XVIII OLIMPIADA COSTARRICENSE DE QUÍMICA ......Describir los metaloides como elementos que...

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Universidad Nacional

Instituto Tecnológico de Costa Rica

Universidad Estatal a Distancia

Laboratorio Nacional de Nanotecnología

Consejo Nacional de Investigaciones Científicas y Tecnológicas

Ministerio de Ciencia, Tecnología y Telecomunicaciones

Ministerio de Educación Pública

XVIII OLIMPIADA COSTARRICENSE DE QUÍMICA CATEGORÍA AVANZADA

TEMARIO Y OBJETIVOS 2018

Inscripción abierta a partir del 01 de marzo desde nuestro sitio web.

http://www.olimpiadaquimica.una.ac.cr/

Fechas importantes:

• Examen eliminatorio (todas las categorías): martes 19 de junio (En sedes

regionales)

• Examen final (todas las categorías): viernes 17 de agosto (UNA, Heredia)

• Examen de laboratorio (solo para categoría avanzada): sábado 18 de agosto

(TEC, Cartago)

• Acto de clausura y premiación (todas las categorías): viernes 19 de octubre

(TEC, Cartago)

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XVIII OLIMPIADA COSTARRICENSE DE QUÍMICA OBJETIVOS CATEGORÍA AVANZADA, 2018

I PARTE. TEMAS BÁSICOS I UNIDAD: INTRODUCCIÓN AL CAMPO DE ESTUDIO DE LA QUÍMICA

TEMA 1. CONCEPTOS FUNDAMENTALES EN QUÍMICA

1. Clasificar las propiedades de la materia como físicas y químicas.

2. Diferenciar como intensivas y extensivas a las propiedades de la materia.

3. Reconocer a qué tipo de propiedades pertenecen las siguientes características: color,

sabor, olor, densidad, volumen, viscosidad, masa, masa molar, textura, brillo, reacción

con productos, tensión superficial, presión de vapor, combustión y conductividad

eléctrica, etc.

4. Reconocer los diferentes estados de la materia (sólido, líquido, gas, Bose-Einstein y

plasma) por su estructura microscópica y propiedades macroscópicas.

5. Citar las características fundamentales de cada estado de agregación de la materia.

6. Comprender los procesos de cambios de estado que la materia puede sufrir (fusión,

condensación, etc.), así como las energías asociadas a cada cambio (procesos

exotérmicos y endotérmicos).

7. Identificar las unidades fundamentales del SI: masa, volumen, densidad, temperatura,

longitud y cantidad de sustancia

8. Identificar las unidades de medición de uso común para volumen, densidad y

temperatura que se utilizan comúnmente y no están incluidas en el Sistema

Internacional. Utilizarlas en conversiones.

9. Realizar conversiones dentro del SI utilizando los siguientes prefijos: deci (d), centi (c),

mili (m), micro(µ), nano (n), pico (p), deca (da), hecto (h), Kilo (k), Mega (M) y Tera (T).

10. Utilizar la notación científica para expresar resultados en cálculos.

11. Realizar cálculos para obtener la densidad de un material a partir de su volumen y masa

o viceversa.

12. Definir el concepto de temperatura, diferenciar entre temperatura y calor, y realizar

cálculos de conversión entre las distintas unidades de temperatura.

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TEMA 2. CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA

1. Definir sustancia pura, mezcla homogénea y heterogénea. Proponer ejemplos reales.

2. Distinguir entre mezclas y sustancias puras.

3. Clasificar las mezclas en homogéneas y heterogéneas.

4. Clasificar las mezclas heterogéneas en: groseras, suspensiones mecánicas y coloides.

5. Clasificar las sustancias puras en elementos y compuestos.

6. Clasificar los elementos en metales y no metales.

7. Describir los metaloides como elementos que presentan propiedades intermedias entre

metales y no metales. Citar ejemplos.

TEMA 3. ÁTOMOS, MOLÉCULAS E IONES.

1. Explicar el concepto de átomo.

2. Reconocer partículas subatómicas.

3. Identificar la masa, la masa relativa y carga de los protones, neutrones y electrones.

4. Reconocer la existencia de los isótopos.

5. Definir número atómico y de masa. Utilizar la tabla periódica internacional para buscar

esta información.

6. Explicar el concepto de masa atómica promedio

7. Realizar cálculos de masa atómica promedio

8. Realizar cálculos para determinar protones, neutrones, y/o electrones con información

suministrada a partir del numero de masa y atómico y viceversa.

9. Reconocer a partir de datos suministrados de protones, neutrones, y/o electrones un

elemento dado en la tabla periódica.

10. Reconocer a partir del número de masa y atómico, un elemento dado en la tabla

periódica.

11. Diferenciar la masa atómica de la masa molecular

12. Reconocer la diferencia entre átomos y moléculas.

13. Definir la molécula como el conjunto de átomos enlazados químicamente.

14. Reconocer que el criterio de identificación entre átomos de distintos elementos

corresponden al número de protones en el núcleo.

15. Reconocer la existencia de los iones e identificar a partir de datos suministrados a cual

ión se refiere esa información.

16. Clasificar los iones en cationes y aniones

17. Reconocer que la mayoría de los átomos tienden a ganar o perder electrones con tal de

tener el mismo número de electrones que los gases nobles.

TEMA 4. LEYES PONDERALES Y FÓRMULAS QUÍMICAS

1. Enunciar Las tres leyes fundamentales de la química: conservación de la masa,

proporciones definidas y proporciones múltiples.

2. Explicar con ejemplos cada una de las leyes anteriores.

3. Aplicar el enunciado de la ley de proporciones múltiples para la formación de diferentes

compuestos a partir de los mismos elementos.

4. Calcular la masa molecular y masa molar de un compuesto.

5. Identificar las distintas formas de representar a las moléculas: fórmulas moleculares,

empíricas y estructurales (desarrolladas). Utilizar ejemplos para explicarlo.

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6. Determinar la fórmula molecular y empírica de una sustancia a partir de las

proporciones dada de cada elemento presente en ésta.

II UNIDAD: LA MATERIA EN SU INTERIOR

TEMA 1. EL ÁTOMO: HISTORIA Y CONCEPTOS

1. Explicar el desarrollo del modelo atómico actual, tomando en cuenta los aportes de: los

griegos, Dalton, Rutherford, Bohr, Thompson, Schrödinger, De Broglie, Heisenberg,

Plank y Einstein.

2. Comprender las generalidades del espectro electromagnético: longitud, frecuencia y

energía de una onda electromagnética.

3. Analizar el efecto fotoeléctrico: interacciones entre los electrones, efecto de la

intensidad de la radiación y de su frecuencia (ó longitud de onda) sobre las superficies

metálicas.

4. Comprender la importancia de los espectros de líneas. Establecer a partir de éstos la

relación que existe entre la naturaleza eléctrica de la materia y la energía

electromagnética.

5. Describir el modelo actual del átomo como un modelo mecánico - cuántico

6. A partir de la tabla periódica definir los diferentes niveles y sub niveles de energía para

los electrones de un átomo

7. Explicar el concepto de orbital y relacionarlo con el principio de incertidumbre y el de

exclusión de Pauli.

8. Reconocer los orbitales: s, p, d y f

9. Establecer la forma de los orbitales “s”, “p” y “d” y comparar sus energías relativas.

TEMA 2. ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DEL ÁTOMO

1. Realizar la configuración electrónica de los elementos utilizando el sistema nlx.

2. Definir y justificar las estructuras electrónicas estables.

3. Construir los diagramas de orbital de los elementos, considerando el principio de

exclusión de Pauli, la regla de Hund, y el principio de llenado de Aufbau

4. Realizar las configuraciones electrónicas y diagramas de orbital, incluyendo anomalías e

iones.

5. Establecer la relación entre la configuración electrónica de un elemento y su número de

oxidación

6. Definir electrón diferenciante y electrones de capa de valencia.

7. Explicar el concepto de números cuánticos, importancia.

8. Comprender la información que presenta cada número cuántico (n, ℓ, mℓ y ms)

9. Determinar los números cuánticos para el electrón diferenciante de un elemento, o para

cualquier electrón dentro de su estructura electrónica

10. Definir los conceptos de diamagnetismo y paramagnetismo, así como reconocerlos en

los diferentes elementos.

11. Establecer relaciones entre la configuración electrónica de una sustancia:

paramagnética y diamagnética con sus propiedades físicas ante campos

electromagnéticos

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TEMA 3. TABLA PERIÓDICA

1. Reconocer los aportes de: Dobereiner, Newlands, Mendeleev, Moseley a la tabla

periódica.

2. Reconocer la organización y clasificación de los elementos en periodos, grupos o

familias, para elementos representativos en la tabla periódica.

3. Identificar la clasificación de los elementos en transición (en series), tierras raras ó

transición interna (en lantánidos y actínidos), representativos (en grupos o familias).

4. Caracterizar y diferenciar cada familia de elementos representativos

5. Caracterizar los metales, no metales y metaloides según sus propiedades químicas y

físicas.

6. Definir las propiedades periódicas de los elementos

7. Definir los conceptos de: radio atómico, volumen atómico, radio iónico, energía de

ionización, afinidad electrónica, electronegatividad, carácter metálico y explicar su

variación en la tabla periódica

8. Explicar la ley periódica como la base sobre la cual se construyen las tendencias

periódicas de los elementos.

9. Identificar las tendencias en las propiedades periódicas de los elementos: energía de

ionización, afinidad electrónica, electronegatividad, carácter metálico, radio iónico y

radio atómico

10. Explicar el concepto de apantallamiento. Descripción de dicho fenómeno

11. Explicar el concepto de carga nuclear efectiva, así como su relación sobre el efecto de

pantalla.

12. Relacionar el efecto de pantalla y la carga nuclear efectiva con sus repercusiones en las

propiedades periódicas de los elementos.

III UNIDAD: ENLACE QUÍMICO

TEMA 1. CONCEPTOS GENERALES DE ENLACE QUÍMICO

1. Conocer el concepto de enlace químico.

2. Explicar los aspectos que se deben considerar al formular una Teoría de Enlace.

3. Explicar la estructura y propiedades de los diferentes modelos de enlace químico:

a. electrovalente o iónico

b. covalente (polar, no polar y coordinado)

c. metálico

4. Determinar el tipo de enlace según las diferencias de electronegatividad, de acuerdo a la

siguiente escala arbitraria:

0 - 0,3 NO polar

Mayor que 0,3 pero menor o igual a 1,6 = polar

Superior a 1,6 = iónico

5. Identificar las propiedades de los compuestos según el tipo de enlace que presentan.

6. Diferenciar entre los enlaces covalente no polar, covalente polar y coordinado.

7. Diferenciar las características de los compuestos que presentan estos tipos de enlace.

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TEMA 2. ESTRUCTURA DEL ENLACE QUÍMICO

1. Construir las estructuras de Lewis de algunos elementos y compuestos de los elementos

representativos y para iones, realizando los cálculos que demuestran las estructuras

obtenidas.*

2. Calcular la carga formal de los átomos para justificar la estabilidad de una estructura de

Lewis con el menor número de cargas formales.

3. Utilizar las estructuras de Lewis aplicar el concepto de resonancia

* No olvide que existen excepciones a la regla del octeto.

TEMA 3. TEORÍAS DE ENLACE: RPECV Y ENLACE VALENCIA 1. Definir el concepto de repulsión electrostática

2. Establecer la forma de las moléculas basándose únicamente en repulsiones

electrostáticas (RPECV). (considerar pares de electrones libres, enlaces múltiples y

grupos enlazantes en el átomo central)

3. Identificar los ángulos de enlace entre los átomos en diferentes distribuciones

geométricas.

4. Predecir el ángulo de enlace y la geometría molecular para cualquier átomo en una

determinada sustancia química.

5. Explicar el concepto de hibridación

6. Identificar las hibridaciones: sp, sp2, sp3, sp3d y sp3d2 en un átomo a partir de su

estructura de Lewis o de su fórmula molecular.

7. Justificar los octetos expandidos a partir de la hibridación de orbitales “d” de bajas

energías accesibles.

8. Justificar la geometría de las moléculas basándose en el concepto de hibridación

9. Predecir la hibridación para cualquier átomo en una determinada sustancia química a

partir de su fórmula estructural.

10. Justificar los octetos incompletos como resultado de la hibridación de orbitales

11. Analizar la estructura de los orbitales enlazantes σ y π

12. Reconocer a partir de fórmulas estructurales de una serie de sustancias químicas,

aquellas que presenten orbitales enlazantes sigma y pi.

TEMA 4. POLARIDAD MOLECULAR Y FUERZAS INTERMOLECULARES

1. Definir el concepto de polaridad molecular y relacionarlo únicamente para sustancias

covalentes.

2. Diferenciar el concepto de polaridad molecular con el de polaridad del enlace

3. Establecer los criterios para determinar la polaridad de una molécula

4. Determinar la polaridad de una molécula a partir de su distribución de grupos enlazantes

y pares de electrones libres en el átomo central.

5. Relacionar la polaridad molecular con la geometría de las moléculas

5. Definir el concepto de fuerzas intermoleculares

6. Caracterizar los siguientes tipos de interacciones moleculares e iónicas:

a) Fuerzas iónicas

b) Fuerzas ión – dipolo

c) Fuerzas dipolo – dipolo (entre dipolos permanentes)

d) Puentes de hidrógeno

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7. Explicar el concepto de polarizabilidad y relacionarlo con el tamaño de las moléculas y

por ende su masa molecular

8. Caracterizar las fuerzas de dispersión de London como:

a) dipolo permanente – dipolo inducido

b) dipolo instantáneo – dipolo instantáneo

c) dipolo instantáneo y dipolo inducido

9. Predecir el tipo de interacción molecular que se puede generar entre una sustancia

consigo misma ó entre dos sustancias, para ambos casos partiendo de su fórmula molecular

o estructural.

10. Explicar en términos de fuerzas intermoleculares la solubilidad de una sustancia, su

punto de fusión y su punto de ebullición.

IV UNIDAD: TRANSFORMACIONES DE LA MATERIA

TEMA 1. SUSTANCIAS QUÍMICAS

1. Dar el nombre de los elementos químicos por su símbolo y viceversa

2. Asociar cada elemento químico con sus posibles estados de oxidación

3. Determinar el estado de oxidación de un elemento que está formando parte de un

compuesto, ión poliatómico, molécula o en su forma elemental.

4. Clasificar los compuestos químicos en binarios, ternarios y cuaternarios

5. Clasificar los compuestos químicos según su naturaleza en los siguientes grupos: sales,

hidruros, óxidos (metálicos y no metálicos), ácidos (hidrácidos, oxácidos), hidróxidos,

hidratos y compuestos moleculares.

6. Dar el nombre a los compuestos químicos inorgánicos de acuerdo a las normas IUPAC.

TEMA 2. REACCIONES QUÍMICAS

1. Reconocer que una reacción química se representa mediante una ecuación química.

2. Diferenciar los conceptos de ecuación química y reacción química

3. Interpretar toda la información que ofrecen las ecuaciones químicas: reactivos,

productos, catalizadores, energía, condiciones de reacción, coeficientes y simbología

(uso de la flecha, (ac), (g), (s) y (l))

4. Verificar que toda ecuación química cumpla con la ley de conservación de la masa y

balancear las ecuaciones por ensayo y error

5. Identificar evidencias de que ha ocurrido una reacción química: cambio de color,

desprendimiento de una gas, formación de un precipitado, burbujeo, cambios de

temperatura, consumo de un sólido, etc)

6. Explicar los criterios utilizados para clasificar las reacciones químicas de la siguiente

forma:

a) Criterios energéticos: endotérmicas y exotérmicas

b) Sistema tradicional: combinación, sustitución simple, descomposición, doble

sustitución y combustión

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c) Sistema Moderno: ácido base, formación de complejos (solo reconocer que es un

complejo), redox y precipitación

7. Inferir que la mayor parte de las reacciones se llevan a cabo en medio acuoso

8. Dada una reacción química en disolución acuosa, escribir la ecuación molecular, iónica

general y la iónica neta correspondiente.

9. Predecir los productos de reacciones químicas a partir de los reactivos, y viceversa.

TEMA 3. REACCIONES DE OXIDACIÓN - REDUCCIÓN

1. Identificar la especie que se oxida y la que se reduce en una reacción redox, así como el

agente oxidante y reductor en una ecuación redox

2. Determinar las semiecuaciones de reducción y oxidación

3. Balancear ecuaciones redox por el método ion-electrón en medio ácido y básico

TEMA 4. ESTEQUIOMETRÍA

1. Definir el concepto de estequiometría

2. Explicar la importancia de la estequiometría y su utilidad en los procesos industriales

3. Interpretar una ecuación química en términos de átomos, moléculas, moles y masa.

4. Dada una ecuación química realizar cálculos en términos de átomos, moléculas, moles y

masa.

5. Establecer que las ecuaciones químicas son de carácter ideal y que en la práctica no se

llevan a cabo en un 100%.

6. Identificar en una ecuación donde se han dado la cantidad de reactantes, el reactivo

limitante (RL) y el reactivo en exceso.

7. Dado un proceso químico en el que las sustancias pueden o no, estar al 100% de pureza,

calcular el rendimiento teórico (RT), el rendimiento real (RR) y el porcentaje de

rendimiento (%).

8. Calcular el porcentaje de error de un proceso químico y comparar el rendimiento

teórico con el real.

9. Considerar la pureza de los reactantes en los cálculos estequiométricos

10. Considerar el rendimiento de una reacción como parte de los cálculos estequiométricos

11. Calcular la cantidad de reactantes necesaria para producir cierta cantidad de producto

en una reacción química.

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II PARTE. TEMAS AVANZADOS Nota: estos temas no serán evaluados en el examen eliminatorio. Son temas que se

evaluarán en la prueba final (teórica y/o de laboratorio). V UNIDAD: DISOLUCIONES Y COLOIDES

TEMA 1. COLOIDES

1. Caracterizar los coloides por sus propiedades físicas: carga eléctrica, movimiento

Browniano, efecto Tyndall

2. Distinguir los componentes de los coloides: fase dispersa (micelas), fase dispersante

3. Diferenciar los coloides de las disoluciones

TEMA 2. DISOLUCIONES

1. Explicar como afectan los siguientes factores el proceso de disolución:

a. temperatura (considerar procesos de disolución exotérmicos, endotérmicos,

y solubilidad de gases)

b. naturaleza de las sustancias (considerar principalmente las fuerzas

intermoleculares)

c. presión (aplica solo para el caso de los gases)

2. Explicar como afectan los siguientes factores la velocidad del proceso de disolución:

a. temperatura (considerar procesos de disolución exotérmicos, endotérmicos, y

solubilidad de gases)

b. agitación

c. presión (aplica solo para el caso de los gases)

d. estado de subdivisión del soluto

3. Comparar diferentes procesos de disolución de sustancias para determinar cuál sucede

más rápido.

4. Clasificar las disoluciones de acuerdo con los términos: saturada, insaturada,

sobresaturada, diluida y concentrada.

5. Identificar las características de las disoluciones: saturada, insaturada, sobresaturada,

diluida y concentrada a partir de sus características.

6. Utilizar la solubilidad de las sustancias a diferentes temperaturas para determinar si

una disolución es insaturada, saturada o sobresaturada.

TEMA 3. UNIDADES DE CONCENTRACIÓN DE LAS DISOLUCIONES

1. Establecer las diferentes formas de expresar la composición de las disoluciones (M, Cn,

X, m, ppm, %m/m, %m/v, %v/v).

2. Calcular concentraciones de sustancias en disoluciones e interconvertir unidades.

3. Resolver problemas aplicando las diferentes formas de expresar la composición de las

disoluciones. (Se incluyen procesos en donde ocurren reacciones químicas y su

correspondiente estequiometría)

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TEMA 4. PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS DISOLUCIONES

1. Explicar el concepto de las propiedades coligativas de las disoluciones electrolíticas

y no electrolíticas.

2. Realizar cálculos de propiedades coligativas de las disoluciones electrolíticas y no

electrolíticas que involucren:

a) cambio en el punto de ebullición

b) cambio en el punto de fusión (congelación)

c) presión osmótica

d) descenso en la presión de vapor (Ley de Roault)

TEMA 5. NANOTECNOLOGÍA

1. Definir el concepto de nanotecnología.

2. Explicar el hecho de que las propiedades de la materia a escala nanométrica son

infuenciadas por la forma y tamaño de las nanopartículas de la materia en un medio de

dispersión.

VI UNIDAD: QUÍMICA ORGÁNICA

TEMA 1. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA

1. Comprender los conceptos básicos de los orbitales atómicos y su influencia en la

formación de compuestos.

2. Comparar y diferenciar las propiedades de compuestos orgánicos e inorgánicos.

3. Definir e identificar isómeros estructurales, geométricos y de grupo funcional.

4. Reconocer las propiedades del átomo de carbono; tetravalencia, alotropía,

homocombinación, hibridación.

5. Identificar la hibridación que presentan los átomos de carbono y su forma geométrica

en los: alcanos, alquenos, alquinos de cadena lineal, ciclo alcanos y las ramificaciones de

cada uno de éstos compuestos.

TEMA 2. CONCEPTOS GENERALES SOBRE ESTRUCTURAS ORGÁNICAS

1. Utilizar las distintas fórmulas de representar cualquier estructura orgánica contenida

en este temario: desarrolladas, condensadas, topológicas y semidesarrolladas. Hasta un

máximo de quince átomos de carbono.

2. Utilizar simbología de uso frecuente para identificar grupos de uso frecuente (por

ejemplo R = resto de la molécula y Ar= grupo arilo).

3. Identificar isómeros estructurales y funcionales en compuestos orgánicos.

4. Intuir diferencias en las propiedades físicas de los alcanos, alquenos, alquinos de cadena

lineal y los cicloalcanos. Solubilidad, fuerzas intermoleculares, punto de fusión y

ebullición, presión de vapor. Tendencias.

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TEMA 3. HIDROCARBUROS ALIFÁTICOS SATURADOS

1. Definir la clase de compuestos conocidos como hidrocarburos alifáticos saturados

2. Describir y dar ejemplos de las clases de hidrocarburos conocidos como alcanos.

3. Utilizar las reglas de nomenclatura IUPAC para la denominación de: alcanos, alquenos,

alquinos de cadena lineal, así como los ciclo alcanos y las ramificaciones de cada uno de

éstos compuestos mayores a quince átomos de carbono.

4. Dibujar una fórmula estructura de un alcano dándole el nombre IUPAC

5. Escribir el nombre IUPAC de un alcano conociendo su fórmula estructural, identificando

prefijo, raíz y sufijo.

6. Reconocer y nombrar los grupos alquílicos más frecuentes.

7. Comprender lo que son las series homólogas.

8. Comprender el papel de la combustión como fuente de energía

9. Distinguir entre reacciones de sustitución, adición y eliminación.

10. Apreciar el impacto ambiental producido por el consumo de derivados del petróleo.

11. Completar reacciones que involucren las siguientes reacciones de los alcanos y

cicloalcanos: Halogenación por radicales libres, y oxidación.

TEMA 4. HIDROCARBUROS ALIFÁTICOS INSATURADOS 1. Definir la clase de compuestos conocidos como hidrocarburos alifáticos insaturados

2. Definir la isomería geométrica.

3. Identificar isómeros geométricos utilizando E, Z, cis y trans. Utilizar estos símbolos al

nombrar compuesto alquenos.

4. Escribir fórmulas estructurales y nombre IUPAC de alquenos y alquinos, identificando


5. Comprender el concepto de reacciones de eliminación y adición

6. Identificar reacciones de eliminación y adición.

7. Completar productos de reacciones de adición sobre alquenos simétricos: adición de

halogenuros de hidrógeno (HBr y HCl), adición de agua en medio ácido, adición de

halógenos (Br2, Cl2) y adición de hidrógeno con Ni o Pt/C.

8. Escribir productos de reacciones de síntesis de alquenos por deshidratación de

alcoholes catalizadas con ácido sulfúrico.

9. Completar productos de reacciones de síntesis de alquinos por eliminación de

halogenuros de alquilo con KOH y amiduro de sodio (NaNH2).

TEMA 5. HIDROCARBUROS AROMÁTICOS 1. Distinguir la clase de hidrocarburos denominados aromáticos.

2. Comprender la estabilidad de los hidrocarburos aromáticos en comparación con otros

hidrocarburos poliinsaturados como alquenos y alquinos.

3. Describir el concepto de resonancia, híbrido de resonancia y deslocalización de

electrones.

12. Escribir las fórmulas estructurales y los nombres IUPAC de hidrocarburos aromáticos

mono sustituidos y mono sustituidos, identificando prefijo, raíz y sufijo.

4. Reconocer el benceno como el compuestos básico estructural de los hidrocarburos

aromáticos.

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5. Completar productos de reacciones de sustitución electrofílica aromática: halogenación,

alquilación, acilación, sulfonación y nitración. Solo la primera sustitución sobre el anillo

de benceno.

TEMA 6. GRUPOS FUNCIONALES 1. Reconocer un alcohol y un fenol y los usos más importantes de algunos de ellos en la

sociedad actual.

2. Reconocer un éter y un epóxido y sus usos más comunes.

3. Reconocer un haluro de alquilo o arilo.

4. Reconocer un aldehído y una cetona y sus aplicaciones más comunes.

5. Reconocer un ácido y un derivado de ácido carboxílico (amida, ésteres, haluros de acilo

y anhídridos).

6. Distinguir una amina como familia de compuestos, sus derivados amínicos y sus

empleos más comunes.

7. Escribir la estructura y nombres IUPAC de alcoholes más comunes. (n ≤ 10 en cadena

lineal, incluye 1º, 2º y 3º), identificando prefijo, raíz y sufijo.

8. Escribir fórmulas estructurales y nombres de los éteres más comunes.

9. Escribir las estructuras y nombres de los derivados halogenados de hidrocarburos,

identificando prefijo, raíz y sufijo.

10. Escribir nombres y estructuras de aldehídos y cetonas, identificando prefijo, raíz y

sufijo.

11. Escribir nombres y estructuras de los ácidos carboxílicos más comunes, identificando


12. Escribir estructuras y nombres de las aminas primarias más comunes, identificando


UNIDAD 7: FISICOQUÍMICA

TEMA 1. TERMODINÁMICA

1. Reconocer la primera ley de la termodinámica: energía, trabajo y calor, entalpía,

capacidad calorífica, Ley de Hess, entalpías de formación, disolución, solvatación y enlaces.

2. Reconocer la segunda ley de la termodinámica: entropía, energía de Gibbs, dirección del

cambio espontáneo.

3. Reconocer la tercera Ley de la termodinámica: definición y aplicación en casos prácticos.

4. Reconocer la ley del gas ideal, presiones parciales.

TEMA 2. CINÉTICA QUÍMICA

1. Comprender el concepto de velocidad en reacciones químicas.

2. Analizar la forma en que se pueden medir las velocidades de reacción.

3. Analizar la dependencia de las velocidades de reacción con la concentración.

4. Realizar cálculos con reacciones de orden cero.

5. Realizar cálculos con reacciones de primer orden.

6. Analizar cualitativa y cuantitativamente la dependencia de las velocidades de reacción

con la temperatura.

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III PARTE: TÉCNICAS EXPERIMENTALES

TEMA1. TÉCNICAS COMUNES DE LABORATORIO.

Demostrar dominio en el uso de material básico de laboratorio, reconocimiento y función

de: balanzas, probeta, pipeta, bureta, balón aforado, tubo de ensayo, erlenmeyer, agitador

de vidrio, soporte, prensa universal, aro de hierro, triángulo, cedazo, crisol, pinza para tubo,

pinza para crisol, mortero, pistilo, hisopo, espátula acanalada, piseta, baño maría,

termómetro, calentador y agitador magnético.

Conocer el montaje de un sistema de calentamiento utilizando quemador bunsen y placas

calefactoras.

Hacer uso correcto de sistemas de calentamientos en “baño maría” y decidir en cuales

condiciones debe usarse esta técnica en lugar de un calentamiento directo.

Aplicar correctamente las técnicas de separación de mezclas: decantación, filtración,

evaporación. Decidir en cuales condiciones debe usarse cada técnica.

Montar sistemas de filtración por gravedad con embudos y papel de filtro.

Preparar disoluciones de concentración conocida utilizando balones aforados.

Utilizar balanzas digitales y granatarias, reportando los resultados con el número correcto

de decimales en función de la incertidumbre de la balanza.

Medir alícuotas mediante pipetas aforadas y graduadas utilizando peras de succión.

Realizar titulaciones ácido-base en muestras incógnitas utilizando buretas e indicadores

ácido-base para determinar el punto final.

Realizar cálculos que le permitan determinar la concentración incógnita de una muestra

una vez determinado el punto final en una titulación.

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NOTAS ACLARATORIAS:

Los temas avanzados se evalúan únicamente en la prueba final.

REFERENCIAS:

Petrucci, Herring, Madura, Bisonnette. Química General. 10ª Edición. Pearson Education.

Madrid, 2011, 1303pp.

Brown, T.L.; LeMay, H.E.; Bursten, B.E. Química. La Ciencia Central. 11ª edición, Pearson

Educación: México, 2009, 1204 pp.

Chang, R. Química. 11ª Edición, Mc Graw-Hill: México, 2012, 1052 pp.

NOTAS FINALES

Revisión de Objetivos a Cargo de: MSc. Ricardo Coy Herrera y Dr. José Vega Baudrit, Octubre

2016.

Objetivos aprobados por el Comité Organizador de la Olimpiada Costarricense de Química

en la Sesión 06-2016 celebrada el 4 de noviembre del 2016 en sala número cinco del

Instituto Tecnológico de Costa Rica, Sede Zapote.

Redacción de objetivos sobre cinética química a cargo de: MSc. Ricardo Coy Herrera,

febrero, 2018.

Objetivos de Cinética Química aprobados por el Comité Organizador de la Olimpiada

Costarricense de Química en la Sesión 01-2018 celebrada el 9 de febrero del 2018 en sala

número cuatro de la Biblioteca Joaquín García Monge de la Universidad Nacional, Campus

Omar Dengo, Heredia.

Sitio web:


Facebook

https://www.facebook.com/olimpiadaquimicacr?ref=hl

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ANEXO 1

NOMBRE Y SÍMBOLO DE ALGUNOS ELEMENTOS QUÍMICOS

NOMBRE SÍMBOLO NOMBRE SÍMBOLO Actinio Ac Lantano La

Aluminio Al Litio Li

Antimonio Sb Magnesio Mg

Argón Ar Manganeso Mn

Arsénico As Mercurio Hg

Astato At Molibdeno Mo

Azufre S Neón Ne

Bario Ba Níquel Ni

Berilio Be Nitrógeno N

Bismuto Bi Oro Au

Boro B Osmio Os

Bromo Br Oxígeno O

Cadmio Cd Paladio Pd

Calcio Ca Polonio Po

Carbono C Potasio K

Cesio Cs Plata Ag

Circonio Zr Platino Pt

Cobalto Co Plomo Pb

Cobre Cu Plutonio Pu

Cloro Cl Radio Ra

Cromo Cr Radón Rn

Escandio Sc Rubidio Rb

Estaño Sn Selenio Se

Estroncio Sr Silicio Si

Fósforo P Sodio Na

Flúor F Tecnecio Tc

Francio Fr Telurio Te

Galio Ga Titanio Ti

Germanio Ge Talio Tl

Helio He Tantalio Ta

Hidrógeno H Vanadio V

Hierro Fe Uranio U

Indio In Wolframio (Tungsteno) W

Iridio Ir Xenón Xe

Itrio Y Yodo I

Kriptón Kr Zinc Zn

16

ANEXO 2 NOMBRE Y FÓRMULA DE ALGUNOS IONES

NOMBRE SÍMBOLO

NOMBRE SÍMBOLO

Amonio NH4+ Hidruro H-

Acetato CH3COO- Hipoclorito ClO-

Arseniato AsO4-3 Hipobromito BrO-

Arseniuro As-3 Hipoyodito IO-

Azida N3- Isotiocianato NCS-

Bicarbonato HCO3- Molibdato MoO4

-2

Bisulfato

Hidrógeno sulfato

Sulfato ácido

HSO4-

Nitrato NO3-

Bisulfito

Hidrógeno sulfito

Sulfito ácido

HSO3-

Nitrito

NO2-

Borato BO3-3 Nitruro N-3

Bromato BrO3- Oxalato C2O4

-2

Bromito BrO2- Perclorato ClO4

-

Bromuro Br- Perbromato BrO4-

Carbonato CO3-2 Peryodato IO4

-

Carburo C2-2 Permanganato MnO4

-

Cianato OCN- Peróxido O2-2

Cianuro CN- Selenato SeO4-2

Clorato ClO3- Selenito SeO3

-2

Clorito ClO3- Selenuro Se-2

Cloruro Cl- Sulfato SO4-2

Cromato CrO4-2 Sulfito SO3

-2

Dicromato Cr2O7-2 Sulfuro S-2

Fosfato PO4-3 Telururo Te-2

Fosfato ácido

Hidrógeno fosfato HPO4

-2 Tiocianato

SCN-

Fosfato diácido

dihidrógeno fosfato H2PO4

- Tiosulfato

S2O3-2

Fosfito PO3-3 Tetrationato S4O6

-2

Fosfuro P-3 Yodato IO3-

Fluoruro F- Yodito IO2-

Hidróxido OH- Yoduro I-

17








XVIII OLIMPIADA COSTARRICENSE DE QUÍMICA TEMARIO CATEGORÍA AVANZADA, 2018

I PARTE. TEMAS BÁSICOS

I UNIDAD: INTRODUCCIÓN AL CAMPO DE ESTUDIO DE LA QUÍMICA

TEMA 1. CONCEPTOS FUNDAMENTALES EN QUÍMICA

Propiedades de la materia: físicas y químicas, intensivas y extensivas.

Clasificación de las siguientes propiedades: color, sabor, olor, densidad, volumen,

viscosidad, masa, masa molar, textura, brillo, reacción con productos, combustión, tensión

superficial, presión de vapor y conductividad eléctrica.

Estados de la materia (sólido, líquido, gas, Bose-Einstein y plasma)

Cambios de estado que la materia puede sufrir y energías asociadas. Procesos endotérmicos

y exotérmicos.

Unidades fundamentales del SI: masa, volumen, densidad, temperatura, longitud y cantidad

de sustancia.

Unidades de medición de uso común para volumen, densidad y temperatura que se utilizan

comúnmente y no están incluidas en el Sistema Internacional.

Conversiones dentro del SI: deci, centi, mili, micro, nano, pico, deca, hecto, Kilo, Mega y Tera

(M, K, da, d, c, m, µ, n y p)

Notación científica para expresar resultados en cálculos.

Cálculos para obtener la densidad de un material a partir de su volumen y masa o viceversa.

Concepto de temperatura, diferencia entre temperatura y calor, y cálculos de conversión

entre las distintas unidades de temperatura.

TEMA 2. CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA

Definición de sustancia pura y mezclas homogéneas y heterogéneas. Ejemplos reales.

Diferencia entre mezclas y sustancias puras

Clasificación de las mezclas en homogéneas y heterogéneas.

Clasificación de las mezclas heterogéneas en: groseras, suspensiones mecánicas y coloides.

Clasificación las sustancias puras en elementos y compuestos

Clasificación los elementos en metales y no metales

18

Los metaloides como elementos que presentan propiedades intermedias entre metales y no

metales. Citar ejemplos

Concepto de oligoelementos. Importancia en el cuerpo humano.

TEMA 3. ÁTOMOS, MOLÉCULAS E IONES.

Concepto de átomo.

Protones, neutrones y electrones (características, masa y carga)

Isótopos, número atómico y número de masa. Utilizar la tabla periódica internacional para

buscar esta información.

Masa atómica promedio (concepto y cálculos)

Cálculos con número de masa, número atómico, símbolo del elemento, protones, neutrones,

y/o electrones.

Diferencia entre la masa atómica de la masa molecular

Diferencia entre átomos y moléculas.

Definición de molécula.

Identificación entre átomos de distintos elementos por el número de protones en el núcleo.

Los iones: identificación y clasificación

Ganancia o pérdida de iones, justificación, números de oxidación.

TEMA 4. LEYES PONDERALES Y FÓRMULAS QUÍMICAS

Ley de la composición constante o proporciones definidas para los compuestos (concepto y

aplicaciones con cálculos)

Ley de proporciones múltiples para la formación de diferentes compuestos a partir de los

mismos elementos (concepto y aplicaciones con cálculos).

Cálculos de masa molecular y masa molar de un compuesto

Formas de representar a las moléculas: fórmulas moleculares, empíricas y estructurales.

Utilizar ejemplos para explicarlo.

II UNIDAD: LA MATERIA EN SU INTERIOR

OBJETIVOS GENERALES

TEMA 1. EL ÁTOMO: HISTORIA Y CONCEPTOS

Desarrollo del modelo atómico actual, aportes de: Dalton, Rutherford, Bohr, Thompson,

Schrödinger, De Broglie, Heisenberg, Planck y Einstein.

Generalidades del espectro electromagnético: longitud, frecuencia y energía de una onda

electromagnética.

El efecto fotoeléctrico: interacciones entre los electrones, efecto de la intensidad de la

radiación y de su frecuencia (ó longitud de onda) sobre las superficies metálicas.

19

Importancia de los espectros de líneas. Establecer a partir de éstos la relación que existe

entre la naturaleza eléctrica de la materia y la energía electromagnética.

El modelo actual del átomo como un modelo mecánico – cuántico

Niveles y sub niveles de energía para los electrones de un átomo

Concepto de orbital relaciones con el principio de incertidumbre y el de exclusión.

Tipos de orbitales: s, p, d y f, y formas de los orbitales “s” , “p” y “d”

TEMA 2. ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DEL ÁTOMO

Configuración electrónica de los elementos utilizando el sistema nlx

Diagramas de orbital de los elementos, considerando el principio de exclusión de Pauli, la

regla de Hund, y el principio de llenado de Aufbau

Configuraciones electrónicas y diagramas de orbital para caso de anomalías e iones.

Concepto de estructuras electrónicas estables.

Relación entre la configuración electrónica de un elemento y su número de oxidación

Concepto de electrón diferenciante y electrones de capa de valencia.

Concepto de números cuánticos, importancia

Información que presenta cada número cuántico (n, ℓ, mℓ y ms)

Números cuánticos para el electrón diferenciante de un elemento, o para cualquier electrón

dentro de su estructura electrónica

Conceptos de diamagnetismo y paramagnetismo.

Relaciones entre la configuración electrónica de una sustancia: paramagnética y

diamagnética con sus propiedades físicas ante campos electromagnéticos

TEMA 3. TABLA PERIODICA

Aportes de: Dobereiner, Newlands, Mendeleev, Moseley a la tabla periódica.

Organización y clasificación de los elementos en periodos, grupos (o familias, para

elementos representativos) en la tabla periódica

Clasificación de los elementos en transición (en series), tierras raras ó transición interna

(en lantánidos y actínidos), representativos (en grupos o familias)

Familias de elementos representativos

Metales, no metales y metaloides.

Propiedades periódicas de los elementos: energía de ionización, afinidad electrónica,

electronegatividad, carácter metálico, radio iónico y radio atómico

Concepto de apantallamiento. Descripción de dicho fenómeno

Ley periódica como la base sobre la cual se construyen las tendencias periódicas de los

elementos.

Conceptos de: radio atómico, volumen atómico, radio iónico, energía de ionización, afinidad

electrónica, electronegatividad, carácter metálico y explicar su variación en la tabla

periódica

20

III UNIDAD: ENLACE QUÍMICO

TEMA 1. CONCEPTOS GENERALES DE ENLACE QUÍMICO

Concepto de enlace químico.

Aspectos que debe considerar una Teoría de Enlace. Justificar la formación del enlace desde

el punto de vista energético, predecir las fórmulas de los compuestos, predecir las

geometrías moleculares, explicar las propiedades físicas de los compuestos.

Estructura y propiedades de los diferentes modelos de enlace químico: electrovalente o

iónico; covalente (polar, no polar y coordinado); metálico

Tipo de enlace según las diferencias de electronegatividad (D.E.), de acuerdo a la siguiente

escala arbitraria: 0 - 0,3 NO polar; mayor que 0,3 pero menor o igual a 1,6 = polar;

superior a 1,6 = iónico

Propiedades de los compuestos según el tipo de enlace que presentan.

Enlaces covalente no polar, covalente polar y coordinado.

Características de los compuestos que presentan estos tipos de enlace.

TEMA 2. ESTRUCTURA DEL ENLACE QUÍMICO

Estructuras de Lewis de algunos compuestos de los elementos representativos y para iones,

realizando los cálculos que demuestran las estructuras obtenidas. Justificar con este

método, la existencia de enlaces dobles o triples.

Excepciones a la regla del octeto en la realización de estructuras de Lewis.

Concepto y aplicación de carga formal y de la estabilidad de una estructura de Lewis con el

menor número de cargas formales.

Concepto de resonancia.

Ejemplos de resonancia, construcción de estructuras de Lewis resonantes.

TEMA 3. TEORÍAS DE ENLACE: RPECV Y ENLACE VALENCIA

Concepto de repulsión electrostática

Forma de las moléculas basándose únicamente en repulsiones electrostáticas (RPECV)

(considerar pares de electrones libres, enlaces múltiples y grupos enlazantes en el átomo

central)

Predicción del ángulo de enlace y la geometría molecular para cualquier átomo en una

determinada sustancia química.

Concepto de hibridación

Hibridaciones: sp, sp2, sp3 , sp3d y sp3d2 en un átomo a partir de su estructura de Lewis o de

su fórmula molecular.

Octetos expandidos a partir de la hibridación de orbitales “d” de baja energía accesibles a

los elementos a partir del tercer periodo

Geometría de las moléculas basándose en el concepto de hibridación

21

Estimación de la hibridación para cualquier átomo en una determinada sustancia química a

partir de su fórmula estructural.

Octetos incompletos como resultado de hibridación de orbitales

Estructura de los orbitales enlazantes σ y π, reconocimiento en fórmulas estructurales.

TEMA 4. POLARIDAD MOLECULAR Y FUERZAS INTERMOLECULARES

Concepto de polaridad molecular y relación únicamente para sustancias covalentes.

Concepto de polaridad molecular y el de polaridad del enlace

Criterios para determinar la polaridad de una molécula

Polaridad de una molécula a partir de su distribución de grupos enlazantes y pares de

electrones libres en el átomo central.

Relación de la polaridad molecular con la geometría de las moléculas

Concepto de fuerzas intermoleculares

Tipos de interacciones moleculares e iónicas: Fuerzas iónicas; Fuerzas ión – dipolo; Fuerzas

dipolo – dipolo (entre dipolos permanentes); Puentes de hidrógeno

Concepto de polarizabilidad y relacionarlo con el tamaño de las moléculas y por ende su

masa molecular

Fuerzas de dispersión de London: dipolo permanente – dipolo inducido; dipolo instantáneo;

dipolo instantáneo y dipolo inducido

Tipo de interacción molecular que se puede generar entre una sustancia consigo misma ó

entre dos sustancias, para ambos casos partiendo de su fórmula molecular o estructural.

Solubilidad de una sustancia por sus fuerzas intermoleculares

IV UNIDAD: TRANSFORMACIONES DE LA MATERIA

TEMA 1. COMPUESTOS QUÍMICOS

Tipos de compuestos: sales (binarias, ternarias y cuaternarias), hidruros, óxidos (metálicos

y no metálicos), ácidos (hidrácidos, oxácidos), hidróxidos y sales hidrogenadas, hidratos.

Clasificación.

Nombre de los compuestos químicos inorgánicos de acuerdo a la IUPAC.

TEMA 2. REACCIONES QUÍMICAS

Concepto de ecuación y reacción química

Información que ofrecen las ecuaciones químicas: reactivos, productos, catalizadores,

energía, condiciones de reacción, coeficientes y simbología (uso de la flecha, (ac), (g), (s) y

(l))

Ley de conservación de la masa y balanceo de ecuaciones

Evidencias de que ha ocurrido una reacción química: cambio de color, desprendimiento de

un gas, formación de un precipitado, burbujeo, cambios de temperatura, consumo de un

sólido, etc)

22

Clasificación de las reacciones químicas de la siguiente forma:

d) Criterios energéticos: endotérmicas y exotérmicas

e) Sistema tradicional: combinación, sustitución simple, descomposición, doble

sustitución, combustión.

f) Sistema Moderno: ácido base, formación de complejos (solo definir que es un

complejo), redox y precipitación

Dada una reacción química en disolución acuosa, escribir la ecuación molecular, la iónica

general y la iónica neta correspondiente.

TEMA 3. REACCIONES DE OXIDACIÓN - REDUCCIÓN

Número de oxidación de un elemento en un compuesto, especie oxidante y reductora en una

ecuación redox

Semiecuaciones de reducción y oxidación

Balanceo de ecuaciones redox en medio ácido y básico por el método ion electrón

TEMA 4. ESTEQUIOMETRÍA

Concepto de estequiometría

Importancia de la estequiometría y su utilidad en los procesos industriales

Interpretación de ecuaciones químicas en términos de átomos, moléculas, moles y masa.

Cálculos en términos de átomos, moléculas, moles y masa en reacciones químicas.

Cálculos de ecuaciones que implican porcentaje de pureza, porcentaje de rendimiento,

porcentaje de error, rendimiento teórico y reactivo limitante.

23

II PARTE. TEMAS AVANZADOS

Nota: estos temas no serán evaluados en el examen eliminatorio. son temas que se

evaluarán en la prueba final (teórica y/o de laboratorio).

V UNIDAD: DISOLUCIONES Y COLOIDES

TEMA 1. COLOIDES

Propiedades físicas de los coloides: carga eléctrica, movimiento Browniano, efecto Tyndall.

Ejemplos de coloides en el entorno.

Componentes de los coloides: fase dispersa (micelas), fase dispersante

Diferencia entre los coloides y disoluciones

TEMA 2. DISOLUCIONES

Factores que afectan el proceso de disolución:

a) temperatura (considerar procesos de disolución exotérmicos, endotérmicos, y


b) naturaleza de las sustancias (considerar principalmente las fuerzas intermoleculares)

c) presión (aplica solo para el caso de los gases)

Factores que afectan la velocidad del proceso de disolución:

a) temperatura (considerar procesos de disolución exotérmicos, endotérmicos, y


b) agitación

c) presión (aplica solo para el caso de los gases)

d) estado de subdivisión del soluto

Disoluciones: saturada, insaturada, sobresaturada, diluida y concentrada (concepto e

identificación). Características y propiedades.

Cálculos usando solubilidad para clasificar una disolución en saturada, insaturada o

sobresaturada.

TEMA 3. UNIDADES DE CONCENTRACIÓN DE LAS DISOLUCIONES

Formas de expresar la composición de las disoluciones y cálculos relacionados. (M, X, m,

ppmil, %m/m, %m/v, %v/v). Cálculos. Convertir unidades.

24

TEMA 4. PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS DISOLUCIONES

Concepto de las propiedades coligativas de las disoluciones electrolíticas y no electrolíticas.

Cálculos de propiedades coligativas de las disoluciones electrolíticas y no electrolíticas que

involucren: cambio en el punto de ebullición; cambio en el punto de fusión (congelación);

presión osmótica; descenso en la presión de vapor (Ley de Rault)

TEMA 5. NANOTECNOLOGÍA

1. Concepto de nanotecnología.

2. Propiedades de la materia a escala nanométrica, influencia de la forma y tamaño de las

nanopartículas de la materia en un medio de dispersión.

VI UNIDAD: QUÍMICA DEL CARBONO

TEMA 1. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA

Orbitales atómicos y su influencia en la formación de enlaces.

Propiedades del átomo de carbono: homocombinación, tetravalencia, hibridación y

alotropía.

. Isomería geométrica, estructural y de grupo funcional.

4. Hibridación que presentan los átomos de carbono y su forma geométrica en los: alcanos,

alquenos, alquinos de cadena lineal, ciclo alcanos y las ramificaciones de cada uno de éstos

compuestos.

TEMA 2. CONCEPTOS GENERALES SOBRE ESTRUCTURAS ORGÁNICAS

Escritura de fórmulas de compuestos orgánicos.

Representaciones desarrolladas, condensadas, topológicas y semidesarrolladas. Uso de

simbología y abreviaturas de uso frecuente como (por ejemplo R = resto de la molécula o

grupo alquilo y Ar= grupo arilo).

Propiedades físicas de los alcanos, alquenos, alquinos de cadena lineal y los ciclo alcanos.

Solubilidad, fuerzas intermoleculares, punto de fusión y ebullición, presión de vapor.

Tendencias.

TEMA 3. HIDROCARBUROS ALIFÁTICOS SATURADOS

Hidrocarburos alifáticos saturados. Alcanos, alquenos y alquinos. Lineales, ramificados y

cíclicos.

Reglas de nomenclatura IUPAC para la denominación de: alcanos de cadena lineal, así como

los cicloalcanos y las ramificaciones de cada uno de éstos compuestos. Compuestos no

mayores a quince átomos de carbono.

25

Problemas que involucren las siguientes reacciones de los alcanos: Halogenación por

radicales libre, oxidación.

Problemas que involucren las siguientes reacciones de los ciclo alcanos: Halogenación,

oxidación y aquellas reacciones sobre sus cadenas laterales (grupos funcionales dentro de

su estructura).

TEMA 4. HIDROCARBUROS ALIFÁTICOS INSATURADOS

Hidrocarburos alifáticos insaturados. Isomería geométrica: E, Z, cis y trans.

Reglas de nomenclatura IUPAC para la denominación de alquenos y alquinos de cadena

lineal, así como los ciclos y las ramificaciones de cada uno de éstos compuestos.

Compuestos no mayores a quince átomos de carbono.

Reconocimiento de reacciones de adición y eliminación.

Completar productos de reacciones de adición sobre alquenos simétricos: adición de

halogenuros de hidrógeno (HBr y HCl), adición de agua en medio ácido, adición de

halógenos (Br2, Cl2) y adición de hidrógeno con Ni o Pt/C.

Reacciones de síntesis de alquenos por deshidratación de alcoholes catalizadas con ácido

sulfúrico.

Reacciones de síntesis de alquinos por eliminación de halogenuros de alquilo con KOH y

amiduro de sodio (NaNH2).

TEMA 5. HIDROCARBUROS AROMÁTICOS

El anillo de benceno como modelo de compuestos aromáticos.

Propiedades de los compuestos aromáticos: estabilidad, resonancia y deslocalización de

electrones.

Nomenclatura IUPAC de compuestos aromáticos mono sustituidos y poli sustituidos.

Reacciones de sustitución electrofílica aromática: halogenación, alquilación, acilación,

sulfonación y nitración. Solo la primera sustitución sobre el anillo de benceno.

TEMA 6. GRUPOS FUNCIONALES

Reconocer los grupos de funcionales de las familias: alcoholes, fenoles, éteres, epóxidos,

haluros de alquilo o arilo, aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos y derivados (amidas,

ésteres, haluros de acilo y anhídridos) y aminas.

Reglas de nomenclatura IUPAC para halogenuros de alquilo, compuestos aromáticos,

alcoholes, aminas primarias, éteres, aldehídos, cetonas y ácidos carboxílicos.

26

VII UNIDAD: FISICOQUÍMICA TEMA 1. TERMODINÁMICA

Cálculos de la primera ley de la termodinámica: energía, trabajo y calor, entalpía, capacidad

calorífica, Ley de Hess, entalpías de formación, disolución, solvatación y enlaces

Cálculos de la segunda ley de la termodinámica: entropía, energía de Gibbs, dirección del

cambio espontáneo.

Tercera Ley de la termodinámica: definición y aplicación en casos prácticos.

Cálculos de la Ley del gas ideal, presiones parciales.

TEMA 2. CINÉTICA QUÍMICA

1. Velocidad en reacciones químicas.

2. Medida de velocidades de reacción.

3. Dependencia de las velocidades de reacción con la concentración.

4. Reacciones de orden cero.

5. Reacciones de primer orden.

6. Dependencia de las velocidades de reacción con la temperatura.

27

III PARTE. TÉCNICAS EXPERIMENTALES

TEMA1. TÉCNICAS COMUNES DE LABORATORIO. Uso de material básico de laboratorio, reconocimiento y función de: balanzas, probeta,

pipeta, bureta, balón aforado, tubo de ensayo, erlenmeyer, agitador de vidrio, soporte,

prensa universal, aro de hierro, triángulo, cedazo, crisol, pinza para tubo, pinza para crisol,

mortero, pistilo, hisopo, espátula acanalada, piseta, baño maría, termómetro, calentador y

agitador magnético.

Calentamiento utilizando quemador bunsen, placas calefactoras y baño maría.

Técnicas de separación de mezclas: decantación, filtración, evaporación.

Montaje de sistemas de filtración por gravedad con embudos y papel de filtro.

Preparación de disoluciones cuantitativas utilizando balones aforados.

Uso de balanzas digitales y granatarias, reportar los resultados con el número correcto de

decimales utilizando la incertidumbre de la balanza.

Uso de pipetas para medir alícuotas. Uso de peras de succión.

Titulaciones ácido-base de muestras incógnitas utilizando buretas y uso de indicadores

ácido-base para determinar el punto final. Cálculos para determinar la concentración

incógnita.

NOTAS ACLARATORIAS: En la prueba eliminatoria se evalúan solamente los temas básicos, en la prueba final se

evalúan tanto los temas básicos como los avanzados.

NOTAS FINALES

Revisión de Objetivos a Cargo de: MSc. Ricardo Coy Herrera y Dr. José Vega Baudrit, Octubre

2016.

Temas aprobados por el Comité Organizador de la Olimpiada Costarricense de Química en

la Sesión 06-2016 celebrada el 4 de noviembre del 2016 en sala número cinco del Instituto

Tecnológico de Costa Rica, Sede Zapote.

Redacción de objetivos sobre cinética química a cargo de: MSc. Ricardo Coy Herrera,

febrero, 2018.

Temas de Cinética Química aprobados por el Comité Organizador de la Olimpiada

Costarricense de Química en la Sesión 01-2018 celebrada el 9 de febrero del 2018 en sala

número cuatro de la Biblioteca Joaquín García Monge de la Universidad Nacional, Campus

Omar Dengo, Heredia.

Sitio web:


Facebook

https://www.facebook.com/olimpiadaquimicacr?ref=hl

28

ANEXO 1

NOMBRE Y SÍMBOLO DE ALGUNOS ELEMENTOS QUÍMICOS

NOMBRE SÍMBOLO NOMBRE SÍMBOLO Actinio Ac Lantano La

Aluminio Al Litio Li

Antimonio Sb Magnesio Mg

Argón Ar Manganeso Mn

Arsénico As Mercurio Hg

Astato At Molibdeno Mo

Azufre S Neón Ne

Bario Ba Níquel Ni

Berilio Be Nitrógeno N

Bismuto Bi Oro Au

Boro B Osmio Os

Bromo Br Oxígeno O

Cadmio Cd Paladio Pd

Calcio Ca Polonio Po

Carbono C Potasio K

Cesio Cs Plata Ag

Circonio Zr Platino Pt

Cobalto Co Plomo Pb

Cobre Cu Plutonio Pu

Cloro Cl Radio Ra

Cromo Cr Radón Rn

Escandio Sc Rubidio Rb

Estaño Sn Selenio Se

Estroncio Sr Silicio Si

Fósforo P Sodio Na

Flúor F Tecnecio Tc

Francio Fr Telurio Te

Galio Ga Titanio Ti

Germanio Ge Talio Tl

Helio He Tantalio Ta

Hidrógeno H Vanadio V

Hierro Fe Uranio U

Indio In Wolframio (Tungsteno) W

Iridio Ir Xenón Xe

Itrio Y Yodo I

Kriptón Kr Zinc Zn

29

ANEXO 2 NOMBRE Y FÓRMULA DE ALGUNOS IONES

NOMBRE SÍMBOLO

NOMBRE SÍMBOLO

Amonio NH4+ Hidruro H-

Acetato CH3COO- Hipoclorito ClO-

Arseniato AsO4-3 Hipobromito BrO-

Arseniuro As-3 Hipoyodito IO-

Azida N3- Isotiocianato NCS-

Bicarbonato HCO3- Molibdato MoO4

-2

Bisulfato

Hidrógeno sulfato

Sulfato ácido

HSO4-

Nitrato NO3-

Bisulfito

Hidrógeno sulfito

Sulfito ácido

HSO3-

Nitrito

NO2-

Borato BO3-3 Nitruro N-3

Bromato BrO3- Oxalato C2O4

-2

Bromito BrO2- Perclorato ClO4

-

Bromuro Br- Perbromato BrO4-

Carbonato CO3-2 Peryodato IO4

-

Carburo C2-2 Permanganato MnO4

-

Cianato OCN- Peróxido O2-2

Cianuro CN- Selenato SeO4-2

Clorato ClO3- Selenito SeO3

-2

Clorito ClO3- Selenuro Se-2

Cloruro Cl- Sulfato SO4-2

Cromato CrO4-2 Sulfito SO3

-2

Dicromato Cr2O7-2 Sulfuro S-2

Fosfato PO4-3 Telururo Te-2

Fosfato ácido

Hidrógeno fosfato HPO4

-2 Tiocianato

SCN-

Fosfato diácido

dihidrógeno fosfato H2PO4

- Tiosulfato

S2O3-2

Fosfito PO3-3 Tetrationato S4O6

-2

Fosfuro P-3 Yodato IO3-

Fluoruro F- Yodito IO2-

Hidróxido OH- Yoduro I-

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