacción ion-dipolo. En consecuencia, el tetracloruro de carbono es un mal disolvente de compuestos iónicos, al igual que la mayoría de los líquidos no polares.

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Figura 4: Interacción entre un ion Positivo con moléculas polares estableciendo interacciones ion-dipolo.

Figura 5: (A) Interacción entre un ion sodio con moléculas de agua y (B) Interacción entre un ion Cloro con moléculas de agua. En ambos casos, la molécula de agua (polar), se orienta en el sentido de atracción con los iones, estableciendo interacciones ion-dipolo.

Fuerzas de dispersión. ¿Qué fuerzas de atracción se establecen entre las sustancias no polares? Para contestar

esta pregunta, analice el esquema de la figura 5. Si un ion o una molécula polar se acerca a un átomo (o una molécula no polar), la distribución electrónica del átomo (o molécula) se distorsiona por la fuerza que ejerce el ion o la molécula polar, dando lugar a una clase de dipolo. Se dice que el dipolo del átomo (o molécula no polar) es un dipolo inducido porque la separación de sus cargas positiva y negativa se debe a la proximidad de un ion o una molécula polar. La atracción entre un ion y el dipolo inducido se conoce como interacción ion-dipolo inducido, en tanto que la atracción entre una molécula polar y el dipolo inducido se conoce como interacción dipolo-dipolo inducido.

La probabilidad de inducir un momento dipolar depende no sólo de la carga del ion o de la fuerza del dipolo, sino también del grado de polarización del átomo o molécula, es decir, de qué tan fácil se distorsione la distribución electrónica del átomo (o molécula). En general, un átomo o molécula tiende a ser más polarizable a medida que aumenta el número de electrones y se hace más difusa la nube electrónica. Por nube difusa se entiende una nube electrónica que se distribuye en un volumen considerable, de tal forma que los electrones no están fuertemente unidos al núcleo.

(A) (B)

Figura 6: Inicialmente en (A), se aprecia un átomo o molécula No polar a punto de interaccionar con una molécula polar. En (B) se observa que la molécula polar induce una dispersión de la nube electrónica. Esto permite que se establezcan interacciones dipolo-dipolo inducido.

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PUENTES DE HIDRÓGENOEl puente o enlace de hidrógeno es un tipo especial de interacción dipolo-dipolo entre el átomo de hidrógeno de un enlace polar, como N—H, O—H o F—H, y un átomo electronegativo O, N o F. Esta interacción se escribe como:A—H ---- B ó A—H ---- A

A y B representan O, N o F; A—H es una molécula o parte de una molécula, y B es parte de otra molécula; la línea punteada representa al enlace de hidrógeno. Los tres átomos casi siempre están situados en línea recta, pero el ángulo AHB (o AHA) puede desviarse de la linearidad hasta 30°. Observe que los átomos de O, N y F poseen al menos un par de electrones libres capaces de interactuar con el átomo de hidrógeno en el enlace de hidrógeno.

La energía promedio de un enlace de hidrógeno es demasiado grande para una interacción dipolo-dipolo (más de 40 kJ/mol). Por esta razón, los enlaces de hidrógeno tienen un fuerte efecto en la estructura y propiedades de muchos compuestos. La figura 6 muestra dos ejemplos de enlaces de hidrógeno.

Figura 7: Representaciones de los puentes de hidrogeno entre moleculas de agua y entre las bases nitrogenadas guanina y citosina.

La primera evidencia del enlace de hidrógeno se obtuvo al estudiar los puntos de ebullición de los compuestos. Los puntos de ebullición de una serie de compuestos semejantes que contienen elementos del mismo grupo periódico suelen aumentar con la masa molar. Pero, como se observa en la ilustración 1, los compuestos de hidrógeno de los elementos de los grupos 15, 16 y 17 no siguen esta tendencia. El compuesto más ligero (NH3, H20, HF) de cada una de estas series tiene el punto de ebullición más alto, de forma contraria a lo que se esperaría considerando la masa molar. La explicación se debe a los múltiples enlaces de hidrógeno que forman las moléculas de estos compuestos.

Ilustración 2 : Grafico que muestra las tendencias por grupo de los puntos de ebullición de los compuestos hidrogenados.

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RELACION ENTRE LAS FUERZAS INTERMOLECULARESEl orden de magnitud relativa de las fuerzas intermoleculares es:

Enlace de hidrógeno > dipolo – dipolo > dispersión de London

*La fuerza de las interacciones ion dipolo es variable debido a que dependen del dipolo, por lo que no entran en la relación.

A continuación se muestra un esquema donde se señalan los Ilustración 3: Esquema resumen.

Disoluciones. Las disoluciones son mezclas que constan de un soluto y un solvente.

Para comprender la disolución debemos conocer los estados físicos de la materia. Estos son el estado sólido, líquido y gaseoso.

Estados físicos de la materiaEn estado sólido los elementos están muy juntos entre si, poseen una energía muy alta de unión. Macroscópicamente mantiene su forma al moverse.

En estado liquido tiene una energía de unión más baja que en los sólidos. Macroscópicamente mantiene la forma del recipiente que los contiene.

En estado gaseoso tienen una energía de unión muy baja. Macroscópicamente se escurren en todas direcciones.

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En temimos de disoluciones.El soluto es el compuesto que se disolverá en el solvente. Por lo general está en estado sólido, líquido o gaseoso.

El solvente es la sustancia que diluirá al soluto.

El disolvente universal es el agua H2O que posee propiedades muy importantes para la vida.

Así un ejemplo de disolución es la sal de mesa (soluto) en agua (solvente). El agua logra que se separen sus iones manteniéndolos disueltos y así generar una disolución.

Tipos de disoluciones:Soluciones homogéneas: el solvente logra dividir en iones en el caso de un soluto de sal ( Sal en agua), mezclarse completamente en el caso de soluto líquido (vinagre con agua) o bien, mantener disuelto el gas (bebida gaseosa). En todos los casos no se ve la diferencia de las dos sustancias originales.

Soluciones heterogéneas: Aquí tenemos un tipo en donde el disolvente no puede disolver el soluto y otro tipo donde el solvente disuelve una parte del soluto y el resto precipita en el fondo del vaso (a esto se le llama Solución Saturada).

Concentración de las soluciones.Para comenzar a medir la concentración de las soluciones, se debe saber la forma en que se miden las sustancias.

Concepto de mol.Un mol es una unidad de medida de cantidad de materia. Es una forma de medir macroscópicamente la materia. Avogadro un científico indico que un mol tiene una cantidad específica de partículas. Esta cantidad es: 602300000000000000000 partículas por cada mol.

Esto nos indica según las proporciones de mezcla cuanta cantidad de materia debemos usar para hacerla reaccionar y así conseguir una cantidad específica.

Para ejemplificar su uso usaremos la reacción entre Na+ con CO32- . Sabemos que su proporción es

2Na+ + 1 CO32- 1 Na2CO3

Por lo tanto necesitamos 2 partículas de Na+ para reaccionar con 1 partícula de CO32- y así

obtendremos 1 partícula de Na2 CO3 .Ahora esta cantidad es imposible de medir por un ser humano, puesto que estas partículas son microscópicas. Según Avogadro si podemos medir macroscópicamente 602300000000000000000 partículas de cada sustancia. Asi tendremos por proporciones que;

1204600000000000000000Na++ 602300000000000000000 CO32- 602300000000000000000 Na2CO3

Y como 602300000000000000000 partículas equivalen a 1 mol tendremos que;

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2 moles de Na+ + 1 mol de CO32- 1 mol de Na2CO3

Leeremos entonces los coeficientes como la cantidad de proporción de en moles.

La forma en que podemos medir 602300000000000000000 partículas de cada sustancia a través del peso. Como fruto de estudios de muchos años, tenemos lo que pesa (en gramos) cada elemento en la tabla periódica. En el esquema 6 se muestran algunos.

Tabla 3: Algunos valores de peso en gramos de un mol de cada átomo.

Elemento Peso en gramos aproximados

Elemento Peso en gramos aproximados

Hidrogeno (H) 1 Aluminio (Al) 26Helio (He) 4 Silicio (Si) 28Litio (Li) 6 Fosforo (P) 30Berilio (Be) 8 Azufre (S) 32Boro (B) 10 Cloro (Cl) 35Carbono (C) 12 Argón (Ar) 36Nitrógeno (N) 14 …………………………………………………………………….Oxigeno (O) 16 Cromo (Cr) 48Flúor (F) 18 Manganeso (Mn) 50Neón (Ne) 20 Hierro (Fe) 52Sodio (Na) 23 Cobre (Cu) 58Magnesio (Mg) 24 Zinc (Zn) 60

Usando el esquema 6 vemos que 1 mol de carbono pesa 12 gramos, o sea 602300000000000000000 elementos carbono pesan 12 gramos.

Calculo de peso molecularEl peso molecular se calcula sumando los pesos atómicos da cada átomo constituyente. De esta manera tenemos al CH4. Para calcular su peso molecular veremos:

- Peso atómico del Carbono = 12 g/mol- Peso atómico del Hidrogeno= 1 g/mol

Como tenemos cuatro Hidrógenos, calculamos;

Peso atómico del Carbono + peso atómico del hidrógenos x 4 = peso molecular

12 g/mol + 1g/mol x 4 = 16 g/mol

Así un mol de CH4 pesara 16 g.

Actividad 4. Calcules cuantos gramos de H2 son necesarios para crear 2 moles de H2O, según la siguiente reacción:

2H2 + 1O2 2H2O

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Actividad 5. Calcule el peso molecular los compuestos de la tabla siguiente a partir de los pesos atómicos de la tabla 3 de la pagina 20.

HNO3 H2O O2 NaHCO3 NH3 NaCl

Concepto y cálculo de concentración de soluciones químicasLa concentración es la proporción entre la cantidad de soluto disuelto y la cantidad de disolvente. Podemos calificar la concentración en forma cualitativa, diciendo:”esta solución está más concentrada que la otra”. Pero la forma más importante de calificar una solución es en forma cuantitativa.

Formas de expresar la concentración en forma cuantitativaLas concentraciones se pueden expresar en:

a) Soluto en disolvente.Molalidad (m): al disolver 58g de NaCl en 100g de agua. Esta medida se define en la cantidad de moles de soluto divida por la cantidad solvente en kilogramos. Primero calculamos cada cifra en las unidades pedida

i. 58g de NaCl a mol: calculamos la cantidad de g/mol de NaClEl Na pesa 23 g/mol. El Cl pesa 35 g/mol. El total será 58 g/mol entonces 58g de NaCl corresponden a 1 mol.

ii. 100 g de H2O a kg. Sabemos que 1000g corresponden a 1 kg, por ende 100 g corresponden a 0,1 kg.

100 g1000 g

xkg=0.1 kg

Para finalizar dividimos los valores 1 mol de NaCl0,1 kgde H 2 O

=10 m.

La concentración molal es 10 m.

b) Soluto en solución.Molaridad (M): indica la medida de la cantidad de moles de soluto en litro de solución. Por ejemplo al disolver 58 g de NaCl en 100 ml de solución. Primero se transforma a las unidades pedidas.

i. 58g de NaCl a mol: calculamos la cantidad de g/mol de NaClEl Na pesa 23 g/mol. El Cl pesa 35 g/mol. El total será 58 g/mol entonces 58g de NaCl corresponden a 1 mol.

ii. 100mLde solucion a kg. Sabemos que 1000mL corresponden a 1L, por ende 100 mL corresponden a 0,1 L.

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100 mL1000 mL

xL=0.1 L

Para finalizar dividimos los valores 1 molde NaCl

0,1 L de solucion=10 M .

La concentración Molar es 10 M.

Porcentajes en peso (% en peso): por ejemplo al disolver 58g de NaCl en 100g de agua. Se define como el porcentaje de la cantidad de soluto en gramos por cantidad de solución en gramos. Y el resultado de esto multiplicado por 100.

Ojo: la cantidad de solución es igual a la cantidad de soluto más disolvente.

Así obtenemos que la cantidad de solución sea 58g + 100g= 158 g

Calculamos

58 gde NaCl158 gde solución

x100=37,7 %en peso

La concentración en % en peso es 37,7%.

Porcentajes en volumen (% en volumen): por ejemplo al disolver 20 ml de HCl en 100 ml de agua. Se define como el porcentaje de la cantidad de soluto en ml dividido por cantidad de solución Y el resultado de esto multiplicado por 100.

Ojo: la cantidad de solución es igual a la cantidad de soluto más disolvente.

Así obtenemos que la cantidad de solución es 20ml + 100ml= 120ml

Calculamos

20 mlde HCl120 mlde solucion

x 100=16,7 %en peso

La concentración en % de volumen es 16,7 %.

Actividad 6: calcule las concentraciones Molales de las siguientes disoluciones:

3 moles de NaCl en 1 kg de agua 6 moles de H2SO4 en 1 kg de solución4 moles de NaCl en 2 kg de agua 5 moles de NaCl en 10 kg de agua58 gramos de NaCl en 1 kg de agua 98 gramos de H2SO4 en 1 kg de agua40 gramos de NaOH en 1 kg de agua 80 gramos de NaOH en 2 kg de agua

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Actividad 7: calcule las concentraciones Molares de las siguientes disoluciones.

3 moles de NaCl en 1 L de solución 6 moles de H2SO4 en 1 L de solución4 moles de NaCl en 2 L de solución 5 moles de NaCl en 10 L de solución58 gramos de NaCl en 1 L de solución 98 gramos de H2SO4 en 1 L de solución40 gramos de NaOH en 1 L de solución 80 gramos de NaOH en 2 L de solución

Actividad 8: calcule las concentraciones % en peso de las siguientes disoluciones.

3 g de NaCl en 97 g de agua 6 g de H2SO4 en 100 g de solución4 g de NaCl en 196g de agua 6 de NaCl en 94 g de agua58 gramos de NaCl en 1 kg de solución. 98 gramos de H2SO4 en 902 g de agua40 gramos de NaOH en 1 kg de solución. 80 gramos de NaOH en 920 g de agua

Solubilidad y su dependencia.La solubilidad es la capacidad del solvente para disolver el soluto. Esta depende de la naturaleza de los dos componentes. Para esto hay que tener claro la “Polaridad y Apolaridad” de los componentes.

Compuesto Polar se le llama a todo compuesto que posea polos negativo y positivo, producto de las diferencias de electronegatividad que existe entre los distintos núcleos de la moléculas (Véase fuerzas intermoleculares) Esto se ve en la capacidad para disolver compuestos con enlace iónico. Cuando un componente no disuelve una sal se le llama Apolar como el aceite de comer, la bencina, el benceno, pintura de uñas, grasas etc. Ejemplos de compuestos polares están el agua, el amoniaco NH3, etc.

Una premisa de la solubilidad es:

Lo semejante disuelve lo semejante.

Esto se refiere que hay compuestos similares en comportamiento, por ejemplo el agua disuelve la sal de mesa, pero no el aceite de comidas. Esto se traduce en que el aceite de comida es Apolar y el agua es Polar. Como el agua es polar quiere decir que puede solubilizar compuestos con carga eléctrica, como las sales que se componen de iones con cargas negativas y positivas.

La capacidad de disolver el PbCl2 por parte del agua es insoluble a temperatura ambiente pero soluble a temperaturas cercanas a los 90ºC. La solubilidad depende de la temperatura.

El gas CO2 es soluble en agua cuando es sometido a presiones altas. La solubilidad de los gases depende de la presión.

Actividad 9. Defina con sus palabras los conceptos Solubilidad, temperatura, presión, polaridad y apolaridad.

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Las propiedades coligativas de las soluciones.

Las Propiedades Coligativas de las Soluciones son propiedades de los solventes que se ven modificadas cuando se agrega un soluto, o sea, cuando se forma una solución. Sabemos que el agua congela a 0ºC y hierve a 100ºC a la presión normal de 1 atmósfera. Sin embargo, al disolver un poco de sal común en agua, esta congelará bajo 0ºC y hervirá sobre los 100ºC a la misma presión.Lo que ocurre con el agua, es válido también para otros solventes. El efecto de la sal de igual forma lo realizan otros solutos, siempre y cuando sean no-volátiles.La variación de las propiedades depende únicamente de la cantidad de partículas disueltas, ya sean moléculas covalentes o iones, sin importar el tipo de molécula que se use.Las propiedades coligativas son 4:1. Disminución de la presión de vapor de un líquido.2. Aumento de la temperatura de ebullición.3. Descenso en la temperatura de fusión.4. Presión Osmótica.Y todas ellas varían a la vez, pero magnitudes distintas.

Disminución de la presión de vapor de un líquidoCuando tenemos un líquido en un recipiente abierto, el líquido se evapora continuamente, esto es, cambia de estado físico. La evidencia es que al cabo de cierto tiempo el recipiente se encontrará seco. En un líquido, todas las partículas (moléculas) tienen gran velocidad, sin embargo, algunas poseen un poco más de energía, lo que les permite vencer las fuerzas de atracción intermoleculares y "escapar" del resto. Este fenómeno se denomina evaporación. Con el pasar del tiempo, evidentemente el recipiente terminará por quedar vacío.Consideremos ahora un líquido dentro de un recipiente cerrado donde, inicialmente, existió vacío (presión = 0). En un comienzo el líquido se evapora rápidamente y después se evapora con menor velocidad. Pasado un tiempo el líquido "cesa" (al menos aparentemente) de evaporarse. Las partículas escapan del líquido y pasan a la fase de vapor, y al estar cerrado el recipiente algunas moléculas retornan a la fase líquida, a partir de un cierto instante. Con ello el número de partículas que "escapan" se iguala al número de partículas que "retorna" por unidad de tiempo.En este instante, diremos que se estableció un Equilibrio Dinámico entre el líquido y sus vapores, diremos también que los vapores son saturados y que se consiguió la presión máxima de vapor del líquido. Conviene definir la Presión máxima de vapor de un líquido como la presión ejercida por sus vapores (vapores saturados), cuando están en equilibrio dinámico con el líquido.La temperatura y la naturaleza del líquido son factores que influyen en la presión de vapor.Si la experiencia anterior se realizara, no con una solución del mismo solvente notaríamos que la presión máxima de vapor ahora es menor, debido a la adición de un soluto no volátil.Pareciera como si las moléculas de soluto "estorbasen" la evaporación de las moléculas de solvente, disminuyendo la evaporación de la solución y, consecuentemente, disminuyendo la presión máxima de vapor de la solución.

Aumento en la temperatura de ebullición

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Ya dijimos que, mientras el agua hierve a 100ºC, una solución, por ejemplo, de sacarosa en agua hervirá sobre los 100ºC, a la presión de 1 atmósfera. La elevación de la temperatura de ebullición de un líquido, es ocasionada por la disolución de un soluto no-volátil. Cuando una sustancia pasa del estado líquido al estado gaseoso, el fenómeno se conoce como vaporización del líquido, y puede ocurrir de dos maneras:

por evaporación, que es una vaporización lenta y que ocurre solamente en la superficie del líquido a cualquier temperatura.

por ebullición, que es una vaporización turbulenta, con participación de todo el líquido a una temperatura fija.

Podemos decir que un líquido entra en ebullición cuando la presión máxima de sus vapores (Po) se iguala con la presión externa (presión atmosférica).Al disolver un soluto no-volátil en un líquido, la presión máxima de vapor disminuye (la solución emite menos vapores) por lo tanto, se necesitará mayor temperatura para hervir la solución. La elevación de la temperatura de ebullición de una solución ( te) es la diferencia entre la temperatura de inicio de la ebullición de la solución (t) y la temperatura de ebullición del solvente puro (to), ambos a la misma presión.

Te = T – To

Descenso en la temperatura de fusiónLa temperatura de fusión es aquella en donde la fase sólida de una sustancia se transforma en fase líquida. Así, mientras el agua pura congela a 0ºC a presión normal, una solución de sacarosa en agua congelará bajo 0ºC, en las mismas condiciones.Para lograr la congelación es necesario disminuir de manera gradual la temperatura de la sustancia. Mientras esto ocurre, la energía cinética de las partículas disminuye. Cuando se inicia la congelación, las moléculas se ordenan en una estructura definida y compacta y comienza a conformarse la fase sólida. Cuando se establece el equilibrio entre la fase sólida y líquida, la temperatura del sistemas se denomina “temperatura de congelación”.Si existe algún soluto en el seno del líquido, éste provoca una disminución de la rapidez con que las moléculas de líquido pasan a la fase sólida. Como respuesta al fenómeno y para reestablecer nuevamente el equilibrio dinámico hay que enfriar aún más la solución. La disminución de la temperatura de fusión (congelación) respecto a la del solvente puro (líquido) es directamente proporcional al número de partículas de soluto. El descenso de la temperatura de fusión (Tc) es la diferencia entre la temperatura de congelación del solvente puro (To) y la temperatura de inicio de congelación de la solución (T).

Tc = To – TOsmosisLa osmosis es un fenómeno físico que consiste en el paso selectivo de moléculas de un líquido (solvente) desde aquel lugar con menor concentración de soluto a otro más concentrado, atravesando una membrana semipermeable porosa. Es común el fenómeno en las membranas plasmáticas de las células, las membranas de diálisis y en algún filtro poroso como el papel celofán.

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La presión osmótica se produce por la tendencia de las moléculas de agua a pasar desde una zona de menor concentración a otra de mayor concentración (contra un gradiente), con el propósito de igualar ambos lados de la membrana. Pues bien, la presión osmótica es el valor que alcanza la presión hidrostática de la disolución originalmente más concentrada en el momento en que se interrumpe el paso de moléculas de agua hacia su seno.Se sabe que el comportamiento de las partículas de un soluto en una solución diluida es muy parecido al de los gases, ya que ocupan siempre todo el volumen de la disolución y presentan una interacción entre partículas casi nula por estar rodeadas por el solvente.La presión osmótica de una solución es directamente proporcional a la molaridad de la solución.

π= M R TDonde

= presión osmótica de la solución (atmósferas) M = molaridad de la solución. T = temperatura absoluta de la solución (K) R = constante universal de los gases ideales = 0,082 atm L/mol·K

Nomenclatura de hidrocarburos. El sistema empleado para nombrar los hidrocarburos y en general los compuestos orgánicos es el SISTEMA IUPAC (Internatioanal Union of Pure and Applied Chemistry). En nuestro curso, usaremos la nomenclatura IUPAC, salvo algunos casos en los cuales es necesario usar la nomenclatura sistemática o la común. En la nomenclatura IUPAC el nombre de un compuesto orgánico consta de:

Raíz o prefijo. Indica el número de átomos de carbono que constituyen la molécula, así:

met : cadena con un átomo de carbono C et : cadena de dos átomos de carbono C - C prop : cadena de tres átomos de carbono C - C - C but : cadena de cuatro átomos de carbono C - C - C - C pent : cadena de cinco átomos de carbono C - C - C - C - C hex : cadena de seis átomos de carbono C- C - C - C - C - C hept : cadena de siete átomos de carbono C - C - C - C - C - C - C oct : cadena de ocho átomos de carbono C - C - C - C - C - C - C - C non : cadena de nueve átomos de carbono C - C - C - C - C - C - C - C - C dec : cadena de diez átomos de carbono, etc. C - C - C - C - C - C - C - C - C – C

Terminación o sufijo. Enuncia la naturaleza del grupo funcional o el grado de insaturación de la molécula, así:

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Química Intensivo

El sufijo ano, se emplea cuando el compuesto tiene enlaces sencillos (compuestos saturados); cuando los enlaces son dobles, se cambia por eno y cuando son triples por ino (compuestos insaturados). Cuando el compuesto tiene en su molécula un grupo -OH, su nombre termina en ol.

Grupos Alquilo. Recordemos que son los alcanos que han perdido un hidrógeno y son los grupos que ramifican las cadenas. Estos fueron estudiados en el módulo anterior y es necesario aprenderlos como requisito para aprender nomenclatura orgánica. 1.1. Nomenclatura de alcanos lineales. Los tres primeros miembros de la serie de los alcanos reciben los nombres de: Metano CH4

Etano CH3-CH3

Propano CH3-CH2-CH3

A partir del butano se presenta la isomería, es decir, compuestos que tienen la misma fórmula molecular, pero diferente fórmula estructural. Vemos el caso del butano: Fórmula molecular: C4H10 Fórmula estructural: Los alcanos lineales de 4 o más carbonos, se nombran anteponiendo la letra n separada por un guión, a continuación se escribe el nombre del alcano. Este prefijo significa normal. Así, el heptano lineal se llamará n-heptano: CH3-CH2-CH2-CH2-CH2-CH2-CH3 ó CH3 – (CH2)5 - CH3

Nomenclatura de Alquenos y Alquinos lineales.

Se numera la cadena, empezando por el extremo en donde se encuentre más cerca el doble o el triple enlace. La posición del doble o el triple enlace se le asigna al carbono que tenga el número más bajo. Este número se separa por un guión y a continuación se escribe el nombre del hidrocarburo insaturado (hidrocarburos con dobles o triples enlaces). Veamos: Actividad de Refuerzo # 1. Escribir la fórmula estructural de: n-hexano (b) 2-buteno (c) 3-hexino

Nomenclatura de Alcanos Ramificados.

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Las reglas para nombrarlos se extienden posteriormente a los compuestos orgánicos, es decir, alquenos, alquinos, alcoholes, aldehídos, etc. Se recomienda por lo tanto comprenderlas y aplicarlas muy bien para nivelar apropiadamente este desempeño. La nomenclatura IUPAC para estos compuestos ha fijado las siguientes reglas: 1. El nombre genérico de un hidrocarburo saturado es alcano. 2. Se escoge como cadena principal, la secuencia más larga de átomos de carbono de la molécula, y se usa como base el nombre del hidrocarburo correspondiente. Si se presentan varias cadenas de igual longitud se escoge la más ramificada. Esta regla se estudió en el módulo anterior. 3. Cada ramificación de la cadena principal se considera como un sustituyente que deriva de otro hidrocarburo; para ello se cambia la terminación ano por ilo o il. 4. Se numeran los carbonos de la cadena base de modo que los sustituyentes queden ubicados en los números más bajos.5. Cada sustituyente recibe un nombre y un número que indica el carbono al cual está unido. Si sobre el mismo carbono existen dos o más sustituyentes se repite el número; si los sustituyentes son iguales, se usan los prefijos di, tri, tetra, etc., que indican el número de veces que se repite el sustituyente. 6. Los números se separan entre sí por comas, y de letras por guiones. 7. El nombre de los grupos sustituyentes se escribe en orden de complejidad, o por orden alfabético, atendiendo al número de carbonos: primero será el metil, luego el etil, propil, butil, etc. Consulte el módulo anterior en donde se indica este orden. 8. El prefijo iso, se emplea cuando hay dos grupos metilos en un extremo de la cadena normal o lineal; el prefijo neo, cuando hay tres.

Actividad de Refuerzo # 2. Escribir la fórmula estructural de: 3, 3, 9 – trimetil – 6 – isopropil – 7 – n –propil decano.

Nomenclatura de alquenos y alquinos ramificados

1. El nombre genérico de un hidrocarburo insaturado es alqueno o alquino. 2. Se escoge como cadena principal, la secuencia más larga de átomos de carbono de la molécula que contenga el doble o el triple enlace, y se usa como base el nombre del hidrocarburo correspondiente. Si se presentan varias cadenas de igual longitud se escoge la más ramificada. 3. Se numera la cadena empezando por el extremo en donde se encuentre más cerca el doble o el triple enlace. La posición del doble o el triple enlace se asigna igual que en los alquenos y alquinos lineales. 4. Las demás reglas de los alcanos ramificados se aplican a alquenos y alquinos. Veamos el ejemplo siguiente:

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5. Numeramos la cadena empezando por el extremo en donde está el doble enlace. La cadena más larga que contiene el doble enlace tiene 6 carbonos. Hay otra cadena, más larga, de 8 carbono pero no contiene el doble enlace. El nombre es: 2–n–propil–1–hexeno.

Los compuestos orgánicos Para mayor facilidad los compuestos orgánicos se agrupan por funciones, de acuerdo con sus grupos funcionales. Grupo funcional es un átomo o grupo de átomos cuya presencia en una molécula determina las propiedades características de la función. Funciones orgánicas.

De esta manera el estudio de los compuestos orgánicos se simplifica enormemente. Ya no es necesario estudiar los tres millones de compuestos que existen, sino aproximadamente 25 clases de compuestos de propiedades afines. Basta conocer cuáles son estas para aplicarlas posteriormente a todos los miembros de una misma familia. En la Tabla (página siguiente) se presentan las principales funciones orgánicas. En la fórmula general, R (llamado grupo alquilo) representa el resto de la molécula, es decir, la parte diferente al grupo funcional.

Los grupos funcionales se pueden presentar al final de la cadena como el -COOH ácido y el -CHO, aldehído.

Otros como el grupo -OH, alcohol y el -CO-, cetona, se presentan en carbonos interiores. En estos casos se presenta la ISOMERIA (ya comentada), o sea compuestos con la misma fórmula molecular pero diferente fórmula estructural.

Estos isómeros se diferencian numerando la cadena por el extremo más cercano donde se halle el grupo funcional. Al nombre del compuesto se le antepone este número y se separa por un guión. Al nombrar un compuesto orgánico debemos tener en cuenta lo siguiente: 1. Los números se separan de los nombres por medio de un guión. 2. El sentido de numeración de la cadena lo determina el dígito menor donde aparece el grupo funcional; para ello se numera la cadena por el extremo donde se halle más cerca el grupo funcional principal. 3. Para el caso de los isómeros, donde el que cambia de posición es el doble o el triple enlace, se continúa con las mismas reglas anteriores, teniendo en cuenta a qué extremo de la cadena está más cerca dicho enlace. Por ejemplo: 4. Si la cadena es ramificada, los sustituyentes (generalmente grupos alquilo), se nombran siguiendo las reglas ya estudiadas para los alcanos

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CUADRO RESUMEN DE FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA ORGÁNICA

Los compuestos orgánicos se nombran y formulan con las siguientes reglas de la IUPAC: La cadena principal es la más larga que contiene al grupo funcional más importante. El sentido de la numeración será aquél que otorgue el localizador más bajo a dicho grupo funcional. Las cadenas laterales se nombran antes que la cadena principal, precedidas de su correspondiente número de localizador y con la

terminación “il” o “ilo” para indicar que son radicales. Se indicará los sustituyentes por orden alfabético, incluyendo la terminación característica del grupo funcional más importante a

continuación del prefijo indicativo del número de carbonos que contiene la cadena principal. Cuando haya más de un grupo funcional, el sufijo de la  cadena principal es el correspondiente al del grupo funcional principal, que se

elige atendiendo al siguiente orden de preferencia:               Ácidos > ésteres > amidas = sales> nitrilos > aldehídos > cetonas >             alcoholes > aminas >éteres > insaturaciones (= > º) e hidrocarburos saturados. Los hidrocarburos son compuestos formados exclusivamente por átomos de carbono e hidrógeno. Si son saturados (sólo enlaces sencillos) se denominan alcanos y si son insaturados se denominan alquenos (enlaces dobles) o alquinos (enlaces triples). Pueden ser de cadena abierta o cerrada, alifáticos o aromáticos.  

 

GRUPOS FUNCIONALES OXIGENADOS Y NITROGENADOS

Orden Función Grupo SUFIJOGrupo principal

PREFIJOGrupo secundario

Cadena principal Cadena lateral

1º Ácido R-COOH Ácido R-oico -carboxílico Carboxi-

2º Éster R-COOR´ R-oato de R´ilo Carboxilato de R´ -oxicarbonil-

3º Sales R-COOM R-oato de M Carboxilato de M

Amida R-CONH2 R-amida Carboxamida Carbamoil-

4º Nitrilo R-CN R-nitrilo Carbonitrilo Ciano-

5º Aldehído R-CHO R-al Carbaldehído Formil-

6º Cetona R-CO-R´ R-ona Oxo-

7º Alcohol R-OH R-ol Hidroxi-

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8º Amina R-NH2 R-amina Amino-

9º Éter R-O-R´ RR´-éter (R-oxi-R´) R-oxi

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Page 39: Guia Intensivo Quimica (1)

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Ejercicios Q uímica Común 1. El número cuántico principal determina:

A) la zona de mayor probabilidad de encontrar al electrónB) el giro del electrón sobre un eje imaginario

C) el nivel energético donde se puede ubicar un electrónD) la cantidad de orientaciones que cada tipo de orbital presentaE) la capacidad máxima de electrones por orbital

2. El número cuántico secundario o azimutal determina:

A) el nivel energético donde se puede ubicar un electrónB) la capacidad máxima de electrones por orbitalC) el giro del electrón sobre un eje imaginarioD) la cantidad de orientaciones que cada tipo de orbital presentaE) la zona de mayor probabilidad de encontrar al electrón

3. El número cuántico magnético determina y regula:

A) la zona de mayor probabilidad de encontrar al electrónB) la cantidad de orientaciones que cada tipo de orbital presentaC) la capacidad máxima de electrones por orbitalD) el giro del electrón sobre un eje imaginarioE) el nivel energético donde se puede ubicar un electrón

4. La interpretación de la notación 5p, indica que:A) los orbitales p son cincoB) los orbitales p del nivel cincoC) hay cinco electrones en los orbitales pD) en el quinto nivel hay cinco orbitales pE) los cinco orbitales p no tienen electrones

5. El elemento de configuración electrónica 1s22s22p63s23p64s23d5

A) período 4, grupo 15B) período 4, grupo 5

C) período 3, grupo 7D) período 4, grupo 7E) período 4, grupo 17

6. La electroafinidad (EA) de los no-metales es:A) nula, porque ya están establesB) menor que la que presentan los gases noblesC) baja, porque tienden a perder fácilmente electronesD) insignificante, ya que son muy estables electrónicamenteE) alta, porque tienden a ganar electrones para estabilizarse

7. Todo átomo tiende a estabilizarse electrónica mente, para lo cual puede:

I. Ganar electronesII. Compartir electronesIII. Perder electrones

A) Sólo IB) Sólo IIC) Sólo IIID) Sólo II y IIIE) I, II y III

8. El cloruro de sodio (NaCl) ocupado como sal de mesa es un compuesto iónico y se caracteriza por:

A) presentan poca polaridadB) se forman entre dos metalesC) sólo comparten electronesD) tienen puntos de fusión altosE) generalmente son gaseosos y líquidos

9. Cuando entre dos átomos enlazados disminuye la diferencia de electronegatividad, entonces,

I. Disminuye la polaridad de la moléculaII. Aumenta el porcentaje de carácter iónico de la moléculaIII. Aumenta el porcentaje de carácter covalente de la molécula

A) Sólo IB) Sólo IIC) Sólo I y IIID) Sólo II y IIIE) I, II y III

10. Los alcanos son un grupo de hidrocarburos que se caracterizan, entre otras cosas, por tener enlaces simples entre los carbonos que lo

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componen. Al respecto indique la única característica que no les corresponde es:

A) son más livianos que el aguaB) su les utiliza como combustiblesC) presentan cadenas alifáticas y saturadasD) presentan poca afinidad a las reacciones químicasE) sus moléculas son polares y solubles en agua

11. De los siguientes alcoholes, uno de ellos es un alcohol secundario. Indique cual

A) etanolB) propanolC) 2-metil-2-propanolD) 3-metil-2-butanolE) 2-metil-2-butanol

12. Si reaccionan:

El producto orgánico obtenido tendrá la siguiente formula molecular:A) C3H5O3

B) C3H6O2

C) C3H7O3

D) C3H8O2

E) C3H7O2

13. ¿Cuál de las siguientes sustancias NO puede formar enlaces por puentes de hidrógeno, entre sus moléculas? A) CH3OH B) CH4 C) H2O D) HF E) NH3

14. Para la siguiente reacción:

N2 (g) + O2 (g) 2 NO (g) se afirma que

I) la masa de los reactantes es igual a la masa del producto. II) la cantidad de moléculas de los reactantes es igual a la del producto.

III) en condiciones normales de presión y temperatura, el volumen de los reactantes es igual al del producto.

Es (son) correcta(s) A) solo I. B) solo II. C) solo III. D) solo I y II. E) I, II y III.

15. El zinc reacciona con el oxígeno gaseoso según la ecuación:

2 Zn (s) + O2 (g) 2 ZnO (s)Al respecto, ¿cuál de las siguientes combinaciones de reactantes produce una mayor cantidad de ZnO? A) 5 mol de Zn y 1 mol de O2

B) 3 mol de Zn y 3 mol de O2

C) 4 mol de Zn y 2 mol de O2

D) 2 mol de Zn y 4 mol de O2

E) 1 mol de Zn y 5 mol de O2

16. ¿Cuál es la variación respecto del punto de ebullición del agua, de una solución acuosa de NaCl al 1 molal? (Ke = 0,52 ºC kg/mol)

A) 0,52 °C B) 1,04 °C C) 1,52 °C D) 101,04 °C E) 100,52 °C

17. 25 g de un compuesto de color naranja contiene 0,17 mol de átomos de potasio, 0,17 mol de átomos de cromo (masa molar = 52 g/mol) y 0,60 mol de átomos de oxígeno. Según estos datos, la fórmula empírica de este compuesto es:

A) KCrO4

B) KCrO7 C) K2Cr2O4 D) K2Cr2O7 E) K3Cr3O14

18. ¿Cuál es la fórmula molecular de un alcano acíclico que tiene ocho átomos de carbono?

A) C8H18 B) C8H16 C) C8H14 D) C8H12 E) C8H10

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19. ¿Cuántos electrones desapareados presenta el átomo de oxígeno en su configuración electrónica fundamental?

A) 0 B) 1C) 4 D) 6 E) 8

20. .- ¿Cuál(es) de los siguientes compuestos es (son) iónico(s)?

I) CsCl II) BrCl III) CsBr

ElectronegatividadesCesio(Cs) Bromo(Br) Cloro(Cl)0,7 2,8 3,0

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

21. La definición “es la energía necesaria para separar el ultimo electrón del átomo, el cual esta débilmente retenido” corresponde a la propiedad periódica:

A) Radio atómicoB) ElectroafinidadC) ElectronegatividadD) Volumen atómicoE) Potencial de ionización

22. El etanol y la sacarosa

I) son solubles en agua. II) están formados por C, H, y O. III) son sólidos a temperatura ambiente (20 ºC).

Es (son) correcta(s)

A) sólo I. B) sólo I y II. C) sólo I y III. D) sólo II y III. E) I, II y III.

23. El nombre correcto para el siguiente compuesto orgánico es

A) 3, 3, 6-trimetiloctano. B) 3, 6, 6-trimetiloctano. C) 1-etil-1, 1, 4-trimetilhexano. D) 2, 5-dietil-5-metilhexano. E) 2-etil-2, 5-dimetilheptano

24. El agua se puede formar a partir de sus elementos según la ecuación

2 H2(g) + O2(g)------> 2 H2O(g)

Al hacer reaccionar 4 mol de H2 con 1 mol de O2, se forma

A) 5 mol de agua. B) 4 mol de agua. C) 3 mol de agua. D) 2 mol de agua. E) 1 mol de agua

25. Se disuelven 2 mol de una sal en agua hasta completar

500 mL de solución. La molaridad de esta solución es

A) 0,2 mol/L B) 0,5 mol/L C) 1,0 mol/L

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Page 42: Guia Intensivo Quimica (1)

Química Intensivo

D) 2,0 mol/L E) 4,0 mol/L

26. Se dispone de dos soluciones acuosas:

Solución 1: contiene 0,1 mol de NaOH en 100 mL de solución.

Solución 2: contiene 0,1 mol de NaOH en 200 mL de solución.

Las concentraciones de ambas soluciones son:

Solución 1 Solución 2

A) 1,0 mol/L 1,0 mol/L B) 1,0 mol/L 0,5 mol/L C) 0,5 mol/L 0,1 mol/L D) 0,1 mol/L 0,1 mol/L E) 0,1 mol/L 0,05 mol/L

27. ¿Cuál de los siguientes fenómenos es un ejemplo de un cambio químico?

A) Ebullición del aguaB) Fusión del hieloC) Evaporización del alcohol etílicoD) Combustión del gas naturalE) Cristalización del cloruro de sodio

28. La configuración electrónica de un elemento es 1s22s22p2. Con esta información se puede afirmar que dicho elemento

I) tiene cuatro electrones de valenciaII) tiene incompleto su segundo nivelIII) se ubica en el grupo cuarto de la tabla periódica

Es(son) correcta(s):

A) sólo IB) sólo IIC) sólo IIID) sólo I y IIE) I, II y II

29. ¿Cuál de las siguientes opciones corresponde sólo a propiedades físicas de los metales?

A) Ductilidad y corrosión. B) Conductividad eléctrica e inflamabilidad. C) Maleabilidad y ductilidad. D) Combustibilidad y plasticidad. E) Maleabilidad y combustibilidad.

30. Los átomos 17Cl35 y 17Cl37 se diferencian en:

A )el número atómico. B) la electronegatividad. C) dos electrones. D) dos protones. E) dos neutrones.

31. Cuando un átomo capta 2 electrones

I) Se convierte en un catión con carga +2. II) se convierte en un anión con carga –2. III) cambia su número de protones. IV) aumenta su tamaño. Es (son) correcta(s)

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

32. Si un ion de carga +3 tiene la configuración electrónica 1s2 2s2 2p6, el número atómico del átomo que originó el ion es

A) 13 B) 10 C) 8 D) 7 E) 3

33.- Los electrones de valencia de los elementos representativos pueden participar en la formación de enlaces químicos. De las siguientes configuraciones fundamentales, ¿cuál(es) tiene(n) 4 electrones de valencia?

I) 1s2 2s2

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II) 1s2 2s2 2p2

III) 1s2 2s2 2p4

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

34. El gas amoniaco, cuya fórmula es NH3 , tiene una masa molar igual a 17 g/mol. ¿Cuál o cuáles de las siguientes cantidades puede(n) considerarse equivalente(s) a un mol de amoniaco?

I) 17 g de NH3

II) 22,4 litros (condiciones normales) del gas.

III) 6,02 x 1023 moléculas de amoníaco.

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

35.- Usted dispone de CO2 (g) y O2 (g) en condiciones normales de presión y temperatura, y ambos ocupan el mismo volumen: 22,4 L. Como conclusión de lo anterior, se podría afirmar que en los 22,4 L. de cada uno de los gases se tiene

I.- La misma masa.II.-El mismo número de molesIII-El mismo número de átomos.

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

36. La glicina presenta la siguiente estructura:

NH2 — CH2 –– COOH

¿Cuáles son los grupos funcionales presentes en éste compuesto orgánico? A) Amida y aldehído. B) Éster y aldehído. C) Ácido carboxílico y amina. D) Alcohol y amina. E) Cetona y ácido carboxílico

38. De los siguientes compuestos orgánicos cual representa correctamente a: 6-metil-3-propil-1,4-heptadiíno

A)

B)

C)

D)

E)

38. El petróleo en la química se clasifica en:

A) Química Inorgánica B) Química AmbientalC) Química IndustrialD) Química OrgánicaE) Química Analítica

39. El tipo de geometría molecular que se observa en la imagen es:

A) Geometría Lineal B) Geometría Trigonal plana C) Geometría trigonal

angular D) Geometría angula E) Geometría tetraédrica regular 40. De las siguientes especies, cual (es) presentan geometría tridimensional:

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I CH4 II CO3 III SF6

A) Soli IB) Solo IIC) Solo IIID) I y IIE) II y III

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