15. química
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1LIBRO UNI QUÍMICA
LA QUÍMICA
QUÍMICA
DESARROLLO DEL TEMA
¿Qué estudia la química?La Química se conoce como la ciencia que analiza la
composición, las propiedades y la estructura de los diferentes
tipos de materia, así como los cambios que experimenta y
la energía asociada a ellos. Los cambios químicos y la energía
que producen son tan importantes que han encontrado
aplicación en diversos campos profesionales como la ingeniería
(aceros inoxidables, pinturas), la arquitectura (ladrillos,
vidrios), en medicina (vacunas, sueros, antibióticos), en la
agricultura (fertilizantes e insecticidas)
En general, se puede decir que la mayor parte de las
actividades del género humano reciben apoyo de la química
para desarrollarse.
En la actualidad se conocen varias ciencias (ramas de la
química) que tienen una relación íntima entre ellas. Algunos
ejemplos de estas ciencias son:
Química Inorgánica: estudio de los elementos químicos y
sus compuestos, excepto el carbono (química de los
minerales)
Química Orgánica: estudia los compuestos del carbono
(derivados de seres vivos y del petróleo).
Química Analítica: tiene como fin la identificación (análisiscualitativo), separación y determinación cuantitativa (análisis
cualitativo) de la composición de las diferentes substancias.
Fisicoquímica: estudia, fundamentalmente, la estructura
de la materia, los cambios energéticos, las leyes, los principios
y teorías que explican las transformaciones de una forma
de materia a otra.
Bioquímica: estudia a las substancias que forman parte de
los organismos vivos (metabolismos celulares).
Sin embargo, debido al desarrollo tan grande que ha tenido
la química en los siglos XIX y XX, ha sido necesario ampliar el
número de ramas, entre las que se encuentran: la
electroquímica, la química nuclear, la petroquímica, la
radioquímica, la nanotecnología, la biotecnología y otras más.
EL MÉTODO CIENTÍFICO
Consiste en ?jar la atenciónen un hecho o suceso denuestro entorno.
E s l a b ú s q u e d a d einformación en libros yo t r a s f u e n t e s p a r aencontrar una base que nosp e r m i t a p r o p o n e rexplicaciones atinadas
S o n l a s p o s i b l e s
explicaciones al fenómenoobservado. La hipótesis esuna suposición inteligenteq u e e s n e c e s a r i ocomprobar
Una ley cientí?ca es una
generalización concisa, queresume los resultados deuna ampl ia gama deo b s e r v a c i o n e s yexperimentos
E n e s t e p a s o s ecomprueban las hipótesis,con las que no veri?can sesacan otras hipótesis. Lose x p e r i m e n t o s n o sproporcionan datos quesometemos a un análisis. Enrealidad, la experimentaciónes una observación mas,pero debidamente
Es una explicación ampliaacerca de un hecho ofenómeno. Las teoríaspueden ser rebatidas con eltiempo.
OBSERVACIÓN
RECOPILACION DE DATOS
PLANTEAMIENTO DE LEYES
HIPÓTESIS
EXPERIMENTO
TEOR AÍ
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I. MATERIAEs toda realidad objetiva que impresiona nuestros sen-
tidos, tiene masa y ocupa un lugar en el espacio.
A. Masa
Es la medida de la inercia de un
material, debido a la cantidad
de materia que posee.
B. Energía
Es la otra forma de existencia en el universo. Se
plantea la equivalencia siguiente:
m masa
2E mc c Velocidad de la luz en el vacío.
energía equivalente
Ejemplo del método científicoImagina que te sientas en el sofá dispuesto a ver un rato latelevisión y al apretar el mando a distancia, no se enciendela tele. Repites la operación tres veces y nada. Miras si elmando está bien, cambias las pilas y sigue sin encenderse latv. Te acercas a la tv y pruebas directamente con susmandos, pero siguen sin funcionar. Compruebas si está
desconectada, pero está conectada y sin embargo nofunciona. Buscas interruptores de la sala y no se enciendenlas luces. Compruebas en otras habitaciones y tampoco.Sospechas que el problema está en la caja de los plomoscentral. Vas inspeccionarla y había saltado. Reconectas ytodo funciona...
Este proceso sigue una estrategia que desarrollamos muchasveces de manera inconsciente en la vida cotidiana y que seasemeja mucho al método científico
1. Observación: detectas el problema de que nofunciona la TV
2. Hipótesis
a) Primera hipótesis: quizás no he apretado bien losbotones del mando o no he apuntado bien a la TV.
b) Segunda hipótesis: no funcionan las pilas del mando.c) Tercera hipótesis: el problema está en los mandos
del televisor o en la conexión.
d) Cuarta hipótesis: la caja de plomos no funciona
3. Experimentación: Se comprueba cada una de las
hipótesis
4. Teoría: Se ha quemado el plomo de la caja de fusibles
La diferencia de este ejemplo con el método científico
es que este es más sistemático y explicito que en
nuestra vida cotidiana y esto es necesario para que no
se pierda información importante en el análisis que se
hace.
C. Estados de agregación física de la materia
Se tienen las siguientes características
D. Plasma
Es el estado de la materia más abundante del univer-
so, existe a temperaturas mayores de 10
4
°C formadopor una mezcla de cationes y electrones, se encuen-
tra en una estrella viva (sol), supernova, pulsar.
E. Condensado de Bose - Einstein
Es el quinto estado de la materia a una temperatura
muy baja en la cual los sólidos adoptan su mejor
cristalización y la impureza tiende a ser nula, en él la
sustancia estará en su estado más puro.
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III. PROPIEDADES DE LA MATERIA
A. De acuerdo a su amplitud
1. Propiedades generalesSe cumple para cualquier clase de materia.
• Extensión
La Tierra ocupa un lugar en el espacio.
• ImpenetrabilidadJamás la Tierra y Marte podrían ocupar el
mismo lugar a la vez.
• Inercia
La Tierra respecto al Sol guarda una inerciade movimiento y una mesa respecto a la Tierra
guarda una inercia de reposo.
• DivisibilidadLos diferentes tamaños de materia.
2. Propiedades particulares o específicas
a. Para sólidos
– Ductilidad: hilos metálicos: Ag, Au, etc.
– Maleabilidad: láminas metálicas: Fe,
Al. – Elasticidad: esponja, resortes, globos.
– Plasticidad: jabón, plomo, estaño, etc.
– Dureza: Resistencia al rayado.
Ejemplo: El diamante es el más duro de
todas las sustancias existentes en la
Tierra, en cambio el talco es el menos
duro.
– Tenacidad: resistencia a la rotura. Ejem-
plo: El hierro es tenaz, el diamante es
frágil.
b. Para líquidos• Viscosidad: resistencia de un líquido a
fluir. Ejemplo: El aceite es viscoso, mientras
que el agua es muy fluido.
• Tensión superficial: resistencia de una
superficie líquida a la intromisión de un
cuerpo extraño. Ejemplo: Una araña cami-
nando sobre la superficie del agua.
c. Para gases• Compresibilidad
Facilidad con la que un gas puede ser
comprimido, lo que no sucede con lí-
quidos o sólidos.
• ExpansibilidadTodo gas trata de ocupar el máximo vo-
lumen que le sea posible.
B. De acuerdo al tamaño de la muestra
1. Propiedades extensivasDepende del tamaño de la muestra. Son aditivas
Ejemplo: El volumen, la fuerza, capacidad calorífica,
inercia, entropía.
2. Propiedades intensivasNo dependen de la masa. No son aditivas
Ejemplo: La ductilidad, temperatura de ebullición,elasticidad, dureza, etcétera.
IV. CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA
A. Sistema
Porción del Universo que es objeto de estudio.
Ejemplos:• Sistema Planetario Solar.
• El motor de un carro.
• Una casaca.
II. CAMBIOS DE ESTADO FÍSICO DE LA MATERIA
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B. Cuerpo
Forma limitada y geométricamente definida de ma-
teria, formada por la unión de sustancias.
Ejemplo:
CuerposBotón de plástico
Vaso de vidrio
Clavo de fierro
C. Sustancia
Es la unión de elementos de igual o diferente natu-
raleza, se representan por un símbolo o fórmula,
hay 2 clases:
• Sustancia simpleFormada por una sola clase de elemento.
Ejemplo:
Sustancia simple FórmulaOxígeno O2
Ozono O3
Cloro2C
Azufre rómbico S8 Azufre monoclínico S
• Sustancias alotrópicasSon sustancias simples de un mismo elemento,
en el mismo estado físico, pero con diferente
fórmula o estructura cristalina.
Ejemplos:O2(g) y O3(g)
S8(s) y S(s)
P4(s) y P(s)
D. Elemento
Conjunto de átomos con igual número de protones,
se reconocen por su símbolo.
Ejemplo: oxígeno: O; hidrógeno: H
V. FENÓMENO Acontecimiento que provoca cambios en la estructura
de la materia.
A. Fenómeno físico
Cambia sólo la estructura física (externa) de la ma-
teria.
Ejemplo:• Disolver azúcar en agua.
• Hervir el agua para que pase de líquido a vapor.
B. Fenómeno químico
Cambia la identidad química de la materia, convierte
a una sustancia en otra.
Ejemplo:• Quemar papel.
• Encostramiento de la sangre.
• Digestión de los alimentos.
• Cocer un huevo.
C. Fenómeno nuclear
Cambia la identidad nuclear de la materia, o sea
cambia la naturaleza de los elementos que consti-
tuyen la materia inicial, con gran desprendimiento
de energía.
Ejemplo:• Lo que ocurre en la bomba atómica
235 1 144 89 192 0 56 36 0U+ n Ba+ Kr + 3 n+energía
Un átomo de uranio al chocar con un neutrón,
su núcleo se rompe en 2 núcleos más pequeños:
Bario y Kriptón y 3 neutrones, liberándose una
gran cantidad de energía.
• Lo que ocurre en las entrañas del Sol (el hidró-
geno se convierte en Helio).
2 3 41 1 2H H He Energía n
• Sustancia compuesta o compuesto químico: Formada por 2 ó más clases de elementos.
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DIVISIÓN DE UN CUERPO
Se logra por diferentes medios cada vez más sofisticados hasta un límite de división, veamos:
I. UNIÓN DE SUSTANCIAS
A. Reacción química de sustancias
Es la unión de 2 ó más sustancias, en proporciones
fijas y definidas, tal que las propiedades químicas
de los productos son diferentes a las de los reac-
tantes, se reconocen por una ecuación química.
• 2 2 22H O 2H O : Formación del agua.• 2 2 32SO O 2SO : Formación del anhídrido sul-
fúrico.
• 2 3 2 4H O SO H SO : Formación del ácido sulfúrico.
B. Mezcla de sustancias
Es la unión de 2 ó más sustancias en proporciones
variables, tal que las propiedades químicas de éstas
permanecen inalterables hasta el final del proceso;
no presentan ecuación química; puede ser de 2 clases:
1. Mezcla homogénea o solución
Aquella donde un componente (soluto) se hadisuelto completamente en otro (solvente), tal
que no pueden ser diferenciados ni con la ayuda
del ultramicroscopio, presentan una sola fase.
Ejemplo:
• Componentes:
* Soluto : NaC
* Solvente : H O2
• Constituyentes son los elementos: Sodio,
Cloro, Hidrógeno y Oxígeno.
el agua salada es una solución monofásica,
binaria y tetraelemental.
2. Mezcla heterogénea
Aquella donde un componente (Fase Dispersa:
F.D.) no se puede disolver en otro (Medio Dis-
persante: M.D.) a lo más se dispersará en dicho
medio, por lo que pueden ser observadas a sim-
ple vista, o con ayuda del microscopio (Mezcla
heterogénea fina).
Ejemplo:
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Analizando
• Componentes: (son las sustancias)
– Fase dispersa (F.D.): SiO2
– Medio dispersante (M.D.): H2O
• Constituyentes: (son los elementos) Silicio
(Si); Oxígeno (O); Hidrógeno (H)
el sistema es heterogéneo, difásico, binario
y trielemental.
II. ENERGÍA
Además es capaz de realizar un trabajo. La energía
puede ser de diferentes clases, dependiendo de la
fuente que lo genera, así tenemos:
A. Relación energía - masa (Einstein)
2E m c
E: Energía liberada o absorvida.
m: Masa que se convierte en energía ó energía
que se convierte en masa.
c: Velocidad de la luz en el vacío.
5 8 10km m cmc = 3 10 = 3 10 = 3 10
s s s
B. Unidades de energía
• 1 Ergio2
2
g.cm(erg) = 1
s
• 1 Joule 2
72
m(J) 10 erg 1kgs
• 1 caloría (cal) = 4,186 J
• 1 electrón voltio (eV)
• 1 eV = –12 –191,6 10 erg = 1,6 10 J
II. MÉTODOS FÍSICOS DE SEPARACIÓNDE MEZCLAS TAMIZADOSeparación de dos solidos por la diferencia de tamaños
Luego
FILTRACIÓNConsiste en separar o retener partículas sólidas de un
líquido por medio de una barrera, la cual puede consistir
de mallas, fibras, material poroso (papel filtro) o un
relleno sólido.
CENTRIFUGACIÓNConsiste en separar sólidos de líquidos donde el sólido
es visible pero muy pequeño observándose el líquido
turbio, para lograr la separación se utiliza una
centrifugadora, la cual imprime a la mezcla un movimiento
rotatorio con una fuerza de mayor intensidad que la
gravedad, provocando la sedimentación del sólido o de
las partículas de mayor densidad.
La centrifugación es el método usado para separar el
plasma de la sangre, para la fabricación de azúcar,
separación de sustancias sólidas de la leche y en análisis
químicos de laboratorio (sangre y orina).
CENTRIFUGACIÓN
CENTRIFUGACIÓN
Antes Después
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DECANTACIÓNConsiste en separar componentes que contienen diferentes
fases (por ejemplo, 2 líquidos que no se mezclan, sólido y
líquido, etc.) siempre y cuando exista una diferencia
significativa entre las densidades de las fases.
La Separación se efectúa vertiendo la fase superior (menos
densa) o la inferior (más densa).En el caso de separar dos líquidos inmiscibles, se usa para
esto la pera de decantación
embudo de decantación
aceite
agua
tubo estrecho de goteo
DESTILACIÓN
Consiste en separar dos liquidos miscibles basándose en las
diferencias en los puntos de ebullición de los líquidos. Cabe
recordar que un compuesto de punto de ebullición bajo se
considera «volátil» en relación con los otros componentes
de puntos de ebullición mayor y por lo tanto tendrá una
presión de vapor alta.
CROMATOGRAFIALa cromatografía engloba a un conjunto de técnicas de
análisis basadas en la separación de los componentes de
una mezcla y su posterior detección.
Las técnicas cromatográficas son muy variadas, pero en todas
ellas hay una fase móvil que consiste en un fluido (gas o
líquido) que arrastra a la muestra a través de una faseestacionaria que se trata de un sólido o un líquido fijado
en un sólido.
Los componentes de la mezcla interaccionan de distinta
forma con la fase estacionaria y con la fase móvil. De este
modo, los componentes atraviesan la fase estacionaria a
distintas velocidades y se van separando.
Por ejemplo, para separar los componentes de una mezcla
desconocida «M» que suponemos está formada por dos
sustancias «A» y «B», se coloca una gota de esta muestra
sobre el papel a lo largo de la línea tal como muestra la
figura
Papel filtro ofase
estacionaria
M
Se sumerge la parte inferior de este papel en una solución
o fase móvil, esta atraerá a uno o a los dos componentes
de la muestra al ir ascendiendo mojando el papel pero a
diferentes velocidades de arrastre, quedando separada la
mezcla.
Después que se ha realizado la cromatografía de papel,
observamos lo siguiente:
Componente A
Componente B
Fase móvil que vaascendiendo mojando papel
CRISTALIZACIÓNEste método se utiliza para separar una mezcla de sólidos
que sean solubles en el mismo disolvente pero con diferente
grado de solubilidad en el disolvente. Una vez que la mezcla
esté disuelta, puede calentarse para evaporar parte de
disolvente y así concentrar la disolución.
La eliminación continua del solvente provocara que lasolución se sature para el sólido menos soluble, precipitando
o cristalizando este compuesto, con lo cual se logra su
separación del líquido.
Solución saturada deNaCl en proceso de
evaporación del solvente
La parte oscurarepresenta el NaCl
sólido que va precipitando
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Problema 1
Señale la alternativa que presenta la
secuencia correcta, después de deter-
minar si las proposiciones son verda-
deras (V) o falsas (F):
I. El aire es una sustancia.
II. El grafito y el diamante son formas
alotrópicas del mismo elemento.
III. Una solución es un sistema homo-
géneo.
UNI 2010-II
A) VVV B) VVF
C) VFV D) FVV
E) FFV
Resolución:
Análisis de los datos
I. Falso (F)
El aire es una mezcla homogénea.
II. Verdadero (V)
El carbono en forma natural pre-
senta dos átomos que son el dia-
mante (cúbico) y el grafito (hexa-
gonal).
III. Verdadero (V)
Toda solución es un sistema ho-
mogéneo, es decir, monofásico.
Respuesta: D) FVV
Problema 2
Las sustancias poseen propiedades y su-
fren cambios físicos y químicos. Al res-
pecto, marque la alternativa correcta.
UNI 2011-I
A) La temperatura de un sólido es
una propiedad extensiva.
B) El volumen de un líquido es una
propiedad intensiva.
C) Al freír un huevo, en aceite calien-
te, ocurre un cambio químico.
D) La erosión de las rocas es un fenó-
meno químico.
E) La disolución de la sal de cocina en
agua es un cambio químico.
Resolución:
Ubicación de incógnita
Veracidad de las proposiciones
A) Falso:
La temperatura es una propiedad
intensiva de la materia por que no
depende de la cantidad de materia.
B) Falso:
El volumen es una propiedad ex-
tensiva de la materia por que de-
pende de la cantidad de materia.
C) Verdadero:
Al freir un huevo existe un cambio
químico.
D) Falso:
La erosión es el deterioro de la su-
perficie por fricción del viento y las
lluvias, siendo asi un cambio físico.
E) Falso:
La dilución es un cambio físico.
Respuesta: C) Al fre ír un huevo, en
aceite caliente, ocurre un cambio
químico.
problemas resueltos
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9LIBRO UNI QUÍMICA
ESTRUCTURA ATÓMICAACTUAL
QUÍMICA
I. ESTRUCTURA DEL ÁTOMO
A. En el núcleo
Se encuentran los nucleones positivos (protones) y nucleones neutros (neutrones), el núcleo posee cargapositiva y concentra el 99,99% de la masa del átomo, pero su diámetro es diez mil veces menor que el del átomo.
B. En la zona extranuclear
Se encuentran los electrones; la envoltura electrónica posee carga negativa y ocupa el 99,9% del volumen delátomo, su diámetro es aproximadamente 104 veces mayor que el núcleo.
Los corpúsculos o partículas fundamentales del átomo son:• Protones (p+).• Neutrones (n).• Electrones (e –).Llamadas así porque con ellas se comprenden la mayoría de los fenómenos atómicos e intraatómicos.
C. Características de los corpúsculos subatómicos
II. NÚCLEO ATÓMICO (NÚCLIDO)
A. Número Atómico (Z)
Carga nuclear, identifica a los átomos de un ele-mento.
Z #p
Para un átomo neutro: #p #e z
B. Número de masa (A)
Es el número de nucleones fundamentales.
A z n
III. CORPÚSCULOS ELEMENTALESSon aquellas partículas que no se dividen en otras.• Los Quarks.• Los Leptones.
DESARROLLO DEL TEMA
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10LIBRO UNI QUÍMICA
ESTRUCTURA ATÓMICA ACTUALExigimos más!
En 1990 los físicos norteamericanos Fridman, Kendal yel canadiense Taylor establecieron que los "Quarks" sonlas mínimas expresiones de materia hasta ahora en-contrados.
A. Un protón
B. Un neutrón
C. Partículas subatómicas
En la actualidad se conocen la existencia de másde 232 partículas subatómicas, de las cuales men-cionaremos algunas.
1. Fotón
No tiene Quark (masa en reposo es cero).
2. Leptones
Son partículas de masa muy pequeña, estas son:Electrón (e –)Neutrino ( 0 , t, u)• t TAUÓN• u MUÓN
3. Hadrones
Son partículas constituidas por Quarks, se agru-pan en:• Mesones, son partículas de masa ligera y
están constituidas por un Quark y un anti-quark (q q) así tenemos:
PIÓN +( ; ; °)
MESON KAÓN (K)• Bariones, son partículas pesadas y están
constituídas por tres Quarks, así tenemos:Protón (p+) Alfa ( )
Neutrón (n) Sigma ( )Lambda ( ) Omega ( )
C. Representación de un núclido
E A
z E A
z
x± E A
z
x±E
A
z
x+
Catión
E A
z
x– Átomo neutro Ión
• E = Símbolo químico del átomo del elementoquímico.
• X = carga iónica del átomo.
D. Especies atómicas
Se llaman así al conjunto de núclidos que poseenigual número de nucleones positivos o neutros, de-pendiendo ello de su naturaleza.
Especies Ejemplo
Isótopos
(Hílidos)
Isóbaro
Isótonos
Z
A
n
Cl35
17 Cl37
17
Cd114
48 In114
49
K 39
19 Ca40
20
Físicas
Químicas
Algunas
FísicasQuímicas
FísicasQuímicas
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Exigimos más! ESTRUCTURA ATÓMICA ACTUAL
1. Isótopos del hidrógeno
Catión
Problema 1
El número de masa de un elementoes 238 y su número atómico es 92. Elnúmero de protones que existe en elnúcleo de este elemento es:
UNI 70
UNI 2010-I
A) 238 B) 92 C) 146D) 330 E) Faltan datos
Resolución: Definición:El número atómico (Z) nos indica lacantidad de protones que existe en elnúcleo del átomo.
Z 92 #p 92
Respuesta: B) 92
Problema 2
De las siguientes configuracioneselectrónicas indique la incorrecta:
UNI 84
UNI 2010-I
A) F– (Z = 9) 1s22s22p6
B) 2 2 6 2 2 2 1x y zC (Z 17)1s 2s 2p 3s 3p 3p 3p
C) Ca (Z = 20) 1s22s22p63s23p64s2
D) Ar (Z = 18) 1s22s22p63s23p6
E) 2 2 6 2 6 2 10 2 2 1x y zBr(Z 35)1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 4p 4p
Resolución:
El 117C
posee 18
1 2 2 6 2 617
2 2 6 2 2 2 2x y z
C 1s 2s 2p 3s 3p
1s 2s 2p 3s 3p 3p 3p
Respuesta: B) – 2 2 6 2 2 2 1x yC (Z 17)1s 2s 2p 3s 3p 3p 3p
problemas resueltos
Problema 3
El cloro natural tiene número atómico17 y su masa atómica 35,5. ¿Cuántosprotones tiene en su núcleo?
UNI 84
UNI 2010-I
A) 7B) 17C) 18,5D) 23E) 35,3
Resolución: Definición: El número atómico (Z) nos
indica la cantidad de protones.
Z = #p+ = 17
#p = 17
Respuesta: B) 17
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NÚMEROS CUÁNTICOS
QUÍMICA
En 1926, Erwin Schrödinger propuso una ecuación, ahora
conocida como la ecuación de onda de Schrödinger, que invo-
lucra los comportamientos tanto ondulatorios como de par-
tícula del electrón. El trabajo de Schrödinger inició una nuevaforma de tratar las partículas subatómicas conocida como
mecánica cuántica o mecánica ondulatoria. La solución com-
pleta de la ecuación de Schrödinger para el átomo de hi-
drógeno produce un conjunto de funciones de onda que
se denominan orbitales, los cuales quedan definidos por un
conjunto de tres números cuánticos.
• El número cuántico principal.
• El número cuántico azimutal.
• El número cuántico magnético.
En 1928, Paul Dirac, reformuló la mecánica cuántica del elec-
trón para tener en cuenta los efectos de la relatividad. Esto
dio lugar a la aparición de un cuarto número cuántico: El
número cuántico espín.
I. ESTUDIO DE LA CORTEZA ATÓMICA
A. Orbital
R egión
Espacio
Energético
Máxima
Probabilidad
Espín
orbital lleno o saturado.
orbital semilleno o semisaturado.
orbital vacío.
B. Subnivel o subcapa de energía
Está formado por orbitales, su designación depende
del efecto espectroscópico provocado por un átomo
excitado.
Principio de la máxima multiplicidad por HundPara ubicar los electrones en los orbitales de un
subnivel, se va dejando un electrón en cada orbital
y si todavía sobran electrones, entonces se apareacada e .
C. Nivel o capa energía (n)
Está formado por subniveles:
n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, . . . . .
Capa = K, L, M, N, O, P, Q, . . . . .
2maxe(nivel)
# 2n
II. NÚMEROS CUÁNTICOS
A. Número cuántico principal (n)
Indica el tamaño del orbital; para el electrón indica
el nivel de energía.
n 1, 2, 3, 4.......
Ejemplo
Observamos que el tamaño de: 3 S > 2 S > 1 s
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NÚMEROS CUÁNTICOS Exigimos más!
15LIBRO UNI QUÍMICA
Nivel del Config. del Config. que sique al
gas nobel gas noble gas noble
1er [2He] 2s 2p
2do [10Ne] 3s 3p
3er [18 Ar] 4s 3d 4p
4to [36Kr] 5s 4d 5p5to [
54Xe] 6s 4f 5d 6p
6to [86Rn] 7s 5f 6d 7p
Ejemplos
Z= 46: . .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. . .. .. .. .. .. .. .. . .. .
Z= 110: . .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. . .. .. .. .. .. .. .. . ..
OBSERVACIÓN:
Los subniveles que presentan todos sus orbitales llenos son
estables y también aquellos que tienen todos sus orbitalessemillenos. Una combinación de orbitales llenos y semillenos
o semillenos y vacíos son inestables.
Configuración de ionesPara hacer la configuración de un ion se recomienda primero
hacer la configuración del átomo neutro y luego se quita o
agrega electrones del ultimo nivel.
Ejemplo:
Hacer la configuración del21Sc2+:
Primero se hace la configuración del átomo neutro:
21Sc: [Ar] 4s2 3d6
Como pierde 2 electrones, estos salen del máximo nivel, es
decir del 4s, entonces:
21Sc2+: [Ar] 4s0 3d6, o también [Ar] 3d6
Especies isoelectrónicas
Dos o más especies serán isoelectrónicas si tienen igual
configuración electrónica y también igual cantidad deelectrones.
19K: [Ar] 4s1
21Sc2+: [Ar] 4s2 3d1 Þ [Ar] 4s0 3d1
22Ti3+: [Ar] 4s2 3d2 Þ [Ar] 4s0 3d1
Como el 21Sc2+ y el 22Ti3+, tienen igual configuración
electrónica, entonces son isoelectrónicos
Átomos paramagnéticosUna sustancia es paramagnética si es débilmente atraído
por un campo magnético. Esto se debe a la presencia de
electrones desapareados
Ejemplo:
13 Al: [Ne] 3s2 3p3, tiene 1 electrón desapareado
23 V: [Ar] 4s2 3d3, tiene 3 electrones desapareados
Observación:El átomo con mayor número de electrones desapareados
será más paramagnético, entonces el Vanadio es más
paramagnético que el Aluminio.
Átomos diamagnéticosUna sustancia es diamagnética si es débilmente rechazada
por un campo magnético. Esta propiedad se presenta
generalmente cuando todos los electrones están apareados.
Ejemplo:
20Ca: [Ar] 4s2
Configuración en estado basal o fundamentalEs la configuración que se hace en base al principio de
construcción progresiva.
Ejemplo
11Na: 1s2 2s2 2p6 3s1
Configuración en estado excitadoCuando un átomo absorbe energía, uno o más electrones
del último nivel pasan a niveles superiores, quedando el
átomo con mayor energía, entonces tendrá en este
momento una estructura en estado excitado y por lo tanto
será inestable.
Ejemplo:
11Na: 1s2 2s2 2p6 4s1
Observe que el electrón del 4s debió primero colocarse en
el 3s, este electrón absorbió energía colocándose en este
subnivel, entonces la configuración está en estado excitado
quedando inestable.
Anomalías en la configuración para átomos neutros1. Algunos e lementos no pueden terminar su
configuración electrónica en d4 o d9, esto se debe a
que siendo d5 y d10 las dos formas más estables del
subnivel «d», el átomo, y como todo en el universo,
busca ser estable, es decir tener mínima energía y
consigue estas formas más estables liberando energía,
para esto pasa un electrón del ns al (n-1)d, con lo cual
está pasando 1 electrón de un nivel más alejado hacia
un nivel más cercano al núcleo, liberando energía en
este tránsito.
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NÚMEROS CUÁNTICOS Exigimos más!
16LIBRO UNI QUÍMICA
Inestable estable
ns2(n – 1)d4
pasa 1 e –
ns1(n – 1)d
5
ns2(n – 1)d9
pasa 1 e –
ns1(n – 1)d
10
Ejemplo:
Inestable estable
24Cr: [Ar] 4s23d4 [Ar] 4s13d5
47 Ag: [Kr] 4s23d9 [Kr] 4s13d10
Hay algunos elementos pueden terminar en d4 o d9:
41Nb: [Kr] 5s1 4d4
74W: [Xe] 6s2 4f 14 5d4
78Pt: [Xe] 6s1 4f 14 5d9
Observación:
Para los iones no se aplica estas anomalías
Ejemplo: hacer la configuración del 24Cr2+:
Primero hacemos la configuración del átomo neutro: [Ar]
4s23d4
Luego estabilizamos: 24Cr: [Ar] 4s13d5
Finalmente sacamos los electrones del máximo nivel:24
Cr2+:
[Ar] 4s03d4
1. Hay otras anomalías como:
Según el principio Realmente es:
de construcción
a) 44Ru: [Kr] 5s2 4d6 [Kr] 5s1 4d7
b) 45Rh: [Kr] 5s2 4d7 [Kr] 5s1 4d8
c) 46Pd: [Kr] 5s2 4d8 [Kr] 4d10
2. Hay algunos elementos que primero colocan 1 electrón
el subnivel «d» de un nivel antes de colocar electrones
en el subnivel «f» del anterior nivel.
Según el principio Realmente es:
de construcción[Xe] 6s2 5d1 57La: [Xe] 6s2 4f 1
[Xe] 6s2 4f 1 5d158Ce: [Xe] 6s2 4f 2
Problema 1
¿Qué puede afirmarse acerca del es-
tado fundamental o basal del ión V3+?
UNI 2011-I
A) Hay 1 electrón no apareado por lo
que el ión es paramagnético.B) Hay 3 electrones no apareados por
lo que el ión es diamagnético.
C) Hay 2 electrones ni apareados por
lo que el ión es paramagnético.
D) Hay 5 electrones apareados por lo
que el ión es diamagnético.
E) Hay 5 electrones no apareados por
lo que el ión es paramagnético.
Resolución:
Análisis de los datos o gráficos
Se tiene el ión 23 V3+ el cual se esta-blece su C.E. en su estado basal.
Operación del problema
2 323 V : Ar 4s 3d
Conclusión y respuesta
Especie paramagnética
De las alternativas la clave C es la que
cumple.
Respuesta: C) Hay 2 electrones ni apareados por lo que el ión es
paramagnético
Problema 2
¿Cuáles de las siguientes especies quí-
micas son paramagnéticas?
I. 440Zr
II. 37Rb
III.4
32Ge
UNI 2011-II
A) I y III
B) II y III
C) Solo I
D) Solo II
E) Solo III
Resolución:
Ubicación de incógnita
Paramagnetismo y diamagnetismo
Análisis de los datos o gráficos
Las especies paramagnéticas tienen
electrones desapareados y las diamag-
néticas no tienen electrones desapa-
reados, entonces de lo que se pide
hay que determinar que especies tie-nen electrones desapareados.
Operación del problema
I.
2 2 440 40Zr : Kr 5s 4p Zr :
Kr Diamagnético
II. 137Rb : Kr 5s Paramagnético
III.
2 10 2 432 32
10
Ge : Ar 4s 3d 4p Ge :
Ar 3d Diamagnético
Conclusiones y respuesta
Solo el 37Rb es paramagnético.
Respuesta: D) Solo II
Problema 3
La configuración electrónica del 358Ce
es:
UNI 2011-II
A) [Xe] 5s2 B) [Xe] 6s1
C) [Xe] 5d1 D) [Xe] 4f 1
E) [Xe] 5p1
problemas resueltos
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17LIBRO UNI QUÍMICA
Resolución:
Ubicación de incógnita
Del tema de configuración electrónica
Análisis de los datos o gráficos
2 1 158Ce : Xe 6s 4f 5d
Operación del problemaLuego al perder 3es, estos salen del
último nivel, entonces queda:
3 158Ce : Xe 4f
Conclusión y respuesta
En esta configuración del Ce se debecolocar primero un electrón en el
subnivel "d" y luego se va completan-
do el subnivel "f"; la respuesta es:
Método práctico
Respuesta: D) [Xe] 4f 1
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18LIBRO UNI QUÍMICA
TABLA PERIÓDICA
QUÍMICA
de propiedades semejantes quedaban ubicadas en la
misma línea vertical efectivamente los elementos de
las triadas de Dobereiner se hallaban en dichas líneas.Su representación no atrajo mucho la atención de los
científicos contemporáneos.
IV.LEY DE OCTAVAS DE JOHN ALEXANDERREYNA NEWLANDS (1864)Este inglés (1837–1898); a los 62 elementos descubiertos
los clasificó en orden creciente a su peso atómico y en
grupo de siete en siete, tal que el octavo elemento, a
partir de uno dado, era una especie de repetición del primero,
como la nota ocho de una escala musical (Ley de Octavas).
Ejemplo:
H
1
F
8
Cl
15Co; Ni
22
Br
29
Pd
36
f
43
Pl; Ir
50
Li
2
Na
9
K
18Cu
23
Rb
30
Ag
37
Ca
44
Ti
51
Be
(3)
Mg
10
Ca
17Zn
24
Sr
31
Cd
38
Ba; V
45
Pb
52
B
(4)
Al
11
Cr
18 Y
25
Ce; La
32
In
39
Ta
46
Th
53
C
5
Si
12
T
19In
26
Zr
33
Sn
40
W
47
Hg
54
l
N
6
P
13
Mn
20 As
27
Di; Mo
34
Sb
41
Nb
48
Bi
55
Q
7
S
14
Fe
21Se
28
Ro; Ru
35
Te
42
Au
49
Ce
56
1
2
3
4
5
6
7
8
GRUPO
I. HIPÓTESIS DE PROUT (1815)Un punto clave para iniciar la clasificación periódica de los
elementos lo constituyó la determinación de sus pesosatómicos, el primer intento lo hizo Prout quien propuso
que los pesos atómicos de todos los átomos eran múl-
tiplos enteros y sencillos del peso atómico del hidrógeno,
ya que este era la materia fundamental a partir del cual
se constituyen todos los demás elementos.
II. TRIADAS DE JOHAN W. DOBEREINER(1829)Luego de identificar algunos elementos con propiedades
parecidas, este alemán (1780-1849) colocó los
elementos con comportamiento similar en grupos de
tres en tres y observó que el peso atómico del elemento
intermedio era aproximadamente, el promedio de los
extremos.
Ejemplo: Elemento (P.A.)
III.HÉLICE TELÚRICO DE ALEXANDER BE-GUYER DE CHANCOURTOIS (1862)El geólogo francés (1819–1886) colocó los elementos
en orden creciente a su peso atómico; en un línea en-
rollada helicoidalmente a un cilindro, e hizo notar que los
DESARROLLO DEL TEMA
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TABLA PERIÓDICA
19LIBRO UNI QUÍMICA
V. LA CURVA DE JULIUS LOTHAR MEYER (1869)En su libro "Modernas Teorías de la Química" el alemán Meyer (1830-1895) se basó en el estudio de los llamados
volúmenes atómicos (volumen ocupado por un mol de átomos en una muestra sólida y líquida). Al componer estos
con los pesos atómicos obtuvo la ahora famosa curva de Lothar Meyer:
A. Curva de Lothar Meyer
El volumen átomo de las ordenas se ha calculado
dividiendo el peso atómico entre la densidad deuna muestra sólida o líquida del elemento median-
te el empleo de valores modernos.
B. Avances del gráfico
1. Los volúmenes atómicos máximos se alcanzan
para los metales alcalinos.
2. Entre el Li y Na, así como entre Na y K, existen
seis elementos, como indicó la Ley de Octavas
de Newlands. Sin embargo entre Rb y Cs hay
más de seis elementos, lo que explica la falla en
el trabajo de Newlands.
3. Los sólidos con bajo punto de fusión, así como los
elementos gaseosos (en condiciones ambientales)se encuentran en las partes ascendentes de su
curva o en los máximos de esta.
4. Los elementos difíciles de fundir se presentan
en los mínimos o en los parciales descendentes.
5. La curva también muestra la periodicidad de otraspropiedades como volumen molar, punto de
ebullición, fragilidad, etcétera.
VI.TABLA PERIÓDICA DE DIMITRI IVANO-VICH MENDELEIEV (1872) Al igual que Meyer, el Ruso Mendeleiev (1834–1907) or-
denó a los 63 elementos descubiertos secuencial-mente
de acuerdo al orden creciente de su peso atómico.
Su "Tabla corta" está dividida en ocho columnas o gru-
pos, tal que el orden de cada grupo indica la máxima
valencia del elemento, para formar óxidos o hidruros.
Así mismo su tabla está conformado por 12 filas o se-ries formando parte a su vez de 7 periodos; de la si-
guiente manera.
Clasificación periódica de los elementos (Según D.I. Mendeleiev)
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TABLA PERIÓDICAExigimos más!
20LIBRO UNI QUÍMICA
A. Ventajas de su tabla corta
1. En su tabla dejó espacios vacíos para los elementos
que todavía no se descubrían (44, 68, 72,
etcétera) prediciendo con exactitud apreciable,
las propiedades y químicas de los mismos.
2. A dichos elementos no descubrimientos los
bautizó con un nombre.
Ejemplo:
donde: Eka: primero o después de Dvi: segundo
3. Los elementos de un mismo grupo coinciden
en sus propiedades químicas, como en la valencia
para formar óxidos o hidruros.
B. Desventajas de su tabla corta
1. El hidrógeno no tiene posición definida.
2. No hay una clara forma de separar a los metales
y no metales.
3. Su principal error fue ordenar a los elementos
en orden creciente a sus pesos atómicos; en
dicha clasificación hay algunos elementos con
el Te y Co, que poseen peso atómico, mayor
que el que sucede.
VII.TABLA PERIÓDICA ACTUAL O MODERNAEn 1914 el inglés Henry Moseley descubre el número
atómico de cada elemento con su experimento del
espectro de rayos X postulando la siguiente ley
periódica. Las propiedades físicas y químicas de los
elementos son función periódica de su número atómico.
Años más tarde Werner crea una tabla periódica larga
al agrupar a los elementos en orden creciente y
sucesivo y al número atómico, la que es considerada
hasta hoy como la Tabla Periódica Moderna (TPM).
La TPM está formada por 18 columnas agrupadas en
dos grandes familias A y B donde cada familia consta
de 8 grupos. El orden de cada grupo (en la familia A yB) nos indica la cantidad de electrones de la última
capa (e de valencia).
La TPM está formada por 7 filas o 7 periodos, el orden
de cada periodo nos indica la última capa o números
de capas del elemento.
En la parte inferior de la TPM colocado en forma perpen-
dicular al grupo 3B se encuentran los lantánidos y
actínidos, llamados también tierras raras, en dicho blo-
que empiezan los elementos derivados del Uranio
(Transuránidos).
Representaciones(grupo principal)
Código de colores de los elementos a temperatura y presión normales.GasLíquidoSólidoNo aparecen en la naturaleza
3
IIIB
4
IVB
5
VB
6
VIB
7
VIIB
8 11
IB
12
IIB
13IIIA
14IVA
1IA
2IIA
1H
1,0079
3Li
6,941
11Na
22,990
19K
39,098
37Rb
85,468
55Cs
132,905
87Fr
223
Be9,012
4
12Mg
24,305
20Ca
40,078
38Sr
87,62
56Ba
137,327
88Ra
226,025
21Sc
44,956
39 Y
88,906
57La
138,906
89 Ac
227,028
22Ti
47,88
40Zr
91,224
72Hf
178,49
104
Rf 261
23 V
50,942
41Nb
92,906
73Ta
180,948
105
Db262
24Cr
51,996
42Mo
95,94
74W
183,84
106Sg
263
25Mn
54,938
43Tc
98
75Re
186,207
26Fe
55,845
44Ru
101,07
76Os
190,23
108Hs
265
107
Bh262
9
27Co
58,933
45Rh
102,906
77Ir
192,22
109Mt
266
VIIIB 10
28Ni
58,69
46Pd
106,42
78Pt
195,08
110Uun
269
29Cu
63,546
47
Ag
107,868
79 Au
196,967
111Uun
272
30Zn
65,39
48Cd
112,411
80Hg
200,59
112
Uub277
5
B10,811
13 Al
26,982
31Ga
69,723
49In
114,82
81Tl
204,383
6
C12,011
14Si
28,086
32Ge
72,61
50Sn
118,71
82Pb
207,2
114
15 VA
7
N14,007
15P
30,974
33 As
51Sb
121,76
83Bi
16 VIA
17 VIIA
74,922
208,980
8
O15,999
16S
32,066
34Se
78,96
52Te
127,60
84Po209
9
F18,998
17Cl
35,453
35Br
79,904
53I
126,905
85 At210
10
Ne20,180
18 Ar
39,948
36Kr
83,8
54 Xe
131,29
86Rn222
18
VIIIA
58Ce
140,115
59Pr
140,908
60Nd
144,24
61Pm
145
62Sm
150,36
63Eu
151,964
64Gd
157,25
65Tb
158,925
97Bk
247
66Dy
162,5
98Cf
251
67Ho
164,93
99Es
252
68Er
167,26
100Fm
257
69Tm
168,934
101Md
258
70 Yb
173,04
102No
259
71Lu
174,967
90Th
232,038
91Pa
231,036
92U
238,029
93Np
237,048
94Pu
244
95 Am
243
96Cm
247
103Lr
262
1
2
3
4
5
6
7
Lantánidos(tierras raras)
Actínios
Metales de transición
Representativas
2
He4,003
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21LIBRO UNI QUÍMICA
En la TPM se pueden observar solo 90 elementos naturales
desde el 1H hasta el 92U, en cambio los elementos 43Tc,
61Pm y del 93Np en adelante son artificiales.
Obtenidos mediante transmutaciones nucleares, a partir
del uranio razón por la que son llamadas elementos
transuránidos.
La TPM también se puede clasificar en 4 grandes bloques
de acuerdo al subnivel donde termina su configuración
electrónica ellos son:
• Bloque "s" y Bloque "p"
Pertenecen a la familia "A" llamadas elementos típicos
o representativos porque la última capa está incompleta
de electrones (del 1A al 7A excepto el 8A).
• Bloque "d" pertenece a la familia "B"
Contiene a los metales de transición, debido a que
su penúltima y última capa están incompletas de
electrones.
Del 3B al 1B excepto el 2B).
• Bloque "f" pertenece a la familia "B"
Contiene a los metales de transición interna, debido
a que su antepenúltima; penúltima y última capa
no están llenas de electrones. Todos los del bloque"f", excepto: (n – 2)f 14.
Ejemplo:
A. Leyenda de la TPM
1. Metales, no metales y metaloides
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22LIBRO UNI QUÍMICA
2. Metaloides o semimetales
Son elementos que poseen propiedades físicas
y químicas intermedias entre metales y no
metales; se encuentran justamente en la
frontera donde se unen metales y no metales,
llamados también semi metálicos.
Los metaloides son semiconductores del calor y
la electricidad; su aplicación en el mundo entero
se da en los transitores, como una materia prima
de amplificadores y material de control eléctrico.
Nótese que el silicio, germanio y el boro son
típicamente no metálicos, pero él es un
semiconductor electrónico a temperatura ambiente,
el diamante no es; el grafito sí. El comportamiento
químico a lo largo de estos elementos reflejan el
cambio gradual de metálicos a no metálicos, de
comportamiento iónico a comportamiento covalente.
B. Familias o grupos
Son los elementos que se comportan en forma se-
mejante, y forman las columnas en la tabla periódi-
ca. El último sistema aprobado por la IUPAC es del
1 al 18, antiguamente llevaban los números roma-nos, hoy día se utiliza los números arábigos, así la
familia del carbono es el grupo 4A.
1. Grupos familia "A"
1A: Metales alcalinos (sin hidrógeno): ns1
2A: Metales alcalinos térreos: ns2
3A: Boroides o térreos: ns2 np1
4A: Carbonoides: ns2 np2
5A: Nitrogenoides: ns2 np3
6A: Anfígenos o calcógenos: ns2 np4
7A: Halógenos: ns
2
np
5
8A: Gases nobles o raros: ns2 np6
2. Grupos familia "B"
1B: Grupo del Cobre: ns2 (n–1)d9
2B: Grupo del Zinc: ns2 (n–1)d10
3B: Grupo del Escandio (Subgrupo del La y Ac)
4B: Grupo del Titanio: ns2 (n–1)d2
5B: Grupo del Vanadio: ns2 (n–1)d3
6B: Grupo del Cromo: ns2 (n–1)d4
7B: Grupo del Manganeso: ns2 (n–1)d5
8B: Grupo de las Triadas: ns2 (n–1)d6,7,8
3. Analizando los periodos (P)
P.1: contiene 2 elementos
P.2: contiene 8 elementos
P.3: contiene 8 elementos
P.4: contiene 18 elementos
P.5: contiene 18 elementos
P.6: contiene 32 elementos
P.7: contiene 29 elementos
Total 115 elementos
C. Estado físico de los elementos
Gases: H2, N2, O2, F2, Cl2, He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn.
Líquidos: Br, Hg.
Sólidos: todos los demás.
1. Características de los elementos metálicos
• Se encuentran hacia la izquierda de la T.P.M.
• Poseen brillo metálico (lustroso y reluciente).
• Existen en estado sólido (excepto el Hg).
El (Cs, Fr, Ga) son líquidos a T > 30 °C.
• Conducen con facilidad la corriente eléctrica y
el calor.
• Tiene pocos electrones en su capa de valencia.
• En las reacciones químicas ceden electrones
y se cargan positivamente (cationes).
• Son de consistencia tenaces; tiene punto de
fusión variables.
• No se combinan, entre sí.
• Son maleables (forman láminas y ductibles (for-
man hilos).
2. Características de los elementos no metálicos
• Se encuentran hacia la derecha de la T.P.M.
• No conducen o conducen muy poco la corriente
eléctrica y el calor excepto: Selenio, Grafito,
(Carbono).
• Sus átomos se unen entre sí compartiendo
electrones.• Son menos densos que los metales.
• Poseen más de 4 electrones de valencia.
• Cuando se unen con metales captan electrones
quedando cargados negativamente (aniones).
• Tienen alto potencial de ionización.
• Son sólidos, líquidos; o gases (diatómicos y mo-
noatómicos).
• Quebradizos en estado sólidos.
• No son ductiles ni maleables.
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Problema 1
Cierto elemento tiene 5 electrones en
el último nivel y pertenece al 3.er perio-
do del sistema periódico, diga ud. ¿Cuál
es su número atómico?
UNI 83 - II
Nivel fácil
A) 10 B) 12 C) 14
D) 15 E) 19
Resolución:
Se trata de un elemento representativo
del bloque "p". Haciendo la distribuciónelectrónica:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p3
El número atómico sera 15.
Respuesta: D) 15
Problema 2
Tres ejemplos de elementos no metá-
licos gaseoso son:
UNI 82 - II
Nivel intermedio
A) Talio, Indio, Galio
B) Xenón, Fluor, Neón
C) Telurio, Yodo, Oxígeno
D) Calcio, Escandio, Titanio
E) Selenio, Bromo, Kriptón
Resolución:
El fluor, xenón y neón son elementos
no metálicos que a condiciones ambien-tales se encuentran al estado gaseoso.
Respuesta: B) Xenón, Fluor, Neón
Problema 3
Indique Ud., ¿qué afirmación es correcta?
UNI 78
Nivel difícil
A) El cloro tiene poder decolorante por
su acción oxidante.
B) El diamante se usa como electrodos
en galvanoplastía en lugar de gra-
fito, por su mayor dureza.
C) Los iones sodio, calcio y potasio le
dan dureza al agua.
D) La máxima densidad del agua co-
rresponde al hielo.
E) El SiO2 es un sólido volatil.
Resolución: El cloro es un gas gran oxidante se uti-
liza como decolorante en forma de hipo-
clorito de sodio (NaC O ).
Respuesta: A)
problemas resueltos
Ubicación de un elemento en la Tabla Periódica:
Periodo:
a. Es el ordenamiento de los elementos en filas, tienen
propiedades diferentes.
b. Los periodos indican el número de niveles de energía
que tienen los átomos de los elementos
Número de Período = máximo nivel en la configuración
Grupo:
Es el ordenamiento de los elementos en columnas.
Generalmente tienen propiedades químicas semejantes.
Elementos Representativos
Número del Grupo A Número de electrones máximo nivel
Ejemplos:
11Na: [Ne] 3s1 Periodo: 3 - Grupo: IA
17Cl : [Ne]3s23p5 Periodo: 3 - Grupo: VIIA
Elementos de Transición
Número del Grupo B Número de electrones del
máximo nivel + número de electrones del subnivel «d»
incompleto
Observación: si la suma resulta 9 o 10, entonces el
elemento pertenece al grupo VIIIB
Ejemplos:
22Ti: [Ar]4s23d2 Periodo: 4 - Grupo: IVB
29Cu: [Ar]4s13d10 Periodo: 4 - Grupo: IB
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24LIBRO UNI QUÍMICA
PROPIEDADES PERIÓDICAS
QUÍMICA
PROPIEDADES PERIÓDICAS DE UN ELE-MENTO
Son cualidades físicas o químicas que caracterizan un ele-mento, asemejándolos o diferenciándolos (ya sea en una
columna o fila) con otros elementos, dentro de la T.P.M.
Los más importantes son: A. Radio atómico (ra)
En la mitad de la distancia entre dos núcleos de dos
átomos adyacentes. Puede ser de 2 clases:
• Radio metálico, es la mitad de la distancia entre
los núcleos de átomos adyacentes en un metal
sólido.
• Radio covalente, es la mitad de la distancia entre
los núcleos de 2 átomos unidos en una molécula.
DESARROLLO DEL TEMA
Ejemplo:
D
a(Na)d
r2
a(Cl)D
r2
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
IA IIA IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA
Periodo
1 1H 78
2He 128
2 3Li
152
4Be 112
5B 88
6C 77
7N 74
8O 66
9F 64
10Ne
3 11Na 191
12Mg 160
13 Al 143
14Si
118
15P
110
16S
104
17Cl 99
18 Ar 174
4 19K
235
20Ca 197
21Sc 164
22Ti
147
23V
135
24Cr
129
25Mn 137
26Fe 128
27Co 125
28Ni
125
29Cu 128
30Zn 137
31Ga 153
32Ge 122
33 As 121
34Se 119
35Br
114
36Kr
5 37Rb
250
38Sr
215
39Y
182
40Zr
160
41Nb
147
42Mo
140
43Tc
135
44Ru
134
45Rh
134
46Pd
137
47 Ag
144
48Cd
152
49In
167
50Sn
158
51Sb
141
52Te
137
53I
133
54Xe
218
6 55Cs 272
56Ba 224
57 * La
188
72Hf
159
73Ta 147
74W
141
75Re 137
76Os 135
77Ir
136
78Pt
139
79 Au 144
80Hg 155
81Tl
171
82Pb 175
83Bi
182
84Po 167
85 At
86Rn
7 87Fr
270
88Ra 223
89 * Ac 188
104Rf
150
105Db 139
106Sg 132
107Bh 128
108Hs 126
109Mt
110Uun
111Uuu
112Uub
113Uut
114Uuq
115Uup
116Uuh
117Uus
118Uuo
Serie deLantánidos
58Ce 183
59Pr
183
60Nd 182
61Pm 181
62Sm 180
63Eu 204
64Gd 180
65Tb 178
66Dy 177
67Ho 177
68Er
176
69Tm 175
70Yb 194
71Lu 172
Serie deActínicos
90Th 180
91Pa 161
92U
138
93Np 131
94Pu 151
95 Am 184
96Cm 174
97Bk 170
98Cf
169
99Es 203
100Fm
101Md
102No
103Lr
TABLA DE RADIOS ATÓMICOS
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PROPIEDADES PERIÓDICAS
25LIBRO UNI QUÍMICA
Gráfica ra contra Z
03
02
01
0 10 20 30 40 50 60 70 80 90
1°periodo
periodo periodo periodo periodo periodo2° 3° 4° 5° 6°
R a d i o A t ó
i c o n m
Número Atómico Z
H
Li
F
Na
C
k
Br
Elementosde Transición
Rb
I
Elementosde Transición
Cs
At
Elementos de Transición
antanoides
B. Radio iónico (ri)
Es el radio de un catión o de un anión.
Gráfica ra contra ri
0 10 20 30 40 50 60
250
200
150
100
50
K Rb
Ca
Na
Li
Li+
Na+
K+ Rb
+ Ca
+
0 10 20 30 40 50 60
250
200
150
100
50
Cl
F
Br l
Cl
F
Br l
PARA METALES ALCALINOS PARA HAL GENOS
r (pm)a
r(pm)i
Z Z
TABLA DE RADIOS IÓNICOS
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 IA IIA IIIB IVB B IB IIB IIIB IB IIB IIIA IVA A IA IIA IIIA
Periodo
1 1
H1-
154
2He
2 3
Li1+
58
4Be
2+
27
5B
3+
12
6C
4-
260
7N
3-
171
8O
2-
140
9F
1-
133
10Ne
3 11
Na1+
102
12Mg
2+
72
13 Al
3+
53
14Si
4+
26
15P
3-
212
16S
2-
184
17Cl
1-
181
18 Ar
4 19K
1+
138
20Ca
2+
100
21Sc
3+
83
22Ti
4+
69
23V
4+
61
24Cr
2+
84
25Mn
4+
52
26Fe
3+
67
27Co
2+
82
28Ni
2+
78
29Cu
1+
96
30Zn
2+
83
31Ga
3+
62
32Ge
2+
90
33 As
3-
222
34Se
2-
198
35Br
1-
196
36Kr
1+
169
5
37
Rb
1+
149
38
Sr
2+
116
39
Y
3+
106
40
Zr
4+
87
41
Nb
4+
74
42
Mo
2+
92
43
Tc
4+
72
44
Ru
3+
77
45
Rh
2+
86
46
Pd
2+
86
47
Ag
1+
113
48
Cd
2+
103
49
In
3+
72
50
Sn
2+
93
51
Sb
3-
245
52
Te
2-
221
53
I
1-
220
54
Xe
1+
190
6 55
Cs1+
170
56Ba
2+
136
57 * La
3+
122
72Hf
4+
84
73Ta
4+
68
74W
4+
68
75Re
4+
72
76Os
3+
81
77Ir
2+
89
78Pt
2+
85
79 Au
1+
137
80Hg
2+
112
81Tl
3+
88
82Pb
2+
132
83Bi
3+
96
84Po
2-
230
85 At
1-
227
86Rn
7 87Fr
1+
180
88Ra
2+
152
89 * Ac
3+
118
104Rf
4+
67
105Db
4+
68
106Sg
5+
86
107Bh
5+
83
108Hs
4+
80
109Mt
3+
83
110Uun
111Uuu
112Uub
113Uut
114Uuq
115Uup
116Uuh
117Uus
118Uuo
Cambios de tamaño cuando el Li reacciona con el Fpara formar LiF.
Observaciones:
• Un átomo al perder más electrones, su radio será
cada vez menor.
Serie deLantánidos
58Ce
3+
107
59Pr
3+
106
60Nd
3+
104
61Pm
3+
106
62Sm
3+
100
63Eu
3+
98
64Gd
3+
97
65Tb
3+
93
66Dy
3+
91
67Ho
3+
89
68Er
3+
89
69Tm
3+
94
70Yb
3+
86
71Lu
3+
85
Serie deActínidos
90Th
3+
101
91Pa
3+
113
92U
3+
103
93Np
3+
110
94Pu
3+
108
95 Am
3+
107
96Cm
3+
99
97Bk
3+
98
98Cf
3+
98
99Es
3+
98
100Fm
3+
91
101Md
3+
90
102No
3+
95
103Lr
3+
88
Ejemplo:
2(Na) (Na ) (Na )r r r .....
• Un átomo al ganar más electrones, su radio será
cada vez mayor.
Ejemplo:
32(N) (N ) (N ) (N )r r r r
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C. Energía de ionización o potencial de ionización
(EI o PI)
Es la mínima energía que debe ganar un átomo a islado
gaseoso (neutral o iónico) para perder un e – y
transformarse, en un catión así podemos tener, 1a EI;
2a EI; 3a EI; etcétera. La EI se expresa en electrones
Volt/átomo o kcal/mol o kj/mol.
Ejemplo:
ra(g) (g)M 1 El 1e M
ra(g) (g)oM 1 El M 1e
Ejemplo:
•(g) (g)
kJNa 495,9 Na 1e
mol
• (g) (g)kJ
Na 4560 Na 1emol
•(g) (g)
kJNa 6900 Namol
Para todo elemento:
1a EI < 2a EI < ... 3a EI < ...
TABLA DE ENERGIAS POTENCIALES O DE IONIZACIÓN DE LOS ELEMENTOS
Grupo 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
IA IIA IIIB IVB B IB IIB IIIB IB IIB IIIA IVA A IA IIA IIIA
Periodo
1H
1312He
2372.3
2Li
520.2Be
899.5B
800.6C
1086.5N
1402.3O
1313.9F
1681.0Ne
2080.7
3Na
495.8Mg
737.7 Al
577.5Si
786.5P
1011.8S
999.6Cl
1251.2 Ar
1520.6
4 K418.8
Ca589.8
Sc633.1
Ti658.8
V650.9
Cr652.9
Mn717.3
Fe762.5
Co760.4
Ni737.1
Cu745.5
Zn906.4
Ga578.8
Ge762
As947.0
Se941.0
Br1139.9
Kr1350.8
5Rb
403.0Sr
549.5Y
600Zr
640.1Nb
652.1Mo
684.3Tc702
Ru710.2
Rh719.7
Pd804.4
Ag731.0
Cd867.8
In558.3
Sn708.6
Sb834
Te869.3
I1008.4
Xe1170.4
6Cs
375.7Ba
502.9La
523.5Hf
658.5Ta761
W770
Re760
Os840
Ir880
Pt870
Au890.1
Hg1007.1
Tl589.4
Pb715.6
Bi703
Po812.1
At920
Rn1037
7Fr380
Ra509.3
Ac Ku Ha Nt Gp Hr Wl Mv Pl Da Tf Eo Me Nc El On
Tabla periódica del primer potencial de ionización, en kJ/mol
Grafica 1a El contra Z
Observaciones:
• Los gases nobles poseen la más alta EI.
• En un grupo: a < Z < EI
• En un periodo : a > Z > EI
D. Afinidad electrónica o electroafinidad (EA)
Es el cambio de energía cuando un átomo (aislado)
gaseoso en el estado fundamental, gana un electrón
para convertirse en anión. La EA es difícil de medir y
no se conocen valores exactos de todos los elementos
(algunos se calcularon teóricamente).
(g) (g) (g) (g)x e EA x ó x 1e x EA
La EA es negativa cuando se libera energía y cuando
más negativa sea la EA, mayor será la tendencia del
átomo a aceptar un e –.
Los metales alcalinos terreos y gases nobles no tienen
tendencia a aceptar electrón por lo que su EA es
positiva.
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TABLA DE AFINIDADES ELECTRÓNICAS
Grupo 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
IA IIA IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIAPeriodo
1
H -73
He 21
2
Li -60
Be 19
B -27
C -122
N 7
O -141
F -328
Ne 29
3
Na -53
Mg 19
Al -43
Si -134
P -72
S -200
Cl -349
Ar 35
4
K -48
Ca 10
Sc -18
Ti -8
V -51
Cr -64
Mn Fe -16
Co -64
Ni -112
Cu -118
Zn 47
Ga -29
Ge -116
As -78
Se -195
Br -325
Kr 39
5
Rb -47
Sr Y -30
Zr -41
Nb -86
Mo -72
Tc -53
Ru -101
Rh -110
Pd -54
Ag -126
Cd 32
In -29
Sn -116
Sb -103
Te -190
I -295
Xe 41
6
Cs -45
Ba Lu Hf Ta -31
W -79
Re -14
Os -106
Ir -151
Pt -205
Au -223
Hg 61
Tl -20
Pb -35
Bi -91
Po -183
At -270
Rn 41
7
Fr -44
Ra Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Fl Uup Lv Uus Uuo
Tabla periódica de afinidades electrónicas, en k J/mol
Gráfica EA contra Z Observaciones
• Los halógenos liberan más energía que todos.
• En un grupo: a > Z Þ < EA
• En un período: a > Z Þ > EA
TABLA DE ELECTRONEGATIVIDADES DE LOS ELEMENTOS
Grupo 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
IA IIA IIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIAPeríodo
1 H2.1
He
2 Li1.0
Be1.5
B2.0
C2.5
N3.0
O3.5
F4.0
Ne
3 Na0.9
Mg1.2
Al1.5
Si1.8
P2.1
S2.5
Cl3.0
Ar
4 K
0.8Ca1.0
Sc1.3
Ti1.5
V1.6
Cr1.6
Mn1.5
Fe1.8
Co1.9
Ni1.8
Cu1.9
Zn1.6
Ga1.6
Ge1.8
As2.0
Se2.4
Br2.8
Kr
5 Rb0.8
Sr1.0
Y1.2
Zr1.4
Nb1.6
Mo1.8
Tc1.9
Ru2.2
Rh2.2
Pd2.2
Ag1.9
Cd1.7
In1.7
Sn1.8
Sb1.9
Te2.1
I2.5
Xe
6 Cs0.7
Ba0.9
LuHf1.3
Ta1.5
W1.7
Re1.9
Os2.2
Ir2.2
Pt2.2
Au2.4
Hg1.9
Tl1.8
Pb1.9
Bi1.9
Po2.0
At2.2
Rn
7 Fr0.7
Ra0.7
Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Fl Uup Lv Uus Uuo
Tabla periódica de la electronegatividad usando la escala de Pauling.
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E. Electronegatividad (EN)
Es la habilidad (fuerza relativa) de un átomo para atraer hacia sí los electrones de un enlace químico; en un enlace
químico, el átomo más electronegativo jalará con más fuerza a los electrones de un enlace. Linus Pauling desarrollo un
método para hallar la EN de la mayoría de los elementos, ello lo podemos observar en la tabla de la siguiente página.
Gráfica EN contra Z
Observaciones sobre la EN
• Predice el tipo de enlace con bastante exactitud.
• Forman compuestos iónicos cuando son grandes diferentes de EN.
• El elemento menos EN cede su electrón (o electrones) al elemento más EN.
• Los elementos con pequeñas diferencias de EN forman enlaces covalentes.
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Problema 1
Se dan los siguientes elementos con
sus números atómicos 9F, 17C y 19K.
Indique cuales de las siguientes pro-
posiciones son verdaderas:
I. Los elementos F y K pertenecen
al mismo periodo.
II. La electronegatividad del elemen-
to F es menor que la del C.
III. El radio atómico del K es mayor que
la del F.
UNI 2010-II
A) Solo I
B) Solo II
C) Solo IIID) I y II
E) II y III
Resolución:
Ubicación de incógnita
Verdadero - falso
Análisis de los datos o gráficos
I. Falso
II. Falso
En dirección de la flecha aumenta
la electronegatividad.
III. Verdadero
En dirección de la flecha aumenta
el radio atómico:
RA(K) RA(F)
Respuesta: C) Solo II
Problema 2
Para poder determinar la identidad de
un elemento, se cuenta con la siguien-
te información:
I. Número de masa
II. Número atómico
UNI 2010-II
Se puede decir que:
A) La información I es suficiente.
B) La información II es suficiente.
C) Es necesario utilizar ambas infor-
maciones.
D) Cada una de las informaciones, por
separado, es suficiente.
E) Las informaciones dadas son insufi-
cientes.
Resolución:
Ubicación de incógnita
A partir de la ley periódica actual.
Análisis de los datos o gráficos
I. Número de masa (A) =
Nº de p+ + Nº de n
II. Número atómico (Z) = Nº de p+
Operación del problema
El número atómico (Z) es el valor que
identifica a que elemento químico per-
tenecen los átomos. A partir de la ley
de Moseley se debe recordar que: "las
propiedades de los elementos son fun-
ción periódica de su número atómico".
Respuesta: B) La información II es
suficiente
Problema 3
Indique a qué grupo y periodo de la
tabla Periódica Modena pertenece un
elemento que tiene un número ató-
mico igual a 27.
UNI 2011-I
A) 4.to periodo, Grupo III A
B) 3.er periodo, Grupo VIII A
C) 4.to periodo, Grupo VIII B
D) 5.to periodo, Grupo I A
E) 3.er periodo, Grupo III B
Resolución:
Ubicación de incógnita
Se pide el grupo y periodo de un ele-
mento.
Análisis de los datos o gráficos
Se tiene el número atómico del ele-
mento Z = 27.
Operación del problemaHacemos la configuración electrónica
Z = 27:
2 2 6 2 6 2 7 2 71s 2s 2p 3s 3p 4s 3d [Ar]4s 3d
Conclusión y respuesta
El periodo se determina ubicando el
máximo nivel en la configuración
electrónica.
el periodo es el 4to.
El número del grupo corresponde al
elemento de transición cuya configu-
ración termina en d7 este correspon-
de al grupo VIIIB.
Método práctico
2 7 Periodo 4.toZ 27 [Ar] 4s 3d
Grupo VIIIB
Respuesta: C) 4 to periodo,
Grupo VIII B
problemas resueltos
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30LIBRO UNI QUÍMICA
ENLACE QUÍMICO
QUÍMICA
ENLACE QUÍMICO INTERATÓMICOEs la fuerza de atracción electromagnética, pero más acen-
tuada en la atracción eléctrica, entre 2 o más átomos que
resulta como consecuencia de la transferencia o compar-
tición mutua de uno o más pares de e, entre los átomos
participantes. Este tipo de enlace define las propiedades
químicas de la sustancia, como: la clase de sustancia,
valencia(s) del elemento, forma geométrica de la estructu-
ra, además estabiliza la estructura de la nueva sustancia
liberando energía en su conformación; osea los átomos li-
bres poseen mayor energía que los átomos unidos por en-
laces.
CARACTERISTICAS GENERALES:
1. Son fuerzas de naturaleza electromagnética, pero másacentuado en la fuerza eléctrica
2. Intervienen los electrones más externos o de valencia
y de estos los primeros en enlazarse son los que están
desapareados
3. La electronegatividad influye en la formación del enlace
entre los atomos.
4. Los átomos conservan su identidad porque la estructura
e sus núcleos no se alteran. Aunque genera sustancias
con propiedades diferentes.
5. Los átomos adquieren un estado energético más
estable, debido a que disminuye su energía potencial.
6. Se generan cambios energéticos.
• Octeto de Lewis
"Todo átomo, al formar un enlace químico, adquiere,
pierde o comparte tantos electrones hasta alcanzar la
configuración electrónica de un gas noble: (ns2; np6),
es decir cada átomo debe poseer 8 e , en su última
capa".
Excepto algunos elementos como: 1H, 2He, 3Li, 4Be,
5B, etcétera.
DESARROLLO DEL TEMA
• Kernel
Es todo lo que queda de un átomo al no tomar en
cuenta su última capa; los e de la última capa se
denotan con puntos.
• Valencia
Es la capacidad de saturación con la que un elemento
se enfrenta a otro para cumplir con el octeto de Lewis.
La valencia no tiene signo, simplemente es el número
que indica cuántos electrones debe ganar o perder el
elemento antes de que se sature.
• Carga iónica
Es el estado que adopta un átomo cuando ha perdido
o ganado electrones (catión o anión).Ejemplo:
2 2 512
Kernel
Mg : Núcleo, 1s , 2s , 2p
,
Valencia 2Carga=0
. .Mg
2
Valencia 0Carga=2+
Mg catión
2
8 Kernel
O : Núcleo, 1s ,
anión
18 Ar: 2 2 6
Kernel
Núcleo, 1s ,2s ,2p , 3s2 py3px
pz,
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ENLACE QUÍMICO
31LIBRO UNI QUÍMICA
A. Clases de enlace interatómico
Son 3: Iónico, metálico y covalente.
1. Enlace iónico o electrovalente
Es la atracción electrostática entre 2 iones de-bidoa la transferencia de e del metal al no metal
posiblemente, siempre que la EN 1,7.7.
Ejemplos:
• IA: Na val = 1; EN(Cl) = 3,0
Unidad fórmula = NaCl
• VIIA: val = 1; EN(Na) = 0,9
Atomicidad = 1 + 1 = 2 EN = 2,1
El enlace es iónico
Ejemplo:
• IA: K val = 1; EN (N) = 3,04 Unidad fórmula
= 3K N
• VA: val = 3; EN (K) = 0,82 Atomicidad =
3 + 1 = 4
EN = 2,22
El enlace es iónico.
o también: 3K
Características de un compuesto iónico
• Generalmente existen en estado sólido.
• Su mínima porción es la celda cristalina unitaria, no
presentan moléculas.
OCTETO INCOMPLETO
Hay algunos elementos que necesitan menos de ocho
electrones en el ultimo nivel para ser estables, por ejemplo:
• El H y el He se estabilizan con 2 electrones
• El Be y el Hg se estabilizan con 4 electrones
• El B y el Al se estabilizan con 6 electrones
Ejemplo
Estructura del BF3:
B
F
F
F
Se observa que el Boro es estable con seis electrones en
su ultimo nivel
OCTETO EXPANDIDO
Los elementos no metálicos del tercer periodo en adelantecumplen la regla del octeto pero también pueden
estabilizarse con más de ocho electrones en algún
compuesto donde se encuentre, por ejemplo:
• El fósforo puede estabilizarse con 8 o 10 electrones
• El azufre puede estabilizarse con 8, 10 o 12 electrones
• El cloro, bromo y yodo pueden ser estables con 8, 10,
12 o 14
• El xenón puede ser estable con 8, 10, 12, 14 o 16
Ejemplo:
PCl3 PCl5
P
Cl
ClCl
P
Cl
ClCl
ClCl
Se observa que el fosforo en el PCl3 cumple la regla delocteto pero en el PCl5 llega a ser estable con 10 electronesen su último nivel
DIAGRAMA DE LEWIS:Consiste en abreviar la configuración
electrónica de los elementos representativos,
graficando alrededor de su símbolo químicolos electrones del último nivel, los cuales se
pueden representar con los siguientes
símbolos «·, x, -, ....» . Recordar que el
número del grupo en la tabla periódica coincide con la
cantidad de electrones de valencia.
GRUPO I
ESTADO BASAL
ESTADO HIBRIDIZADO
IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA
E E E E E
E E E E E E E E
E E
VIIIA
E
Ejemplo:
Hacer el diagrama de Lewis del:
P (Z=15): 1s22s 22p 63s 23p 3, se observa que tiene 5
electrones de valencia, por lo tanto su diagrama de Lewis
en estado basal será:
P
B(Z=5): 1s2
2s2
2p1
, se observa que tiene 3 electrones devalencia, por lo tanto su diagrama de Lewis en estado basal
será:
B
Observar que el diagrama de Lewis en estado basal indica la
cantidad de electrones apareados y desapareados en el
último nivel que señala la configuración electrónica
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ENLACE QUÍMICO Exigimos más!
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Ejemplo:
SAL
Na
C+
Celda Unitaria
Es el cubo más simple
con iones Na y C en
forma alternada.
+
(NaC )
• En la naturaleza son sólidos.
• Poseen alto punto de fusión y ebullición.
• Son duros y frágiles.
• El CaO presenta mayor Tebullición que el NaC.
• En estado sólido son malos conductores del calor y la electricidad, pero cuando están fundidos o disueltos en
agua sí son buenos conductores.
• Su mínima porción es la celda cristalina unitaria.
B. Enlace metálico
Es la fuerza de atracción entre la nube electrónica circundante y los cationes metálicos sumergidos en el océano de
electrones.
Ejemplo:
Característica de una sustancia metálica
• Son relativamente blandos, pero tenaces.
• Temperatura de fusión y ebullición variables.
• Excelentes conductores del calor y electricidad.
• La mayoría son dúctiles y maleables.
• Todo metal es muy electropositivo (puede perder fácilmente electrones).
• Todos son sólidos (excepto el Hg).
• Su mínima porción es la celda cristalina unitaria y no la molécula.
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ENLACE QUÍMICO
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problemas resueltos
Problema 1
Ordene los siguientes enlaces en orden
creciente de sus porcentajes de
carácter iónico.I. Li - Cl II. Na - Cl
III. B - Cl IV. C - Cl
Datos:
Elemento
Z
Li
3
B
5
C
6
Na
11
UNI 1996-II
Nivel Intermedio
A) I, II, III, IV
B) II, I, III, IV
C) III, IV, I, II
D) III, IV, II, I
E) IV, III, I, II
Resolución:
Según la variación de la electronegati-
vidad (EN) en la TPM.
Li
Na
Aumenta la EN
B C
El orden decreciente de la EN de los
siguientes elementos es:
C > B > Li > Na
Entonces a mayor EN de un elemento,
menor será la diferencia de electro-
negatividad (EN) respecto al cloro, y
menor resulta el porcentaje de
caracter iónico.
C – Cl
IV
< B – Cl < Li – Cl < Na – CC
III< < I < II
Respuesta: B) IV, III, I, II
Problema 2
¿Cuál de las siguientes alternativas
presenta el enlace con mayor carácter
iónico?
Datos:
Elemento
EN
C
2,5
S
2,5
N
3,0
O
3,5
F
4,0
A) N – O B) S – F C) C – O
D) O – F E) C – N
UNI 1999-II
Nivel Fácil
Resolución:
El mayor carácter iónico está dado por
la mayor diferencia de electronegatividad
A)N – O
3 3,5 EN = 3,5 – 3,0 = 0,5
B)S – F
2,5 4,0 EN = 4,0 – 2,5 = 1,5
C)C – O
2,5 3,5 EN = 3,5 – 2,5 = 1,0
D)O – F
3,5 4,0 EN = 4,0 – 3,5 = 0,5
E)C – N
2,5 3,0 EN = 3,0 – 2,5 = 0,5
Entonces la > EN , se da en el enlace:
S – F
Respuesta: B) S – F
Problema 3
Indique la estructura correcta del CaCl2
Datos: Z: Ca=20, Cl=17
A) Ca2+ Cl1–
B) 2Ca2+ Cl1–
C) Ca2+ Cl2
1–
D) Ca2+ Cl2–
E) Ca2+ Cl
1–
2
Ca Cl
Entonces el Ca como es metal perderá
2 electrones, quedando:
Ca2+
Y en Cl por ser no metal ganará un
electrón, quedando:
Cl1–
Se unen estos iones:
Ca2+ Cl
1–
Finalmente se neutraliza las cargas:
Ca2+ Cl1–
2
Respuesta: C) Ca2+ Cl1–
2
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ENLACE COVALENTE
QUÍMICA
Por lo general es la atracción entre 2 átomos, en lo posibleno metálicos debido a la compartición mutua de uno o máspares de electrones entre los participantes, este enlace
ocurre siempre que la EN < 1,7..Existen 2 clases: normal y coordinado.En la formación del enlace covalente ocurre un traslape deorbitales atómicos, es decir una superposición máxima deorbitales atómicos.
Características del enlace covalente:a) Se forma generalmente entre no metalesb) También se puede formar con los metales; Be, Hg y Al,
con los no metales de electronegatividad no muy altani muy baja, como el cloro (BeCl2, HgCl2 y AlCl3)
c) Se produce por compartición de pares de electronesd) Ocurre traslape de orbitales atómicose) Se considera que el enlace es predominantemente
covalente cuando la diferencia de electronegatividadesde los no metales que se unen es menor que 1,7
I. ESTRUCTURAS DE LEWISPara hacer la estructura de Lewis de una molécula, seprocede de la siguiente manera:1. Se determina el número de electrones de valencia
total de los átomos de cada elemento.2. Como los electrones se distribuyen alrededor de
un átomo en pares, la mitad de estos electronesindica la cantidad de pares de electrones que sevan a distribuir en toda la molécula
3. Luego se distribuye a los átomos de la molécula dela forma más simétrica posible, para esto se coloca
un átomo central, generalmente este átomo es elque está en menor cantidad atómica (el hidrogenonunca es átomo central), pero también hay otras
formas de determinar al átomo central.4. Si hay oxigeno se colocan alrededor del átomo
central y si hay hidrogeno estos generalmente vanunidos a los oxígenos. En lo posible átomos de unmismo elemento no deben estar juntos
5. Luego se co locan los pares de electronescomenzando por los de enlace y luego por losátomos que están en el entorno del átomo central
6. Luego se verifica si cada átomo cumple la regla delocteto (los que la cumplen), en caso que haya unátomo que no cumple la regla del octeto, se sacauno o más pares de electrones no enlzantes (parlibre) del átomo que tenga más pares libres, y se
pone como enlace.7. En caso de que al distribuir los pares de electronessobren uno o más pares estos se colocan en elátomo central como par libre.
8. En el caso de un ion a la suma de electrones devalencia se le agrega o quita los electrones quegana o pierde, respectivamente, la especie.Ejemplo, hacer la estructura del H2SO4
O
HS OOH
O
II. TIPOS DE ENLACES COVALENTES3. Por el número de pares de electronescompartidos
a. Simple b. Doble c. Triple A - B A = B A B
– y 2
2. Por el sentido de aportación de los electrones
a. Enlace Covalente Normal:
Ocurre cuando cada átomo aporta electronespara el enlace.
DESARROLLO DEL TEMA
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ENLACE COVALENTE
35LIBRO UNI QUÍMICA
b. Enlace Covalente Coordinado o Dativo:
Ourre cuando sólo uno de los átomos aportael par de electrones a compartir.Observación:
En moléculas neutras el enlace dativo lo formageneralmente el oxígeno de la forma:
En el caso de iones, para saber si hay dativos setiene que comprobar cada enlace con los eletronesde valencia de cada elemento.Ejemplo:Hacer la estructura del NH4
1+ y del H3O1+
H N
1+H
H
H
H
O
H
H
2. Por la polaridad del enlace
a. Enlace Covalente Polar:
Se dá entre no metales de diferentes elementos.Existe una desigual compartición de los e lectrones
b. Enlace Covalente Apolar:
Se dá entre átomos del mismo no metal. Existeuna equitativa compartición de los electrones
Hacer la estructura de Lewis de los siguientes especiesy determinar:a) El número de enlaces sigma y pib) Número de enlaces dativosc) Número de enlaces polares y apolares
1) HClO4 4) O3 7) P2O5 10) XeF42) HCN 5) H2CO3 8) NH3 11) BF33) SO
36) H
3PO
49) NH
4
1+ 12) SF6
III. ENLACE COVALENTE NORMALResulta cuando del total de e compartidos, cadaátomo aporta la mitad, a su vez puede ser de 2 clases:
A. Enlace covalente polarSe da entre no metales de diferente naturalezasiempre que la EN 0 , el o los pares de e – secomparten por desigual, es atraido mejor por el nometal más electronegativo.
Ejemplo:
Pero:
• VIIA: val = 1; EN (O) = 3,44
• VIA: val = 2; EN (C) = 3,16
_____________
EN = 0,28 0
• Presenta 2 enlaces covalentes: normales po-laresy simples (2 ).
• Presenta 8 orbitales solitarios o 8 pares deelectrones libres.
• Unidad fórmula = 2C O.• Atomicidad = 3.• Tiene 20 e de valencia.
B. Enlace covalente apolarSe da entre no metales tal que la EN = 0 y elloocurre entre no metales del mismo elemento, el olos pares de e – se comparten equitativamente.Ejemplo:
• VIIA: F F F F F2
hay un enlace simple
• VIA: O O O O O2
hay un enlace doble• VA: N N N N N2
hay un enlace triple
IV. ENLACE COVALENTE COORDINADOO DATIVOEs aquel enlace donde sólo uno de los átomos (da-dor) aporta el total de e a compartirse y el otrosimplemente los acepta (aceptor) para que ello ocurrase deben seguir las siguientes indicaciones.• Recordar el orden del grupo de cada elemento.• La disposición de los átomos y e de la estructura
debe ser lo más simétrico posible.• El "H" jamás va en el medio de 2 elementos, siem-
pre va en una esquina y por lo general pe-gado aloxígeno.
• Átomos de la misma naturaleza en lo posible nodeben estar juntos.
• En lo posible los e – libres de un átomo intermediocolocables a un sólo lado, no entre enlaces.
Ejemplos:
Hallar la estructura de Lewis.
• H O4 O OH
O
OO C O
O
IA VIIA
VIA H
O
C C
Conclusiones: – Hay 5 enlaces - 2 normalespolares
covalentes - 3 coordinados odativos
– Hay 11 orbitales libres. – Hay 32 e de valencia. – Todos los enlaces son simples (5 ).
• 3O O
O OO
O O
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37LIBRO UNI QUÍMICA
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Problema 1
¿Cuáles de las siguientes estructuras deLewis son correctas?
I.
II.
III)
Datos, Número atómico: H = 1, C = 6,N = 7, O = 8
UNI 2011-I
A) Solo I B) Solo IIC) Solo III D) II y IIIE) I y III
Resolución:
Ubicación de incógnita
Hacer las estructuras de compuestoscovalentes.
Análisis de los datos o gráficos
I.El carbono debe formar cuatro en-laces.
II. Es correcto
III. Es correcto
Operación del problema
La estructura en I debe serLa estructura en II es correcta.La estructura en III es correcta.
Conclusión y respuesta
Se debe comprobar que en todas lasestructuras estables el C, O y N debencumplir la regla del octeto y que elcarbono debe formar 4 enlaces.
Las estructuras II y III son correctas.
Respuesta: D) II y III
Problema 2
Indique la alternativa que contiene lasecuencia correcta después de deter-
minar si las proposiciones son verda-deras (V) o falsas (F).
I. Las propiedades de las sustanciasno están influenciadas por las dife-rencias de electronegatividad en-tre sus átomos constitutivos.
II. Algunos átomos en una moléculacon enlace es polares poseen unacarga parcial negativa y otros unacarga parcial positiva.
III. En el ion amonio 4NH hay un en-lace covalente coordinado que esmás polar que los otros.
UNI 2011-I
A) FFF B) FVF C) FVV
D) VFV E) VFF
Resolución:
Ubicación de incógnita
Veracidad o falsedad
Operación del problema
I. Falso: Las propiedades de las sus-tancias así como la temperatura deebullición de algunos compuestosiónicos dependen de su fuerza deatracción entre sus átomos.
II. Verdadero: Las moléculas con en-laces polares poseen átomos concargas parciales los cuales formanun dipolo.
III. Falso: La polaridad de un enlace semide por la diferencia de electro-negatividad de los átomos de los
elementos químicos.
Respuesta: B) FVF
Problema 3
¿Cuáles de las siguientes proposiciones
son correctas?
I. El enlace A – C es apolar..
II. El enlace H – C es más polar que
el enlace K – C.
III. El enlace K – C tiene mayor carácter
iónico que el enlace A – C .
Datos: Z: H = 1, A = 13, C = 17, K = 19
UNI 2011-II
A) Solo I
B) Solo II
C) So lo III
D) I y IIE ) II y III
Resolución:
Ubicación de incógnita
Comparación de los tipos de enlace quí-
mico.
Análisis de los datos o gráficos
De acuerdo al tipo de elemento (me-
tal, no metal) comparamos la polari-
dad del enlace.Operación del problema
I. A – C constituye un enlace polar
II. H – C es polar; pero K – C es
iónico
III. K – C ( EN 2,2) tiene mayor ca-
rácter iónico que A – C ( EN 1,5) .
Conclusión y respuesta
I. Falso
II. Falso
III. Verdadero
Respuesta: C) Solo III
problemas resueltos
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HIBRIDACIÓN Y POLARIDAD MOLECULAR
QUÍMICA
I. HIBRIDACIÓN: SP, SP2, SP3
Es aquel fenómeno químico mediante el cual dos orbi-tales puros diferentes de un mismo nivel se combinan
para generar 2 o más orbitales híbridos de la misma for-ma, misma longitud, misma energía y mismas posibili-dades para poder saturarse.
Ejemplos:
1. Sean 2 orbitales puros:
2s
2 orbitales híbridos
2sp
2sp2px
2. Sean 3 orbitales puros:
3 orbitales híbridos
2sp2
2sp2
2sp2
2py
2px
2s
A. Analizando según Lewis
Para el carbono en su estado basal, normal o fun-damental (Z = 6).
6C: Núcleo;1s 2s 2px py pz
Su estructura sería así:Z
H
H
C
H
H
En realidad esta molécula , lo que existe es el CH
4
B. Analizando según la hibridación
1. Hibridación "sp3"
Resulta de la combinación de un orbital "s" con3 orbitales "p" puros generándose 4 nuevosorbitales híbridos 3sp .
• Para el carbono (6C) en el CH4.
Forma general: AB4
Conclusiones:
– El "C" está híbrido en sp3 y tiene 4 orbitaleshíbridos.
– Tiene 4 enlaces .
– Ángulo de enlace: 109º 28’
– No presenta ningún orbital solitario.
– Presenta forma tetraédrica.
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HIBRIDACIÓN Y POLARIDAD MOLECULAR Exigimos más!
40LIBRO UNI QUÍMICA
3. Hibridación "sp"
Resulta de la combinación de 1 orbital "s" y 1orbital "p" puro, generando 2 nuevos orbitaleshíbridos "sp".
Ejemplo:
• Para el berilio (4Be), en el BeH2
Conclusiones:
• Hay 2 enlaces , ningún orbital solitario,el Be está híbrido en "sp".
• Ángulo de enlace: 180º.
• Presenta forma lineal.
• Para el carbono híbrido en sp
Conclusiones:
• Cada carbono tiene 2 enlaces (con or-bitales híbridos sp) y 2 enlaces (conorbitales "p" puros).
• Ángulo de enlace: 180º.
• Presenta forma lineal.
4. Hibridación "sp3d"Resulta de la unión de 1 orbital "s", 3 orbitales"p" y 1 orbital "d" puros para generar 5 nuevosorbitales híbridos sp3d.• Para el 15P en el PCl5.
Conclusiones:
– Hay 5 enlaces . – Hay 3 orbita les ecuatoriales y 2 axiales. – Forma: bipiramidal triangular. – Ángulo de enlace: 120 ; 180
Conclusiones: – Hibridación sp3d. – Forma balancín ó tetraedro irregular. – Hay cuatro enlaces sigma y un orbital solitario.
– Ángulo de enlace 102º; 177º .
Conclusiones: – Hibridación sp3d; hay 3 enlaces sigma. – Forma de T; hay dos orbitales solitarios. – Ángulo de enlace: = 83,5º.
Conclusiones: – Hibridación sp3d. – Forma lineal. – Ángulo de enlace: = 180º.
5. Hibridación "sp3d2"
Resulta de la unión de un orbital "s", 3 orbitales"p" y 2 orbitales "d" puros, para formar 6 nuevosorbitales híbridos sp3d2.
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HIBRIDACIÓN Y POLARIDAD MOLECULAR
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• Para el 16S en el SF6.
F
F
F
F
FF
F
FF
F
F
F
SSF6
Conclusiones:
– El "S" está híbrido en sp3d2.
– Hay 4 orbita les ecuatoriales y 2 axiales. – Tiene forma octaédrica. – Es una molécula apolar. – Presenta 6 enlaces . – Ángulo de enlace: 90º ; 180º .
Conclusiones:
– El "C " está híbrido en sp3d2. – Tiene forma piramidal cuadrada. – Hay 5 enlaces y 1 orbital solitario. – Ángulo de enlace: Hay 4 ángulos de = 87º.
Conclusiones:
– El Xe está híbrido en sp3d2. – Tiene forma cuadrada planar. – Presenta 4 enlaces y 2 orbitales so-
litarios. – Ángulo de enlace: Hay 4 ángulos de =
90º. – Su molécula es apolar.
II. MOLÉCULA POLAR, APOLAR Y RESO-NANCIA
A. Molécula polar
Resulta por lo general cuando la estructura mole-cular es asimétrica y cuando el átomo central (si lo
hay) presenta electrones libres. En moléculas bi-narias, a mayor EN, el enlace se polariza más.
Ejemplo:
2H O O
H+
H+
+ molécula
polar(Di polo)
• H C H
– C
Dipolonatural
+
• 3O
Además se conoce que la E.N. (O = 3,5;C = 3,0;H = 2,1), entonces para:• H2O: DEN (H – O = 1,4)• HC: DEN (H – C = 0,9)• Polaridad de enlace: 2H O > HC
1. Momento dipolar ( )Mide el grado de polaridad del enlace, el sentidodel vector va del átomo de menor a mayor. E.N.( : ).
q.
q = carga del electrón (uec)
= longitud de enlace (cm)
En el S.C.G.S: q = 4,8 . 1010 u.e.c.• Unidad del "u" es el Debye.• 1 Debye = 1810 u.e.c. cm.
Ejemplo:
O
H H
+
+H C
B. Molécula apolar
Resulta cuando la estructura molecular es simétrica y/ocuando el átomo central no presenta electrones libres.
Ejemplo:
4CC
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Observación
Los vectores momento dipolar ( ) se anulan entresí; entonces como la molécula es simétrica, loscentros de cargas parciales ( y ) caen el mismopunto, neutralizándose, de esa manera la moléculaes apolar.
2N : N N :
En el 2N los e– están equidistantes de ambos áto-mos (No hay ) la molécula es apolar..
1. Resonancia
Es la deslocalización de los electrones de enlace , que por ser débiles pueden moverse en todala estructura, reforzando al enlace simple y ha-ciendo equitativo la longitud de enlace alrede-dor del átomo central. De esta manera en elanálisis de la estructura se observarán diferentesformas resonantes, aparentes, que podrían serreemplazado por un solo híbrido de resonancia.
En forma empírica para que una especie quími-ca (molécula o ión) presente resonancia, estadebe poseer por lo general (salvo ciertas ex-cepciones) un átomo central rodeado de áto-mos iguales (o del mismo grupo) y a su ladouno o más enlaces dobles.
Ejemplo:1. 3O
2. 2CO O=C=O
3 formas resonantes
O C O O C O
O C O Híbrido de resonancia}
3. NO3
O
N
O
O
O
N O
O
O
N O
O
3 formas resonantes
problemas resueltos
Problema 1
Prediga la solubilidad relativa en ben-
ceno (C6H6, 0 D ) de las siguientes
sustancias:
I. Br2II. C
III.
Electronegatividad:
K = 0,9; H = 2,1; C = 2,5; Br = 2,8;
C 3,0 ; O = 3,5.UNI 2010-II
A) I > II > III B) III > II > IC) III > I > II D) II > III > IE) I > III > II
Resolución:
Ubicación de incógnita
El benceno es una sustancia apolar y
por lo tanto disuelve mejor a las sus-
tancias apolares y menos a las sustan-cias polares y mucho menos a las sus-
tancias iónicas, por lo tanto:
I. 2Br apolar
II. KC iónica
III. HCHO polar
La secuencia correcta es:
I > III > II
Respuesta: E) I > III > II
Problema 2
Señale la alternativa que presenta lasecuencia correcta, después de deter-
minar si las proposiciones son verda-
deras (V) o falsas (F):
I. Entre las moléculas 2( ) A
predomi-
nan las fuerzas de London.
II. Entre las moléculas de 2 ( )R X
pre-
dominan los puentes de hidrógeno.
III. La sustancia QD fundida, conduce
la corriente eléctrica.
Números atómicos:R = 1; X = 8; D = 9; Q = 11; A = 17
UNI 2010-II
A) VVV B) VFV C) VFF
D) FVV E) VVF
Resolución:
Análisis de los datos o gráficos
I. Verdadero (V)
17 A: [Ne]3s23p5
Las moléculas de A2 es: una
molécula apolar y en ella se mani-
fiesta la fuerza de London.
II. Verdadero (V)
1R: 1S1
8X: 1s22s22p4
La molécula R 2X es lacual corresponde al H2O:
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HIBRIDACIÓN Y POLARIDAD MOLECULAR
43LIBRO UNI QUÍMICA
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en la cual predomina las
fuerzas puente hidrógeno.
III. Verdadero (V)
11Q: [Ne]3s1
(alcalino)9D: 1s22s22p5 (halogeno)
QD es un compuesto iónico y es-
tos al encontrarse fundidos o di-
sueltos en agua se comportan
como conductores eléctrico.
Respuesta: A) VVV
Problema 3
Indique cuáles de las siguientes pro-
posiciones son verdaderas:
I. La fuerza de dispersión de London
es un tipo de enlace covalente.
II. Un enlace covalente coordinado es
tan fuerte como un enlace cova-
lente normal.
III. El enlace puente de hidrógeno
puede formarse entre átomos de
hidrógeno y nitrógeno pertene-
cientes a moléculas cercanas. A) I y II B) II y IIIC) I y III D) Solo IIE ) Solo III
Resolución:
Ubicación de incógnita
Es de teoría.
I. (Falso)
El enlace covalente es interató-
mico y las fuerzas de London es
intermolecular.
FL <<< E covalente
II. (Verdadero) Ambos son interátomicos.
III. (Verdadero)
En el amoniaco.
Análisis de los datos o gráficos
Solo II y III son verdaderos.
Respuesta: E) II y III
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44LIBRO UNI QUÍMICA
FUERZAS INTERMOLECULARES
QUÍMICA
ENLACE INTERMOLECULAR
Fuerzas de atracción entre moléculas polares o apolares;
define las propiedades físicas de la sustancia molecular, como:
viscosidad, tensión superficial, presión de vapor, densidad,
sublimación, etc, son de tipo electrostático; son más débi-
les que un enlace interatómico .
A. Entre moléculas polares
• Enlace Dipolo - Dipolo (ED-D)
Llamado fuerza de Keeson es la fuerza de atracción
entre dipolos naturales permanentes.
Ejemplo:
• Enlace puente hidrógeno (EPH)
Se da entre el "H" y los átomos pequeños y de
gran EN de la T.P.M (F,O,N) como el HF; H2O; NH3;
también se da entre sustancias polares con grupos
OH: CH3OH; CH3COOH; HNO3 o NO2OH, etc.
Ejemplo:
Observación: PH D DE E
El vacío está rodeado por 4 moléculas de agua.
• H2O(S): sea:
Las moléculas de H2O se unen en cristales que si-
guen planos hexagonales, entonces el vacío está
rodeado de 6 moléculas de agua, veamos:
Luego: DH2O(L) > DH2O(S)
EPH
* CH OH
metanol
3
* CH COOH
ácido etanóico
3
O
OCH3
CH3 CH3
CH3
H
H
... .
.. ..
-C
O O
OO-HH
H
C- =
=
.... ....
....
760
100T(ºC)
0
Gráfica P vs. T(ºC)VP (Torr)V
DESARROLLO DEL TEMA
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FUERZAS INTERMOLECULARES
45LIBRO UNI QUÍMICA
B. Entre moléculas apolares
Enlace dipolo instantáneo - dipolo inducido o
fuerzas de London (Fdl)
Se da para gases de moléculas apolares deformadas
por una alta presión externa, las cuales se transforman
en dipolos instantáneos, estas se atraen y generan la
licuefacción del gas.
Ejemplo:
C. Entre moléculas: polar y apolar
Enlace dipolo-dipolo inducido ó fuerza de Debye (ED-DI)
Se da entre sustancias de moléculas polar y apolar
respectivamente. Ejemplo: La mezcla de agua (líquido)
y CO2 (gas) en una botella con agua mineral a alta presión.
Sabemos que:
Observación: P H D D D Di dLE E E F
Problema 1Considerando solamente las fuerzas
intermoleculares indique que sustancia
líquida presenta mayor viscosidad.
UNI 2012-I
A) 3 ( )CH OHl
B) 4( )CHl
C) 2 ( )H C = Ol
D) 3 ( )2CH C = O
l
E) 2 2 ( )CH OHCH OHl
Resolución:
Determinación del Tema
Considerando solo las fuerzas intermo-leculares para analizar qué sustancia
posee mayor viscosidad, debemos to-
mar en cuenta la intensidad de las fuer-
zas intermoleculares.
Para determinar qué tipo de fuerzas
están presentes en estas sustancias
debemos analizar si las moléculas son
polares o no polares.
Análisis de las proposiciones
Análisis de las claves:
Conclusiones
Las moléculas que se asocian con mayor
intensidad son, el:
y
pero el etanodiol tendrá mayor inten-sidad porque posee dos "OH" por loque será el más viscoso.
Respuesta: E) 2 2 ( )CH OHCH OHl
Problema 2Indique cuáles de las siguientes pro-posiciones son verdaderas:I. La fuerza de dispersión de London
es un tipo de enlace covalente.II. Un enlace covalente coordinado es
tan fuerte como un enlace covalentenormal.
III. El enlace puente de hidrógeno pue-de formarse entre átomos de hidró-geno y nitrógeno pertenecientes amoléculas cercanas.
UNI 2010-I A) I y II B) II y IIIC) I y III D) Solo IIE) Solo III
Resolución:
Ubicación de incógnita
Es de teoría.
I. (Falso) El enlace covalente es inter-atómico y las fuerzas de London
es intermolecular.
FL <<< E covalente.
II. (Verdadero) Ambos son interáto-
micos.
III. (Verdadero) En el amoniaco.
Análisis de los datos o gráficos
Solo II y III son verdaderos
Respuesta: E) II y III
Problema 3En relación a las fuerzas intermoleculares,indique verdadero (V) o falso (F), segúncorresponda:I. Las moléculas polares solo experi-
mentan atracción dipolo-dipolo.II. Las moléculas más polarizables tie-
nen fuerzas de dispersión más in-tensas.
III. Las de puente de hidrógeno sue-
len ser el tipo más intenso de fuer-za intermolecular.
UNI 2008-I A) VVV B) VFV C) FVVD) FVF E) FFF
Resolución: Verificar verdadero (V) o falso(F):I. (FALSO) las moléculas polares
como HC experimentan: Fuerzasde london y atracción dipolo-dipoloy las moléculas polares como el H2O.Experimentan: Enlace puente hi-drógeno, filtración dipolo-dipolo y
fuerza de london.II. (VERDADERO): En las móleculasdel HBr y HC; el bromo es masgrande que el cloro y posee maselectrones, entonces es mas po-larizable y por tanto tendrá mayorfuerza de dispersión que el HC.
III. (VERDADERO): El enlace puente hi-drógeno es el más fuerte de las fuer-zas intermóleculares, por ello puntode de ebullición: H2O > CH3COCH3
Clave C) FVV
problemas resueltos
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NOMENCLATURA INORGÁNICA
47LIBRO UNI QUÍMICA
A. Número de oxidación (N.O.) de un elemento
Es la carga que adquiere un átomo cuando estáformando un enlace químico. Esta carga es real enun enlace iónico y aparente en un enlace covalente.1. Para metales
• (N.O. = 1) Li; Na; K; Rb; Cs; Ag
• (N.O. = 2) Be; Mg; Ca; Sr; Ba; Cd; Zn
• (N.O. = 3) Al; La; Sc; Y
• (N.O. = 1,3) Au
• (N.O. = 1 y 2) Cu ; Hg
• (N.O. = 2 y 3) Fe; Co; Ni; Mn; Cr
• (N.O. = 2 y4) Pb; Sn; Pt; Pd
2. Para no metales
• Boroides (IIIA)
B – 3,3
• Carbonoides (IVA)
C – 4,4
Si – 4,4
• Nitrogenoides (VA)
N – 3,3,5
P – 3,1,3,5
As – 3,3,5
Sb – 3,3,5
• Anfígenos (VIA)
O – 2
S – 2, 2, 4, 6
Se – 2, 2, 4, 6
Te – 2, 2, 4, 6
• Halógenos (VIIA)F – 1
Cl – 1, 1, 3, 5, 7
Br – 1, 1, 3, 5, 7
I – 1, 1, 3, 5, 7
• El hidrógeno (IA)
H – 1,1
B. Elementos anómalos
Son aquellos que actúan como metal o no metal
según las circunstancias.
Elemento Metal No MetalCr 2,3 3;6Mn 2,3 4;6;7 V 2,3 4;5Bi 3 5
Observación:
El nitrógeno tiene otros E.O.1 Forma el N2O óxido nitroso.2 Forma el NO óxido nítrico.4 Forma el N2O4 tetraóxido de dinitrógeno
TIPOS DE NOMENCLATURA1. Tradicional, Clásica o Antigua
Numero de valencia Valencia Nomenclatura
1 únicaFunción de……
elem
2menor ……………..oso
mayor ……………..ico
4 3
mínima Hipo…………oso
media ……………..osomayor ……………..ico
máxima Per………….ico
2. Modernaa) Nomenclatura Stock
Se recomienda usar más en compuestos dondeintervenga un elemento metálicoSe usa para aquellos elementos que tienen dos omás valencias
Función de ___________ (valencia en # romanos) Elemento Por ejemplo:
Fe2O3: Óxido de hierro (III) Cl2O7: Óxido de cloro (VII)
b) Nomenclatura Sistemática o IUPACSe recomienda usar más en compuestos formadospor no metalesSe usa un sistema de prefijos que indica la cantidadde átomos de cada elemento que participa en el
compuestoPor ejemplo:SO3: Trioxido de azufreCO2: Dioxido de carbonoCl2O5: Pentoxido de dicloro
II. FUNCIÓN ÓXIDO BÁSICO E HIDRÓXIDOSea el metal: M.
A. Obtención del óxido básico
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B. Obtención doble
C. Nombre tradicional
1. Si el metal tiene un N.O.
Óxidooicode M o M
Hidróxido
2. Si el metal tiene dos N.O.
Moso(con N.O.)ÓxidooMico(con N.O.)Hidróxido
Ejemplo:
EJERCICIOS
Nombrar los siguientes compuestos:
• CaO __________________________________
• Ni2O3 __________________________________
• K 2O __________________________________
• SnO __________________________________
• SnO2 __________________________________
• A 2O3 _________________________________
• Cu2O __________________________________
• CuO __________________________________
• Rb(OH) ________________________________
• Ca(OH)2 _______________________________
• Co(OH)3 _______________________________
• Mg(OH)2 ________________________________
• Sn(OH)4 ________________________________
• Pb(OH)2 ________________________________
• V(OH)3 ________________________________
• Zn(OH)2 ________________________________
Formular los siguientes compuestos:
• Óxido cromoso: ___________________________
• Óxido cromico: ____________________________
• Óxido de litio: ____________________________
• Óxido de platino (II):________________________
• Óxido de platino (IV):_______________________
• Óxido de escandio:_________________________
• Trioxido de manganeso:_____________________
• Heptaoxido de dimanganeso: _________________
• Hidróxido estañoso: ________________________
• Hidróxido estañico: _________________________
• Dihidróxido de cobalto: ______________________
• Trihidroxido de cobalto: _____________________
• Hidróxido de niquel (II): _____________________
• Hidróxido de niquel (III): ____________________
• Soda caústica: ____________________________
• Potasa caústica: ___________________________
A. Clases de óxidos básicos
1. Óxido simple
Formado por un solo metal.
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B. Clases de hidróxidos
1. Hidróxido simple
• 3 A (OH) : Hidróxido de aluminio
Al(OH)3(acuoso) : Milanta
• 2Ca(OH) : Hidróxido de calcio. Ca(OH)2(acuoso) : lechada de cal
(Cal apagada)
• 2Cd(OH) : Hidróxido de cadmio.
2. Hidróxido doble
• 3 2 2 7 A (OH) + 2Ca(OH) Ca A (OH)
Hidróxido (doble) de aluminio dicalcico
• 4 2 62NaOH + Pb(OH) Na Pb(OH)
Hidróxido (doble) plúmbico disódico
3. Hidróxido hidratado
2 2Ba(OH) 8H O : Hidróxido de bario octa hi-
dratado.
Problema 1Indique cuáles de las siguientes parejas
[fórmula = nombre] son correctas:I. MnO2 = óxido de manganeso (IV)II. N2O4 = tetróxido de dinitrógenoIII. HBrO = ácido bromoso
UNI 2010-II
A) Solo IB) Solo IIC) So lo IIID) I y IIE ) II y III
Resolución:
Operación del problemaI. Verdadero
Mn(2,3) Metal
4
2Mn(4, 6, 7) No Metal MnO
II. VerdaderoN2O4 Tetróxido de dinitrógeno
(nomenclatura sistemática)III. Falso
1Br(1,3,5,7) HBrO
ácido hipobromoso(nomenclatura clásica)
Respuesta: D) I y II
Problema 2Señale la alternativa correcta, despuésde determinar la correspondencia en-tre los nombres de los iones y la fór-mula química.
UNI 2011-I
A) Mn2+ magnánicoB) Hg2+ mercurioso
C) Sn2+
estannosoD) Pb2+ plúmbicoE) 2–
2O óxido
Resolución:
Ubicación de incógnitaIndicar la veracidad del problema
A) Falso:Mn(2, 3): Mn+2
Ión manganosoB) Falso:
Hg(1, 2): Hg2+
Ión mercúricoC) Verdadero:
Sn(2, 4): Sn2+
Ión estannosoD) Falso:
Pb(2, 4): Pb2+
Ión PlumbosoE) Falso:
2–2O Ión peróxido
Respuesta: C) Sn2+ estannoso
Problema 3Señale la alternativa que presenta lasecuencia correcta, después de deter-minar si la proposición es verdadera (V)o falsa (F).
Respecto a la correspondencia entre
el nombre y su fórmula química:
UNI 2011-II
I. Nitrito de mercurio (I) – Hg2(NO2)2
II. Sulfuro de potasio – KS
III. Fosfato de magnesio –
Mg3(PO4)2
A) VVF
B) VFV
C) FVV
D) FFV
E) FFF
Resolución:
Ubicación de incógnita
Relación nombre-fórmula
Análisis de los datos o gráficos
I. El ion mercurioso es un dímero:22Hg .
Nitrito de mercurio (I):
Hg2(NO2)2
II. Sulfuro de potasio:1 2
2K S K S
III. Fosfato de magnesio:
2 34 3 4 2Mg (PO ) Mg (PO )
Operación del problema
Con los nombres dados hemos halla-do las fórmulas correspondientes y te-nemos:
Conclusión y respuestaI. VerdaderoII. FalsoIII. Verdadero
Respuesta: B) VFV
PROBLEMAS RESUELTOS
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51LIBRO UNI QUÍMICA
NOMENCLATURA INORGÁNICA:ÁCIDOS Y SALES
QUÍMICA
I. FUNCIÓN ÓXIDO ÁCIDO (ANHÍDRIDO),ÁCIDO OXÁCIDO (OXOÁCIDO) Y SU
OXIDACIÓNObtención: Sea el No Metal: N
222 x 2 2 2 (x 1) 2 (x 1)
Anhídrido Oxoácido Oxianión
O N O H O H N O N O
x+N
RecordarNombre tradicionala) Si el No Metal “N” tiene un N.O.
AnhídridoN.........ico
o Ácido
b) Si el No Metal “N” tiene dos o mas N.O.
Anhídridoprefijo N sufijo
o Ácido
N.O. delNo metal PREFIJO SUFIJO
1 ó 2 HIPO OSO3 ó 4 ----------- OSO5 ó 6 ----------- ICO
7 HIPER o PER ICO
Observación:
• Para nombrar al oxoanión que proviene del ácido alsalir sus hidrógenos se cambia los sufijos:
oso por ito os ito
ico por ato r i c o p a t o
• Si el número de hidrógenos extraídos es la mitad,entonces se antepone el prefijo BI al nombre delNo Metal.
• En 2 xN O , si "x" es par, la fórmula se puede simplificar:
ión
iónión
ión
ión
ión
ión
DESARROLLO DEL TEMA
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52LIBRO UNI QUÍMICA
NOMENCLATURA INORGÁNICA: ÁCIDOS Y SALES Exigimos más!
• Nombres modernosPara nombrar al oxoanión se cambia los sufijos:
–4
2 3• según la IUPAQ : trioxo carbonato (IV) de hidrógeno
H C O• según stock : ácido trioxo carbónico (IV)
–6
2 4
• IUPAQ: tetraoxo manganato (VI) de hidrógenoH Mn O
• Stock : ácido tetraoxo mangánico (VI)
Método práctico1. Para hallar la fórmula de un ácido oxácido:
• Sea "x" el N.O. del No Metal.
a) Si x es impar x 12
HNO
b) Si x es par 2 x 2
2
H NO
Ejemplo:
• Ácido nítrico:
5 1 3(3,5) 2
N : HNO HNO ó
...................................................
...................................................
• Ácido hipocloroso:
1 1(1,3,5,7) 2
C : HC O ó HC O
...................................................
...................................................
• Ácido sulfúrico:
2 6 2 2 4(4,6) 2
S :H SO ó H SO
...................................................
...................................................
• Ácido Manganoso:
(4,6,7)Mn : .................... ó ...............
...................................................
...................................................
2. Hallar el nombre de una fórmula del oxácido:
•21
2 3 2 3 Te :H TeO H TeO
(4,5)
Ácido ...................
•1 2
4 4HC O HC C :
(1,3,5,7)
O
Ácido ........... ......
•1 2
2 3 2 3H CO H CO C :
(4)
Ácido .... ...... ..... ..... .....
Ejercicios:
Nombrar los siguientes compuestos:
• HNO2 __________________________________
• HIO3 __________________________________
• H2SeO4 ________________________________
• H2SO3 _________________________________
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23 2 2 2 7 2 7 ..........
(4,6) Anhídrido DisulfatoSúlfurico Disul furico
S 2SO H O H S O S O
Ácido
2
3 2 2 2 7 2 7(3,6) Anhídrido Ácido
Dicromatoácido o ........Crómico Dicrómico
Cr 2CrO H O H Cr O HCr O
3. Ácido Peroxácido
Son compuestos en los que se ha sustituido un
oxígeno (O2–) por el grupo peróxido 22O .
Nombre: Ácido peroxoo
peroxi
No metal.
Ejemplo:
• 2 4 2 5
Ácido ÁcidoSulfúrico Peroxisulfúrico
H SO H SO
•
O O
HO S OH HO S O OH
O O
• 3 4 3 3 2 3 5cido cido Á Á
Fosfórico Peroxifosfórico
H PO H PO O H PO
• 3 2 2 4 Ácido ÁcidoNítrico Peroxonítrico
HNO HNO O HNO
4. Ácido TioácidoProviene de sustituir uno o más oxígeno por igualcantidad de átomos de azufre; en la fórmula de unácido oxácido.
Nombre: Ácido PREFIJO No Metal.
Prefijo # de Oxígenos Sustituidos
TIO 1 “O” x 1 “S”DITIO 2 “O” x 2 “S”
TRITIO 3 “O” x 3 “S”
SULFO Todos los “O” por = # de “S”
Ejemplo:
• 3 4 3 2 2
Ácido ÁcidoDitioFosfórico Fosfórico
H PO H PS O
• 3 3
Ácido Ácido SulfoNítrico Nitríco
HNO HNS
• 4 3 Ácido Ácido
Perclórico Tritioperc lóri co
HC O HC OS
Ejercicios
Formar los ácidos:
• Metaarsénico __________________________
• Piroantimonioso ________________________
• Arsenioso _____________________________
• Pirobórico _____________________________
• Metaantimónico ________________________
• Fosforoso _____________________________
• Pentaperclórico ________________________
• Triyodico _____________________________
• Dicarbónico ___________________________
• Ciclo trisilícico __________________________
• Peroxo nitrico __________________________
• Diperoxi sulfuroso _______________________
• Peroxo telúrico _________________________
• Triperoxo pirosfosfórico ___________________
• Peroxi pirosilícico ________________________
• Tritio permangánico _____________________
• Ditio sulfúrico __________________________
• Sulfo sulfúrico _________________________
• Pentatio tetrabórico _____________________
• Tetratio piroantimonioso __________________
• Triyodo pirofosforoso ____________________
• Cloro meta arsénico _____________________
• Difluor tetranitroso ______________________
• Hexabromo trisilícico _____________________
• Diyodo pentaortovanádico ________________
II. FUNCIÓN HIDRUROEs un compuesto binario formado por la unión delhidrógeno con cualquier elemento activo, hay 3 clases:
Clases de hidruros
1. Hidruro metálico
x 1x
PrincipalmenteIAyIIA
M H MH
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Ejemplos:• 1 1Na H NaH : Hidruro de sodio
• 2 12Ca H CaH : Hidruro de calcio
• 1 1K H KH : Hidruro de potasio
• 2 12Be H BeH : Hidruro de berilio
•4
SnH : Hidruro de estaño
• 4GeH : Hidruro de germanio
• 2H : Hidruro de vanadio
Ejercicios
Formar los siguientes hidruros:
• Hidruro de litio _________________________
• Hidruro de magnesio _____________________
• Hidruro de indio ________________________
• Hidruro de estroncio _____________________
• Hidruro de galio ________________________
• Hidruro de bario ________________________
2. Hidruro especial
x 1x
IIIA;IVA;VA(–3) (–4) (–3)
N H NH
Ejemplo:
• 3(–3)
IVA B BH : Borano (es muy inestable)
: 2 6B H : Diborano (estable)
• 4
(– 4)
Si SH ;SilanoIVA
•
3
3
3
3
( 3)
( 3)
( 3)
( 3)
N NH : Amoníaco
P PH : Fosfamina
VA As AsH : Arsenamina
Sb SbH : Estibina
3. Hidruro no metálicoSe llama así cuando está puro (en estado gaseoso)y se llama ácido hidrácido cuando está mezcladocon agua (acuoso).
x 1x
VIA ; VIIA
N H H N
VIA (-2): O, S, Se, Te VIIA (-1): F, C , Br, I
4. Hidruros dobles
•
4
3
LiA H
LiH A H
: Hidruro (doble) de aluminio y litio
•
4
3LiBH
LiH BH
: Hidruro (doble) de boro y litio
•
4
3
NaA H
NaH A H
: Hidruro (doble) de aluminio y sodio
Caso especial• BH3 + BH3 B2H6: Diborano
•H N N H
| |H H
N2H4: Hidrazina
5. Ión en onio
Es un ión positivo.
V A; VIA, VIIA
Hidruro Protón Radical en onio
Ejemplo:
III. FUNCIÓN SALProviene de la reacción de un ion ácido (hidrácido uoxácido) con un ión positivo (metálico o radical en onio).
Para nombrarlos se une el nombre del ion ácido (hidrácidou oxácido) seguido del nombre del ión positivo (metal oión en onio), para formularlo es al revés.Nombre: ion ácido + Ión metálico
A. Clases
1. Sal haloideaProviene a partir de un ácido hidrácido, este setransforma en anión (en su nombre se cambiahidrico x uro), y se combina con un ión metálico(o en onio).
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56LIBRO UNI QUÍMICA
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•
•
•
•2 (ac) 2 2
Biteluro de PotasioDihidratado
(1)H Te HTe K KHTe 2H O KHTe 2H O
• 2 (ac) 44
Sulfuro ácido de amonio
H S HS NH NH HS
• (ac) 22
Cloruro dibasico
de aluminio
HC C A (OH) A (OH) C
Ejercicios
Hallar las fórmulas de:
• Cloruro de amonio: _________________
• Fluoruro de magnesio: _________________
• Bromuro (doble) de plomo (IV) y zinc: _________________
• Yoduro de calcio dihidratado: _________________
• Bilsulfuro estannico: _________________
• Teluro ácido (doble) de estroncio y sodio: _________________
• Selenuro crómico pentahidratado: _________________
• Cloruro (triple) de aluminio, potasio y zinc: _________________
2. Sal OxisalProviene a partir de un ácido oxácido.
Ejemplo:
•
•
• 2 32 4 2 44 3
Sulfato Ácido IónSulfato férricoSulfúrico Férrico
H SO SO Fe Fe SO
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•1
2 2
Ácido Hipobromito Hipobromito
Hipobromoso de potasio
HBrO (BrO) K KBrO 5H O KBrO 5H O
• 210 H O22 4 4 4 22
(1; 2)Bitelurato Bitelurato de cobre (II)
decahidratado
H TeO HTeO Cu Cu H Te O 10H O
• 5
4 4 4 5(2;4) (1;3)
Permanganato doblede aurico plumboso
HMnO MnO Pb ; Au AuPb MnO
• 2 4 2 4 2 44 4
Fosfato diácidode amonio
H PO H PO NH NH H PO
Ejercicios
Hallar las fórmulas de:
• Iodato Crómico: _______________________ • Bisulfito ferroso: ______________________________
• Clorito (doble) Aurico de Plata: ___________ • Fosfato diacido de amonio: _____________________
• Piroantimonito cobaltoso: ________________ • Silicato de estroncio trihidratado: ________________
• Cromato de potasio pentahidratado: _______ • Nitrito (doble) de calcio crómico: ________________
• Peroxo Carbonato de Aluminio Dibásico:_____
Nomenclatura moderna de las sustancias
Fórmula Según la IUPAQ Según Stock
CO Monóxido de carbono Óxido de carbono (II)
CO2 Dióxido de carbono Óxido de carbono (IV)
C2O5 Pentaóxido de dicloro Óxido de cloro (V)
Fe(OH)2 Dihidroxido de hierro Hidróxido de hierro (II)
Fe(OH)3 Trihidroxido de hierro Hidróxido de hierro (III)
Fe2(SO4)3 ............................... Sulfato de hierro (III)
PC3 Tricloruro de fósforo Cloruro de fósforo (III)
PC5 Pentacloruro de fósforo Cloruro de fósforo (V)
IF5 Pentafluoruro de yodo Fluoruro de yodo (V)
C3N4 Tetranitruro de tricarbono Nitruro de carbono (IV)
Ácidos especialesSon aquellos cuya nomenclatura y naturaleza no está definido, puede ser considerado como compuesto inorgánico
u orgánico.Fórmula Ácido Anión
HCN Cianhídrico CN- : Cianuro
HCNO Cianico CON- : Cianato
HCNS Tiocianico CNS-: Tiacianato
H4Fe(CN)6 Ferrocianhídrico Fe(CN)64-: Ferrocianuro
H3Fe(CN)6 Ferricianhídrico Fe(CN)63-: Ferricianuro
HN3 Nitrihídrico N-3: Azida
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Ejemplo:
• Cianuro Aurico:3
3CN Au Au(CN)
• Cianato (doble) de Plata y Zinc: _____________
• Ferrocianuro diácido cobaltoso dihidratado:
____________________________________
• Azida platinoso monobásico ________________
• Ferricianuro (doble) cúprico niquélico ________
B. Cationes poliatómicos especiales
(oxocationes)
Resultan de extraer todos los grupos (OH) de lafórmula del oxiácido.
Ejemplo:
• 3 2 ÁcidoNítrico
HNO NO : Nitroilo o dioxo nitrógeno (V)
• 2 ÁcidoNítrico
HNO NO : Nitrosilo o monoxonitrogeno (III)
• 22 4 2
ÁcidoSulfúrico
H SO SO : Sulfonilo o sulforilo o dioxoazufre
(VI)
• 22 3
ÁcidoSulf uroso
H SO SO : Sulfunilo o tionilo o monoxoazufre
(IV)
• 4 3 Ácido
Puclórico
HC O C O : Perclorilo o trioxocloro (VII)
• 3 2 ÁcidoClórico
HC O C O : Clorilo o dioxocloro (V)
• 2 ÁcidoClórico
HC O C O : Clorosilo o monoxocloro (III)
• 22 3
ÁcidoCarbónico
H CO CO : Carbonilo o ______________
• 22 4 2
ÁcidoSelénico
H SeO SeO : Selenonilo ____________
• 22 3
ÁcidoSelenioso
H SeO SeO : Seleninilo _____________
• 33 4
ÁcidoFosfórico
H PO PO : Fosfonilo ________________
C. Nombres comerciales o comunes
– Al2O3 Corindón
– CaO Cal viva
– Fe2O3 Hematita
– Fe3O4 Magnetita
– Pb3O4 Minio
– Na2O2 Oxilita
– CO2(s) Hielo seco
– SiO2 Silice o cuarzo
– N2O Gas hilarante
– Ca(OH)2 Cal apagada o muerta
– Mg(OH)2(ac) Leche de magnesia
– KOH Potasa caústica
– NaOH Soda caústica
– H2SO4 Aceite de vitriolo – NaCl Halita o sal gema
– Ag2S Argentita
– ZnS Blenda o esfalerita
– FeS2 Pirita
– CuFeS2 Calcopirita
– PbS Galena
– NaCO Lejía
– CaCO3 Caliche
– Hg2C2 Galomel
– CuS Covelita
– Na2CO3 Sosa
– CaCO3 Calcita
– CaMg(CO3)2 Dolomita
– Na2CO3 • 10H2O Sal de Glauber
– KNO3 Salitre
– NaAl(SO4)2 . 12 H2O Alumbre sódico
– KAl(SO4)2 . 12 H2O Alumbre potásico
– PbSO4 Anglesita
– CaSO4 Anhidrita – BaSO4 Baritina
– MgSO4 Magnesita
– MgSO4 • 7H2O Sal de Epson
– CaSO4 • 2H2O Yeso
– CuSO4 • 5H2O Calcantita
– (NH4)2Fe(SO4)2 • 6H2O Sal de Mohr
– Fe4[Fe(CN)6]3 Azul de Berlin
– Fe3[Fe(CN)6]2 Azul de Turnbull
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– Ca3(PO4)2 Fosforita
– Na2B4O7 • 10H2O Borax
– Mg(HSi2O4(O2))2 Talco
– (MgFe)2(SiO4) Oxilina
– AlFe2(SiO4)2 Topasio
– Be3 Al2(Si6O18) Berilo – CaMgSi2O6 Diopsita
– Mg6(OH)8(Si4O10) Serpentina
– KAlSi3O8 Ortosa
– Na2(Al2Si3O10) • 2H2O Natrolita
1. Aleación
Es la unión de 2 o más metales, a elevadas tem-peraturas, (excepcionalmente o alguno no me-tálico) tal que lleguen a su punto de fusión.
Son mezclas homogéneas o soluciones sólidas.
Ejemplo:
Bronce : Cu y Sn
Latón : Cu y Zn
Nicróm : Ni y Cr
Acero inoxidable : Fe, Cr, C
2. Amalgama
Es una mezcla homogénea producida al disolvercualquier metal pulverizado en, mercurio líquido,todo a condiciones ambientales.
Ejemplo:
Amalgama de plata : (Hg, Ag)
Amalgama de oro : (Hg, Au)
Amalgama de platino : (Hg, Pt)
Amalgama de estaño : ( , )
Amalgama de aluminio : ( , )
Problema 1¿Cuántos enlaces dativos presenta elcompuesto: anhidrido perclórico?
UNI
Nivel fácil
A) 6 B) 7 C) 8D) 9 E) 3
Resolución:
El compuesto será el Cl2O7• Veamos:
2 7 VIIA VIA
Cl O
grupo:
Cl Oy
1º Un oxígeno con 2 cloros:
2º Observamos que tanto el oxígenocomo los claros han cumplido con elocteto, pero todavía faltan 6 oxíge-nos, ellos se colocarán al costado decada cloro mediante enlace dativo.
Osea así:O
ClClOO
OOOO
O
ClCl
O
OO
OO
O enlacedativo( )
Siempre losorbitales solitariosvan acumuladoshacia un mismopunto.
hay 6 enlaces dativos.
Respuesta: A) 6
Problema 2
¿Qué número de oxidación no puede
presentar el fósforo?
UNI
Nivel intermedio
A) 1 B) –3
C) 2 D) –1
E) 3
Resolución:
Sabemos que el fósforo es del grupo
5A, ello implica que tiene 5 electrones
en su última capa y para cumplir con el
octeto de Lewis debe ganar 3e –, en
consecuencia (N.O. = –3) luego sus
posibles valencias son: 1, 3 y 5 (por
ser del grupo V A) y sus N.O. serán
+1, +3 y +5, luego cuando el fósforo
es neutro su N.O. = 0.
posibles N.O. (P) = –3; 0, +1, +3 y +5
el P no presenta N.O. = –1
Respuesta: D) –1
Problema 3
Indique cuáles de las siguientes parejas
[fórmula = nombre] son correctas:
I. MnO2 = óxido de manganeso (IV)
II. N2O4 = tetróxido de dinitrógeno
III. HBrO = ácido bromoso
UNI 2010 - II
A) Solo I
B) Solo II
C) So lo III
D) I y II
E ) II y III
Resolución:
Operación del problema
I. Verdadero
Mn(2,3) Metal4
2Mn(4, 6, 7) No Metal MnO
Nomenclatura ÓxidoStock manganeso(IV)
II. VerdaderoN2O4 Tetróxido de dinitrógeno
(nomenclatura sistemática)
III. Falso1
Br(1,3,5,7) HBrO
ácido hipobromoso (nomenclatura
clásica)
Respuesta: D) I y II
PROBLEMAS RESUELTOS
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60LIBRO UNI QUÍMICA
REACCIONES QUÍMICAS
QUÍMICA
Una reacción química
no es algo que hay
que localizar trabajo-
samente, para placer
del ciéntifico; es algo
que "Esta ahí", alre-
dedor de cada indivi-
duo. El cuerpo mismo
es un vi-vero de reacciones; miles de ellas se desarrollan
en todas y cada una de las funciones fisiológicas del ser
vivo, continúan cuando muere y prosiguen más alla de
su mineralización.
No solo sus propias reacciones están al alcance de la
mente inteligente. Cada objeto que usa, cada opera-
ción que realiza, cada sistema que contempla contiene
grandes cantidades de reacciones químicas en pleno
desarrollo. Hasta las cosas aparentemente más inanima-
das se encuentran en constante transformación.
En la cocina de cada casa se quema carbón, gas, madera
u otro combustible, se hidrolizan los carbohidratos, se
hidro-genan los aceites, se oxida la mantequilla, se dege-
neran las proteínas. En un automóvil, combustiona la
gasolina también el caucho en las frenadas, se sulfata y
se oxida el plomo, se oxidan los metales, se transforman
los pigmentos de las pinturas, se decoloran las tapicer ias.
Las sustancias que ocupan la superficie de tierra se ox i-dan y carbonatan bajo la acción de los componentes
del aire, las aguas saladas de los mares atacan a los bu-
ques y a los componentes de las costas, oxidan, cloran
y disuelvan.
No hay sistema en reposo absoluto. El dinamismo es ca-
racterística fundamental, todo evoluciona sin parar. Todas
las sustancias que diariamente utilizamos son productos
de reacciones químicas actuales o remotas, espontáneas
o provocadas.
I. REACCIONES QUÍMICAS
Es aquel proceso de transformación de una o más sus-
tancias a una o más sustancias diferentes, donde se tie-
ne lugar a considerables cambios en la composición quí-
mica de las sustancias reaccionantes.
En el siguiente cuadro se muestra una reacción química
como es la descomposición del clorato de potasio.
A. Características
• Las sustancias que dan inicio al proceso se deno-
minan "reactantes", reactivos o reaccionantes",
mientras las sustancias formadas se denominan
como "productos o resultantes".
• Los productos son obtenidos debido a ruptura de
enlaces químicos en los reactantes y posterior
reordenamiento de átomos o iones en la formaicón
de estos productos.
• Las reacciones químicas solo ocurren por medio
de "choques efectivos" los cuales son choques
entre moléculas, átomos o iones de los reactantes
con adecuada orientación y considerable conte-
nido energético.
DESARROLLO DEL TEMA
8/9/2019 15. Química
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REACCIONES QUÍMICAS
61LIBRO UNI QUÍMICA
• Las cantidades de los reactantes intervienen pro-
porciones definidas. Lo mismo se manifiesta en-
tre las cantidades obtenidas de los productos.
• Se manifiestan cambios energéticos, mediante la
absorción o emisión de luz, calor, energía eléctrica.
• En estos procesos se considera correcta la ley
de la conservación de la masa.
B. Ecuación química
Es aquella expresión empleada para presentar a las
reacciones químicas, la cual nos brinda información
cuantitativa y cualitativa de las sustancias involucradas
en el núcleo. Para el proceso graficado en la figura
N°1, la ecuación correspondiente es:
2MnO3(s) (s) 2(g)2KClO 2KCl 3O
Las ecuaciones químicas representan un lenguaje
muy preciso y también muy versátil, que describe
los cambios químicos; pero:
¿Cómo escribir las ecuaciones químicas?
1. Se determinan la correcta identidad de los reac-
tantes y productos. Este paso incluye experimen-
tación en el laboratorio.
2. Se determinan las fórmulas moleculares correctas
de todas las sustancias moleculares en el proceso.
3. Se traza una flecha ( ) la cual nos va indicar el
sentido de ocurrencia para el proceso. La flecha
significa: se "produce, forma o da".
4. A la izquierda de la flecha se escriben las fórmulas
de los reactantes y se separan por medio de un
signo (+).
5. A la derecha de la flecha se escriben las fórmulas
de los productos y se separan también por medio
de un signo (+).
6. Se indica el estado físico de las sustancias utilizando
la siguiente notación:
(g): gas ( ) : desprendimiento de un gas
(s): sólido ( ) : sólido insoluble (precipitado)
( ) : líquido (ac): medio acuoso
7. Arriba o debajo de la flecha se puede anotar
alguna condición necesaria para que la reacción
se lleve acabo (temperatura, presión, calor, ca-talizador, etcétera).
Evidencias de una reacción química
Son cambios que se pueden manifiestar durante el
desarrollo de una reacción química. Aunque no todas
se presentan en una sola reacción, se tiene principal-
mente:
• Cambios térmicos
• Cambios de color
• Cambios en la presión
• Cambios de olor
• Cambios en volumen
• Cambios de sabor
• Desprendimiento de gases
• Formación de precipitados
C. Clasificación
1. Por su naturaleza
• Reacción de adición o combinación
Forma general:
A B AB
Ejemplos:
2H2 + O2 2H2O síntesisN2 + 3H2 2NH3
SO3 + H2O H2SO4
C2H4 + H2 C2H6
CaO + CO2 CaCO3
• De descomposición o análisis
Forma general:
Q AB A B
Ejemplos:
CaCO3 CaO(s) + CO2 -
C3H5 (NO3)3 CO2 + H2O + N2 + O2
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REACCIONES QUÍMICAS Exigimos más!
62LIBRO UNI QUÍMICA
2. Por el grado de sustitución
• Reacción de sustitución o desplazamien-
to simple “sustitución”
Forma general:
A BC AC B
Ejemplos:
Zn + HCl _____________________
Ca + HNO3 _____________________
Na + H2O _____________________
Zn + AgNO3 _____________________
• Reacción de sustitución o desplazamiento
doble (metátesis)Forma general:
AB CD AD CB
Ejemplos:
AgC + H2S _________________
Ca(OH)2 + H2SO4 _________________
Fe(OH)3 + HC O4 _________________
3. Por el número de fases
• Reacción homogénea
Cuando todos los componentes de la reac-
ción están en el mismo estado físico.
Ejemplos:
N2(g) + H2(g) NH3(g)
H2(g) + I2(g) HI(g)
• Reacción heterogénea
Cuando en la reacción se observan dos o más
estados físicos diferentes, para sus compo-
nentes.
Ejemplos:
Fe(s) + O2(g) Fe2O3(s)
C(s) + O2(g) CO2(g)
4. Por el sentido de la reacción
• Reacción irreversible o completa, es aquella
que va en un sólo sentido ( ); sólo el 5%
de las reacciones, son irreversibles.
Ejemplos:
Ca(OH)2(ac)+H2SO4(ac) CaSO4(s)+H2O(l)
C3H8(g) + O2(g) CO2 -+ H2O(l)
• Reacción reversible: o incompleta o limi-
tada, va en dos sentidos ( ) el 95% de las
reacciones son reversibles.
Ejemplos:
PC 5 PC 3 + C 2
N2 + H2 NH3
5. Por la transferencia de energía
• Reacción exotérmica
Es aquella donde la energía de los productos
es menor que la energía de los reactantes,
lo que significa que dicha reacción ha libera-do energía; se le conoce porque el medio
que lo rodea se siente más caliente luego de
la reacción.
– Complejo activado (AB): En realidad
antes de producirse la reacción final los
reactantes chocan o se pegan en un tiem-
po pequeño, a la unión de estos reactan-
tes se llama complejo activado (AB).
– Sea la reacción siguiente:
En una etapa: A + B C + D
Dividiendo en dos etapas:
1. A + B AB Complejo Activado
2. AB C + D Segunda etapa
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REACCIONES QUÍMICAS
63LIBRO UNI QUÍMICA
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Veamos gráficamente:
HAB
HR
HP
AB
Hr Hd
Ha
Avance dela reacción
o
H ( )kcal/mol
Donde:
HR : Energía de los reactantes.
H AB : Energía del complejo activado.
HP : Energía de los productos.
Ha : Entalpía de activación.
Hd : Entalpía de descomposición.
Hr : Entalpía de reacción.
Analicemos:
– Ha: H AB – HR ( Ha > 0 )
– Hd: HP – H AB ( Hd < 0 )
– Hr: HP – HR ( Hr < 0 )
Notación de una reacción exotérmica
– A + B C + D + 2,3 kcal/mol
– A + B C + D; Hr = –2,3 kcal/mol
– 2A + 2B 2C + 2D; Hr = –4,6 kcal/mol
– A B C D2 2 2 2 Hr = –1,15 kcal/mol
• Reacción endotérmica
Es aquella donde la energía de los productos
es mayor que la de los reactantes, debido a
que ha ganado o absorbido calor del medio
externo razón por la que después de la reac-
ción este medio externo se siente más frío.
Sea la reacción:
A + B C + D
Veamos gráficamente:
HAB
HP
HR
o
H ( )kcal/mol
Ha
Hd
Hr
AB
A+B
Reacción
Donde:
• Ha = H AB – HR ( Ha > 0)
• Hd = HP – H AB ( Hd < 0)
• Hr = HP – HR ( Hr > 0)
Notación de una reacción endotérmica
• A + B + 1,8 kcal/mol C + D
• A + B C + D; Hr = 1,8 kcal/mol
6. Reacción de combustión
Es una reacción de oxigenación muy violenta
(rápida), con desprendimiento de luz y calor y
también de fuego, si la reacción se da con ex-
ceso de oxígeno tal que se queme completa-
mente el combustible esto se llama de combus-
tión completa, en cambio si la reacción se da
con defecto de oxígeno esta será combustión
incompleta.
• Combustión completa
Se quema totalmente el combustible.
Ejemplos:
• C3H8 + O2 CO2 + H2O + fuego azul
• C2H2 + O2 CO2 + H2O + fuego azul
• H2 + O2 H2O + fuego azul
• 2 2C O CO fuego azul
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64LIBRO UNI QUÍMICA
Problema 1
Respecto a los siguientes procesos:
I. Sublimación del yodo.
II. Fermentación del jugo de uva.
III. Corrosión del clavo.
Indicar cuales corresponden a reaccio-
nes químicas.
UNI
Nivel fácil
A) Solo IB) I y II
C) II y III
D) Solo III
E) Solo II
Resolución:
I. Falso
La sublimación del yodo es un proce-
so físico se manifiesta un cambio de
sólido a vapor.
II. Verdadero
La fermentación del jugo de uva
genera una bebida con contenido
de alcohol etílico, lo cual corres-
ponde a un cambio químico el cual
ocurre por medio de una reacción
química.
III. Verdadero
La corrosión del clavo implica la for-
mación de óxido mediante reac-
ción química.
Respuesta: C) II y III
Problema 2
Indique una reacción de descomposión.
UNI
Nivel intermedio
A) 4 2 2 2CH O CO H O
B) 2 2 2H O H O
C) 6 12 6 2 5 2C H O C H OH CO
D) 3 2 2 2NH O NO H O
E) 2NaOH HCl NaCl H O
Resolución:
Reacción de descomposición:
unreactante A B ...
6 12 6 2 5 2
unreactante
C H O C H OH CO
Respuesta: C) 6 12 6 2 5 2C H O C H OH CO
• Combustión incompleta
No se quema todo el combustible.
Ejemplos:
C3H8 + O2 CO + H2O + fuego amarillo
C3H8+O2 CO+C+H2O + fuego amarillo
7. Por la transferencia o no de electrones
• Reacción de no Redox
Aquella donde no hay ganancia ni perdida
de e , osea no hay cambio en el N.O. de
sus elementos.
Ejemplos:
– AgC + H2S Ag2S + HC (metátesis)
– SO3 + H2O H2SO4 (de hidrólisis)
– NaOH + HC NaC + H2O (de neutralización)
• Reacción de Redox
Aquella que contiene uno o más elementos
cuyo N.O. varían. Puede ser de 3 clases:
– Reacción de redox intermolecular
Aquella donde los agentes oxidante y re-
ductor, caen en moléculas diferentes.
Ejemplos:
– Reacción de redox intramolecular
Aquella donde los agentes: oxidante y re-
ductor, caen en la misma molécula o fórmula.
Ejemplo:
– Reacción de desproporcionación o dis-
mutación (Autoredox): Aquella en don-
de de la misma sustancia, algunas molé-
culas se oxidan y otras se reducen.
Ejemplo:
problemas resueltos
8/9/2019 15. Química
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REACCIONES QUÍMICAS
65LIBRO UNI QUÍMICA
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Problema 3
Respecto al siguiente proceso químico:
(s) (ac) 2(ac) 2(g)Zn HCl ZnCl H
I. Es un proceso redox.
II. Es una reacción de descomposición.
III. Es una reacción homogénea.
UNI
Nivel intermedio
A) Solo I
B) Solo II
C) II y III
D) I y II
E) I y III
Resolución:
Es un proceso redox y de desplaza-miento simple.
Respuesta: A) Solo I
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66LIBRO UNI QUÍMICA
BALANCE DE ECUACIONESQUÍMICAS
QUÍMICA
I. BALANCE DE ECUACIONES QUÍMICASEs el equilibrio cuantitativo de la cantidad de átomos
que entran y salen, para cada clase de elemento quí-
mico, en una ecuación química. Ello se logra colocan-do un coeficiente mínimo entero en la parte izquierda
de cada fórmula de la ecuación.
II. MÉTODOS PARA BALANCEAR UNA ECUACIÓN QUÍMICA
A. Método de simple inspección (Tanteo)
Pasos a seguir:
1.o: Se balancean los metales
2.o: Se balancean los no metales
3.o: Se balancean los hidrógenos
4.o: Se balancean los oxígenos
Ejercicios:
Balancear por tanteo las siguientes ecuaciones.
1. N2 + H2 NH3
2 . Fe + S8 Fe2S3
3. C6H12O6 CO2 + C2H5OH
4. CO2 + H2O C6H12O6 + O2
5. Al + HCl AlCl 3 + H2
6. C4H10 + O2 CO2 + H2O
7. FeS2 + O2 Fe2O3 + SO2
8. C3H5(NO3)3 CO2 + H2O + N2 + O2
9. Ca3(PO4)2+SiO2+C CaSiO3+CO+P4
10.(NH4)3PO4.12MoO3+NaOH Na2MoO4 +(NH4)2
MoO4+(NaNH4)HPO4+H2O
1. Número o estado de oxidación (N.O.)
Es la carga real o aparente que adopta un átomo al
enlazarse químicamente con otro. Puede ge-nerarse
por compartición o transferencia de electrones y su
valor puede ser cero, positivo o negativo.
Representación:
: N.O. individual de
un átomo de E
: Carga totalde E
x
Ennx
2. Reglas para hallar el N.O. de un elemento
en una sustancia
• Todo metal alcalino siempre actúa con N.O = + 1,
en cualquier compuesto
• Todo metal alcalino térreo siempre actúa con
N.O = + 2, en cualquier compuesto
• El hidrógeno siempre actúa con N.O = +1, menos
en un Hidruro metálico donde su N.O = – 1.
• El oxígeno tiene N.O = – 2, excepto en el OF2
(N.O = + 2) y en peróxidos (N.O = – 1).
• En toda sustancia simple, (esto es, estado no
combinado) su elemento tiene N.O. que es
igual a cero.
• En todo compuesto neutro la suma de los
N.O. de todos los elementos es igual a cero.
• En un ión poliatómico, la suma de los N.O. de
todos sus elementos debe ser igual a la carga
neta del ión.
• Si en un compuesto hay 2 elementos de N.O.
desconocidos, entonces se asume que el ele-
mento menos electronegativo tiene N.O. positivoy el más electronegativo tiene N.O. negativo,
para ello se aplica el cruce de subíndices.
Ejemplos:
"x" representa el N.O. de los elementos señalados.
Hallar "x; y; z".
•x
2C __________________________
•x
8S ____________________________
DESARROLLO DEL TEMA
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8/9/2019 15. Química
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BALANCE DE ECUACIONES QUÍMICAS Exigimos más!
68LIBRO UNI QUÍMICA
1. En medio ácido balancear y hallar la suma de
coeficientes:
• Cr2O72 – + Fe2+
Cr3+ + Fe3+
_________________________________
• 4MnO_
+ HCOO – Mn2+ + CO2
_________________________________
• I – + CO32 – HCHO +
4IO
_
_________________________________
• MnO4 – + H2S Mn2+ + S
_________________________________
• I – + 4 2IO I
____________________________________
• MnO4 – + H2O2 Mn2+
_________________________________
• Cr2O72 – + NO2 Cr3+ + NO3
–
_________________________________
• C6H5CHO + Cr2O7= C6H5COOH
_________________________________
• CNS – + NO3 – NO + CO2 + SO4
2 –
_________________________________
• As2S3+ 3C O
_
Cl –+2 4
H AsO- + SO4
2 –
__________________________________
2. En medio básico o alcalino balancear y hallar el
coeficiente del oxidante y/reductor.
• N2O4 + Br – NO2 – + BrO3
–
_________________________________
• I2 I – + IO3 –
_________________________________
• C2H4 + MnO4 – MnO2 + C2H5O2
_________________________________
• MnO2 + O2 4
MnO_
_________________________________
• CrO42 – + 3HSO Cr(OH)4
– + S2O82 –
_________________________________
• P4 _
2 2H PO + PH3
_________________________________
• 4Cr(OH) + 3IO
I – + CrO42 –
_________________________________
• NH3 + CrO42 – NO3
– + Cr3+
_________________________________
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BALANCE DE ECUACIONES QUÍMICAS
69LIBRO UNI QUÍMICA
Exigimos más!
Problema 1
Balancear la siguiente ecuación redox:
2(s) 3(ac) 3(ac) 2(g) 2 ( )I HNO HIO NO H O
y determine la suma de coeficientes
estequiométricos de los productos:
UNI
Nivel fácil
A) 16 B) 14
C) 11 D) 7
E) 5
Resolución:
Asignamos los estados de oxidación a
cada átomo:
reemplazando los coeficientes de los
iones en la ecuación global y comple-
tando por tanteo:
2 3 3 2 2I 10HNO 2HIO 10NO 4H O
coeficientes de productos = 2 + 10
+ 4 = 16
Respuesta: A) 16
Problema 2
Balancear la siguiente ecuación redox,
en medio ácido:
24(ac) (ac) (ac) (ac) 2( )MnO Br H Mn Br
Calcular la suma de todos los coeficien-
tes estequiométricos de la ecuación
iónica balanceada.
UNI
Nivel intermedio
A) 20 B) 28 C) 37
D) 43 E) 48
Resolución:
Escribimos cada semireacción por se-
parado.
coeficientes totales = 43
Respuesta: D) 43
Problema 3
Balancear la siguiente ecuación de
oxidación–reducción(rédox) en medioalcalino.
2(g) (ac) (ac) 3(ac) 2 ( )Cl KOH KCl KClO H O
y determinar que coeficiente corres-
ponde al KCl, KClO3 y H2O respectiva-
mente:
UNI
Nivel intermedio
A) 4; 1; 1 B) 6; 3; 3 C) 8; 2; 5
D) 5; 1; 3 E) 12; 3; 7
Resolución:
Podemos realizar el balance en forma
iónica:
25.(Cl 2e 2Cl )
Simplificando:
Reemplazando:
2 3 23Cl 6KOH 5KCl 1KClO 3H O
Respuesta: D) 5; 1; 3
problemas resueltos
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70LIBRO UNI QUÍMICA
ESTADO SÓLIDO Y LÍQUIDO
QUÍMICA
ESTADO SÓLIDO
Es todo material que a temperatura ambiente adopta forma
y volumen definido, debido a que entre sus partículas com-ponentes, la fuerza de cohesión es mayor que la fuerza derepulsión.
I. OTRAS CARACTERÍSTICAS• Son incompresibles y rígidos al calentarlos, la mayoría
de ellos se dilatan aumentando su volumen.• Si se reduce bruscamente la temperatura en ellos,
(T 70ºC) cambiarán al estado ultrafrío.• Sus partículas componentes solo poseen movimiento
vibratorio por lo que su difusión es muy lenta (en años)o nula.
• Su entropía es muy baja.
II. CLASES DE SÓLIDOSPueden ser amorfos y cristalinos.
A. Sólidos amorfos
Son aquellos sólidos que en su estructura interna;sus partículas no presentan una geometría definida,por la presencia de impurezas; algunas las llamantambién "líquidos sobreenfriados".
Ejemplo:
El vidrio, brea, plásticos, etc.
Propiedades generales
• No poseen punto de fusión definido.• Son isotrópicos ya que en cualquier dirección
algunas propiedades físicas son iguales.• Por lo general son mezclas y no sustancias.
B. Sólidos cristalinos
Están formados por partículas discretas que siguenuna distribución ordenada tal que el conjunto ad-quiere una geometría espacial definida.
Propiedades generales
• Poseen punto de fusión definido.• Son anisotrópicos osea algunas de sus propie-
dades físicas dependen de la dirección en la queson medidas.
• Isomorfismo: cuando sustancias diferentes cris-talizan en el mismo sistema. Ejemplo:NaC: Sistema cúbicoHierro: Sistema cúbico
• Polimorfismo: cuando una misma sustancia sepuede presentar en 2 o más formas cristalinasdiferentes.Ejemplo:
CaCO3 (romboedrico): CalcitaCaCO3 (ortorrómbico): Aragonita
Clases de sólidos cristalinos
DESARROLLO DEL TEMA
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71LIBRO UNI QUÍMICA
ESTADO SÓLIDO Y LÍQUIDO
Un líquido es un fluido cuyo estado es intermedio entre el
sólido y gas, posee forma variable y volumen definido,
además entre sus moléculas las fuerzas de cohesión yrepulsión son equivalentes.
I. CARACTERÍSTICAS GENERALES• El desorden molecular o iónico (entropía) es mayor
que en un sólido pero menor que el de un gas.
• La Ec molecular es directamente proporcional a la
temperatura.
• Son isotrópicos, su grado de compresibilidad es
muy pequeña (despreciable).
II. PROPIEDADES INTENSIVAS
A. Presión de vapor de un líquido o tensión de
vapor
Es el conjunto de choques de las moléculas del
vapor contra las paredes del recipiente que lo
contiene, a cierta temperatura. Se mide cuando
los procesos de condensación y evaporación están
en equilibrio.
B. Punto de ebullición
Es la temperatura a la cual hierve un líquido y elloocurre cuando la presión de su vapor iguala a lapresión externa sobre la superficie líquida.La ebullición es un proceso violento donde toda lamasa líquida pasa a l estado de vapor, sin cambiar latemperatura (mientras que haya líquido).
La ebullición normal
Es la temperatura a la cual la presión de vapor es 1 atm ó760 mmHg. A mayor altitud en la tierra: menor pre-sión atmosférica, entonces menos temperatura deebullición.
Observación:
En Lima los frijoles cuecen mejor que en Huancayo.
ESTADO LÍQUIDO
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72LIBRO UNI QUÍMICA
ESTADO SÓLIDO Y LÍQUIDO
C. Viscosidad ( )
Es la resistencia que ofrece la capa de un líquido a
fluir sobre otra adyacente. Esta depende de la fuer-
zas intermoleculares, de la forma y tamaño de las
moléculas.
Por lo general:
gassólido líquido
Sean 2 capas adyacentes de un líquido de área"A", donde una de las capas se deslizan con unafuerza "F" a una rapidez o velocidad v.
Unidades en el sistema c.g.s.
2
2
cmg • cmgs poise (p)
cm cm• s• cms
Tabla de viscosidad de algunoslíquidos y gases
A 20 ºC y 1 atm de presión
D. Tensión superficial ( )
Es la medida de la fuerza elástica por unidad delongitud, que actúa en una superficie líquida.
También se dice que es la energía requerida paraexpandir la superficie de un líquido, cierta unidadde área.
Unidades:2 2
ergN dina J; ; ;m cm cm m
La tensión superficial ( ) se debe a la fuerza resul-tante que presentan las moléculas en la superficiedel líquido que las atraen hacia el interior, formandouna especie de capa o película. Esto explica el por
qué ciertos insectos pueden caminar o cuerpos li-vianos (aguja o guilletts) pueden permanecer flo-tando en la superficie del agua.
• Por la tensión superficial las fuerzas intermo-leculares tratan de reducir el área superficial a laforma esférica.
Ejemplo:
Gotas de Hg y agua.
Tabla de tensión superficial de algunos líquidos a20 °C.
Factores que afectan la tensión superficial
• A mayor temperatura, menor tensión superficial.
• La presencia de iones en un líquido polar, au-menta la tensión superficial.
• La presencia de sustancias tensoactivas (jabóny detergente) disminuyen la tensión superficial.
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73LIBRO UNI QUÍMICA
ESTADO SÓLIDO Y LÍQUIDO
DIAGRAMA DE FASES Y CURVA DECALENTAMIENTO Y ENFRIAMIENTO
I. CURVAS DE CALENTAMIENTO Y ENFRIA-MIENTO
En el laboratorio, se puede tomar una muestra sólidade una sustancia pura y registrar cada minuto su tem-
peratura mientras se calienta a una velocidad constan-
te. Los datos se pueden usar luego para trazar una
gráfica de temperatura en el eje de las ordenadas con-
tra el tiempo de calentamiento, en el eje de las abscisas.
Conforme se calienta la muestra sólida, se observa que
la temperatura sube de manera regular hasta que co-
mienza la fusión y permanece mientras que toda la
muestra sólida se convierta en sustancia líquida. Si la
muestra está en un recipiente cerrado, el vapor no
podrá escapar y su temperatura comenzará a elevarse
otra vez, si se continúa el calentamiento, después dela temperatura de ebullición, produciéndose vapor
sobrecalentado, como es el caso que ocurre en una
olla de presión.
Curva de calentamiento del hielo hasta su conversiónen vapor de agua desde –25 °C hasta +125 °C.
II. DIAGRAMA DE FASESEl equilibrio entre un líquido y su vapor no es el único
equilibrio dinámico que puede existir entre los estados
de agregación de la materia. En condiciones apropia-
das de temperatura y presión, un sólido puede estar
en equilibrio con su estado líquido o incluso con su
fase de vapor. Un diagrama de fases es una forma grá-
fica de resumir las condiciones en las que existen equi-
librios entre los diferentes estados de agregación de la
materia, y también nos permite predecir la fase de una
sustancia que es estable a determinadas condicionesde temperatura y presión. La forma general de undiagrama de fases para una sustancia que exhibetres fases. El diagrama contienen tres curvas impor-tantes, cada una de las cuales representa las condi-ciones de temperatura y presión en las que las dis-tintas fases pueden coexistir en equilibrio.
• La línea de A y B es la curva de presión de vapordel líquido; representa el equilibrio entre las faseslíquida y gaseosa. El punto de esta curva en elque la presión de vapor es de 1 atm es el puntode ebullición normal de la sustancia. La curva depresión de vapor termina en el punto crítico. (B),que es la temperatura crítica y la presión crítica de
la sustancia. Más allá del punto crítico, no es posibledistinguir las fases líquida y gaseosa.
• La línea de A a C representa la variación de lapresión de vapor del sólido al sublimarse adiferentes tem-peraturas.
• La línea de A a D representa el cambio del puntode fusión del sólido al aumentar la presión, estalínea suele tener una pequeña pendiente haciala derecha al aumentar la presión. Para la mayorparte de las sustancias, el sólido es más densoque el líquido; por tanto, un aumento de la pre-sión por lo regular favorece la fase sólida, más
compacta.Por ello, se requieren temperaturas más altas parafundir el sólido a presiones más altas. El puntode fusión de una sustancia es idéntico a su pun-to de congelación. La única diferencia entre losdos es la dirección en que debe cambiar la tem-peratura para que se efectúe el cambio de fase.El punto de fusión a 1 atm es el punto de fusiónnormal.
El punto A, donde se intersecan las tres curvas,se conoce como punto triple. A esta tempera-tura y presión las tres fases coexisten en equilibrio.
Cualquier otro punto de las tres curvas representaun equilibrio entre dos fases. Cualquier punto deldiagrama que no cae, en una línea, corresponde acondiciones en las que solo está presente una fase.
Cabe señalar que la fase gaseosa es la fase estable abaja presión y alta temperatura, las condiciones enlas que la fase sólida es estable se extienden a tem-peraturas bajas y presiones altas. El intervalo de es-tabilidad de los líquidos está entre las otras dos re-
giones.
8/9/2019 15. Química
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74LIBRO UNI QUÍMICA
ESTADO SÓLIDO Y LÍQUIDO
Problema 1
Para los siguientes compuestos en loscuales su presión de vapor en torr seindica entre paréntesis:
H2O(17, 53) CH3COOH(11,7)C6H6(74,7) CH3CH2OH (43,9)
¿Qué líquido tiene menor temperaturade ebullición?
UNI 90
Nivel fácil
A) Agua
B) Ácido acético
C) Benceno
D) Alcohol etílico
E) Todos tienen igual temperatura deebullición.
Resolución:
El punto de ebul l ic ión de un
compuesto es la temperatura a la cual
la presión de vapor de la sustancia se
iguala a la presión atmosférica.
Por lo que el benceno (C6H6) al tener
mayor presión de vapor llegara más
rápido a la ebullición esto por estar más
cerca a la presión atmosférica.
Respuesta: C) Benceno
Problema 2
Determinar cuál o cuáles de las siguien-
tes sustancias es o son solubles en agua:
I. Metanol, CH3OH
II. Tetracloruro de carbono, 4CC
Forma general de un diagrama de fases de un sistema
que exhibe tres fases: gas, líquido y sólido.
III. TEMPERATURA Y PRESIÓN CRÍTICASLos gases se pueden licuar comprimiéndolos a una
tem-peratura apropiada. Al aumentar la temperatu-ra, los gases se vuelven más difíciles de licuar porque
sus moléculas tienen mayor energía cinética.
Para cada sustancia, existe una temperatura por enci-
ma de la cual el gas no puede licuarse, independiente
de la presión que se aplique.
La temperatura más alta en la que una sustancia pue-
de existir como líquido es su temperatura crítica. La
presión crítica es la presión que debe aplicarse para lo-
grar la licuefacción a esta temperatura crítica, cuanto
más intensas sean las fuerzas de atracción
intermoleculares, más fácil será licuar un gas. Y por tan-
to, más alta será la temperatura crítica de la sustan-
cia. Las temperaturas y presiones críticas de la sus-
tancia, a menudo, tienen una importancia considera-
ble para los ingenieros y otras personas que trabajan
con gases porque proporcionan información acerca
de las condiciones en que los gases se licuan. A
veces, nos interesa licuar un gas; otras veces quere-
mos evitar licuarlo. Es inútil tratar de licuar un gas
aplicando presión, si el gas está por encima de sutemperatura crítica. Temperaturas y presiones críti-
cas de algunas sustancias selectas.
PROBLEMAS RESUELTOS
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8/9/2019 15. Química
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76LIBRO UNI QUÍMICA
UNIDADES QUÍMICAS DE MASA
QUÍMICA
I. UNIDAD DE MASA ATÓMICA (uma)
Se define como la doceava parte de la masa del isótopo
del carbono –12, al cual se le ha asignado la masa de12 uma.
12 2411 u.m.a masa de unátomo de C 1,66 10 g
12
II. MASA ATÓMICA RELATIVA (mA)
Indica las veces que la masa de un átomo está contenida
en la masa de otro. Se calcula dividiendo la masa de un
átomo de cierto elemento entre la doceava parte dela masa del isótopo del carbono –12.
12
masa de un átomo (E)m.A(E)1 masa de un átomo C12
Las masas atómicas se expresan en uma.
La masa atómica relativa carece de unidades.
III. MASA ATÓMICA PROMEDIO
Esta masa atómica se obtiene de un promedio pon-
derado, usando los isótopos de un elemento.
1 A
Z%1aE
2 A
Z%2aE
3 A
Z%3aE
(E) 1 1 2 2 3 3mA A a A a A a
100 Aproximada
Donde:
A1, A2 y A3: números de masa.
a1%, a2% y a3%: porcentajes de abundancia.
Escala de masas atómicas de los principales
elementos
DESARROLLO DEL TEMA
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77LIBRO UNI QUÍMICA
UNIDADES QUÍMICAS DE MASA
IV. MASA MOLECULAR (M)
Es la suma de las masas atómicas de los átomos pre-
sentes en un compuesto covalente molecular.
Ejemplo
H2O M = 2(1) + 1(16) = 18 uma
HNO3 M = 1(1) + 1(14) + 3(16) = 63 uma
V. MASA FÓRMULA O PESO FÓRMULA (P.F)
Es la suma de masas de los átomos presentes en un
compuesto iónico.
Ejemplo:
NaC P.F = 1(23) + 1(35,5) = 58,5 uma.
Ca(OH)2 P.F = 1(40) + 2(16) + 2(1) = 74 uma.
VI. CONCEPTO DE MOL
Es una unidad que se utiliza para expresar la cantidadde una sustancia. Se representa por el número de Avo-gadro (N A).
23 A1 mol 6,022 10 unidades N
g11umaNa
VII.MASA MOLAR (M)
Es la masa expresada en gramos de una mol de sus-tancia y es numéricamente igual al m.A, M y P.F..
Ejemplo:
1. Elemento m.A MCa 40 uma 40 g/mol
S 32 uma 32 g/mol
2. Molécula M M
H2SO4 98 uma 98 g/mol
C6H12O6 180 uma 180 g/mol
3. Compuesto ióni P.F M
NaCl 58,5 uma 58,5 g/molFe2(SO4)3 400 uma 400 g/mol
VIII.NÚMERO DE MOLES ( n)
A. Para un elemento
Un mol del elemento es numéricamente igual a su
masa atómica expresada en gramos, el cual contie-
ne el N A átomos del elemento.
Ejemplo:
1mol(O) = 16 g = 6,022×1023 átomos de oxígeno.
m.A(O) 16uma
1mol(Ca) = 40 g= 6,022×1023 átomos de calcio.
m.A(Ca) 40uma
A
Númerode átomosmasanm.A. N
B. Para una sustancia molecular
Un mol de una sustancia molecular es numérica-mente igual a su masa molecular expresado en gra-mos, el cual contiene el N A de moléculas.
Ejemplo:
• 1 mol (H2O) =18 g = N A moléculas (H2O)
2M(H O) 18 uma.
• 1 mol (H2SO4)=98 g = N A moléculas (H2SO4)
M(H SO ) 98 uma.2 4
A
Número de moléculasmasanNM
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78LIBRO UNI QUÍMICA
UNIDADES QUÍMICAS DE MASA
Problema 1
Una muestra de glucosa (C6H12O6) con-
tiene 4 x 1022 átomos de carbono.¿Cuántos moles de glucosa contiene
la muestra? Dato: N A = 6,02 x 1023
UNI 2009 - II
A) 6,6 x 10 –3
B) 1,1 x 10 –2
C) 6,6 x 10 –2
D) 1,1 x 10 –1
E) 6,6 x 10 –1
Resolución:
Ubicación de incógnita
Cálculo del # mol de la glucosa (C6H12O6)
Análisis de los datos o gráficos
Sabemos que en 1 mol de C6H12O6 exis-ten:
1 mol C6H12O6 6 mol de átomos (C)
1 mol C6H12O6
6 6,022.1023
áto-mos (C)
n 4 . 1022 átomos (C)
22
234 10n
6 6, 022 20
n = 1,11.10 –2 mol de glucosa
Respuesta: B) 1,11.10 –2 mol de glucosa
Problema 2
¿Cuántos neutrones hay en 92 gramosde sodio, 23
11Na?
Número de avogadro = 6,02 x 1023
UNI 2009 - I
A) 2,41 x 1024
B) 2,65 x 1024
C) 7,22 x 1024
D) 1,38 x 1025
E) 2,89 x 1025
Resolución:
Ubicación de incógnita
Piden el número de neutrones.
Análisis de los datos o gráficos
Datos:
– m(N.A) = 92 g
– NA = 6,02 . 1023
Operación del problema
a) Aplicación de fórmula
Na A
23
m # Átomosnm.A N
92 # Átomos23 6,02.10
b) Solución del problema
# Átomos = 24,08 . 1023
1 átomo de sodio 2311Na posee
12 neutrones.
1 átomo Na 12n0.
24,08 . 1023 átomos Na x.
x = 288,96 . 1023 = 2,89 . 1025
neutrones.
Conclusiones
x = 2,89 . 1025 neutrones.
Respuesta: E) 2,89 . 10 25 neutrones
Problema 3
La balanza más sensible puede indicar
variaciones de 10 –8 g aproximadamen-
te. El número de átomos de oro (mA:
196,97) que habrá en una partícula de
este peso será:
UNI 1992
Nivel intermedio
A) 81,45 10
B) 102,15 10
C) 133, 06 10
D) 156,10 10
E) 248, 24 10
Resolución:
Para los elementos:
A
m #átomosnmA N
= =
8
2310 # átomos
196,976,022 10
13# átomos 3, 06 10
Respuesta: C) 133, 06 10
PROBLEMAS RESUELTOS
8/9/2019 15. Química
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79LIBRO UNI QUÍMICA
ESTADO GASEOSO
QUÍMICA
I. GAS REAL
Es aquel material que existe en forma natural en dicho
estado, además no posee forma ni volumen definido,ya que ello depende del recipiente que lo contiene;
además entre sus moléculas, la fuerza de repulsión, es
mucho mayor que la fuerza de cohesión.
A. Cualidades de un gas real
• Temperatura baja
• Presión alta
• Velocidad y energía cinética de sus moléculas
es alta.
• Volumen de cada molécula es mayor de cero.
• Fuerza de cohesión es mayor de cero.
B. Otras cualidades
1. Expansibilidad
Todo gas trata de ocupar el máximo volumen
que le sea posible independientemente de los
otros gases que lo acompañan.
2. Compresibilidad
Todo gas puede ser fácilmente comprimido a vo-
lúmenes pequeños.
3. Difusión
Todo gas puede pasar de un recinto a otra mez-
clándose con otros gases.
4. Efusión
Todo gas puede pasar a través de orificios pe-
queños de una pared permeable o semipermeable.
II. GAS IDEAL O PERFECTO
Como su nombre lo indica es todo aquel gas hipotético
que cumple con las leyes de Boyle, Charles y Gay-Lussac.
A. Cualidades de un gas ideal
• Temperatura muy alta.
• Presión muy baja.
• Velocidad y energía cinética de sus moléculas
es muy alta.
• Volumen de cada molécula es despresiable.
• Fuerza de cohesión es despresiable.
B. Leyes de los gases ideales
1. Ley de Clausius (Proceso general)
Se cumple cuando la presión, volumen y tem-
peratura varían simultáneamente.
1 1 2 2
1 2
P .V P .V
T T=
1 2
1 1 2 2
P P
P .T P .T=
DESARROLLO DEL TEMA
8/9/2019 15. Química
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80LIBRO UNI QUÍMICA
ESTADO GASEOSO
Exigimos más!
2. Ley de Boyle - Mariotte: (Proceso isotérmico:
T cte). Para una misma masa gaseosa, si la
temperatura es constante, entonces la presión
absoluta es inversamente proporcional con su
volumen.
1 1 2 2P V P V =
3. Ley de Gay – Lussac: (Proceso isocórico, iso-
volumétrico o isométrico: V cte).
Para una misma masa gaseosa si el volumen es cons-
tante, entonces la presión absoluta es directamen-
te proporcional con su temperatura absoluta
.
1 2
1 2
P P
T T=
4. Ley de Jacques Charles: (Proceso isóbárico:
P cte). Para una misma masa gaseosa si la
presión es constante, el volumen es directa-
mente proporcional a su temperatura absoluta.
1 2
1 2
V
T T=
Observaciones:
1. Las fórmulas solo se aplican cuando el gas sea el
mismo y su masa no varíe.
2. La fórmula:
1 2
1 1 2 2
P P
P T P T
=
se puede aplicar cuando la masa del gas varíe.
3. En cualquiera de las fórmulas la P y T deben
estar en unidades absolutas.
4. Si en un problema no nos dicen nada de la
presión o temperatura se supone que éstas son
absolutas y/o normales.
D. Gráficas de gases ideales
Nociones de gráfica
– Si: 1x y k
– Si: x / y k
1. Gráfica P vs V
• P vs V –1
P
V –1
T2
T1
T > T2 1
• P . V vs P
PV
T2
T1
P
T > T2 1
2. Gráfica P vs T
8/9/2019 15. Química
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8/9/2019 15. Química
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82LIBRO UNI QUÍMICA
ESTADO GASEOSO
Exigimos más!
Problema 1
¿Cuántos átomos de nitrógeno existen
en un balón que contiene 500 mL de
ese gas, a una presión de 3 atm y 27 °C
de temperatura.
(N A = número de avogadro)
UNI 1990
Nivel fácil
A) 0,52 N A
B) 0,30 N A
C) 0,35 N A
D) 0,12 N A
E) 0,06 N A
Resolución:
Aplicando la ecuación universal de los
gases ideales.
PVPV nRT nRT
= =
P = 3 atm
V = 0,5 L
T = 300 K
R = 0,082atm L
mol K
An 0,06mol 0,06N = =
Respuesta: E) 0,06 N o
Problema 2
¿Cuál es la masa de 250 mL de nitró-
geno (N2) medidas a 740 mmHg depresión y 25 ºC?
UNI
Nivel difícil
A) 0,279 g B) 28 g
C) 2,79 g D) 1,93 g
E) 0,11 g
Resolución:
Análisis de los datos:
W = ?g; M 28 g/mol ; T = 25 ºC = 298 K
V = 0,25 L
P = 740 mmHg; R = 62,4
De la ecuación universal:
W PvMP.V. RT W
RTM
(740)(0,25)(28)
(62,4)(298)
W = 0,279 g
Respuesta: C) 2,79 g
Problema 3
A la temperatura T y 733 mmHg de presión,
la densidad de un cierto hidrocarburo es
igual a la densidad del aire a la misma
temperatura y 760 mmHg de presión. ¿Cuál
será el peso molecular del hidrocarburo?
Peso molecular del aire es 29.
UNI 1992
Nivel difícil
A) 16
B) 20
C) 24
D) 29
E) 30
Resolución:
PM DRTD MRT P
Para el hidrocarburo: DRTM ....1733
Para el aire: DRT29 ....2760
Entonces de 1 entre 2:
M 760 M 30,0729 733
Respuesta: E) 30
PROBLEMAS RESUELTOS
8/9/2019 15. Química
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83LIBRO UNI QUÍMICA
MEZCLA DE GASES Y LEYES DE GRAHAM
QUÍMICA
Es la unión de 2 ó más sustancias gaseosas sin que entre
ellas haya reacción química.
I. LEY DE DALTON (DE LAS PRESIONESPARCIALES)
En toda mezcla gaseosa, la presión total de una mezclagaseosa es igual a la suma de las presiones parciales de susrespectivos componentes, siempre y cuando dicha presiónparcial sea igual a la presión que ejercería cada componente,cuando estuviera solo pero af ectado por las mismascondiciones de volumen y temperatura que la mezcla.
Analizando:
Sabemos: ntotal = n A + nB ; pero:
T A BP V P V P VRT RT RT
A BT A B T P PP P P y P P P ... (I)
Donde: A
B
P A
P B
P P
P P
Siempre que V y T Ctes
MEZCLA DE GASES
II. LEY DE AMAGAT (DE LOS VOLÚMENESPARCIALES)En toda mezcla gaseosa su volumen total es igual a lasuma de los volúmenes parciales de sus respectivoscomponentes, siempre que el volumen parcial de cadacomponente sea igual al volumen que ocuparía estecuando estuviera solo afectado pero por las mismascondiciones de presión y temperatura que la mezcla.
Sabemos: ntotal = n A + nB; pero:
Reemplazamos:
T A BP V P V P VRT RT RT
A BT A B T P P V V V y V V V ... (II)
Donde: A
B B
P A
P P
V
V V
Siempre que P y T Ctes.
DESARROLLO DEL TEMA
8/9/2019 15. Química
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84LIBRO UNI QUÍMICA
MEZCLA DE GASES Y LEYES DE GRAHAM
III. POR DALTON Y AMAGAT
A V y T Constante: % n A = %PA
A P y T Constante: % n A = %VA
IV. FRACCIÓN MOLAR DE UN COMPO-NENTE EN UNA MEZCLA GASEOSA f
Es la relación que existe entre el moles de un compo-
nente y el moles totales.
Sabemos que: T A Bn n n
B
A T
nX
n= B A B
B A BT T T
n n nX X X
n n n= + = +
A BX X 1 + = ... (VI)
V. MASA MOLECULAR APARENTE, TO-TAL O PROMEDIO DE UNA MEZCLAGASEOSA TM
Sabemos que: T A Bm m m pero:
T A B A BTn M n M n M
T A BT
A BT
mM X M X M
n = + = ... (VII)
VI. PORCENTAJE EN MASA DE UN COMPO-NENTE EN UNA MEZCLA GASEOSA % m
Sabemos que: A
T
A A A T T
M nm
m 100% 100%m M n
%
A
T
A A A
T
Mm%m 100% %n
m M
... (VIII)
GASES HÚMEDOS (G.H.)
Es aquella mezcla gaseosa especial donde uno de los compo-
nentes es el vapor de un líquido (en particular el vapor deagua) y el otro es un gas seco.
• Todo gas húmedo está gobernado por la Ley de Dalton;o sea:
GH GS V H O2 V V V( )
GH GS V H O2T T T T (º C)
GS V H O2GH P P
P P P
(I)
• Por principio de vasos comunicantes.
m n G H atmP P P P
También ello ocurre en el medio ambiente.
A. Presión parcial de vapor de 2H O V.H O2PP
Es la presión que ejerce el vapor de agua cuando estácomo parte de un gas húmedo.
B. Presión de vapor de 2H O 2 V.H OP
Es la presión de vapor de agua cuando está solo,llamado también tensión de vapor o presión de vaporsaturado. Depende sólo de la temperatura.
8/9/2019 15. Química
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85LIBRO UNI QUÍMICA
MEZCLA DE GASES Y LEYES DE GRAHAM
Ejemplo:
Gráfica: P V • H 2 O vs T
Ejemplo: Agua hirviendo
HUMEDAD RELATIVA (H.R.)Es una relación porcentual entre la:
P V H O2
P
y la V H O2
P
a la misma temperatura.
2
2
2
2
V H O
PV H O
V H O
PV H O
P 100%
P 100%H.R.
P
P H.R.
.....(II)
Reemplazando en (I):
2G S
V H OG H P
H.R.PP P
100%
....(II)
CINÉTICA DE GASES
• Para todo gas ideal, la velocidad y energía cinética desus moléculas es directamente proporcional a la tem-peratura absoluta que lo afecta.
A. Energía cinética c )
• Para una molécula gaseosa
(I) 2c
1 3m kT2 2
M : masa de una molécula
k : constante de Boltzman
: velocidad de una molécula
B. Energía cinética (Ec)
• Para una mol del gas
(II) 2
c1 3Mu RT2 2
E
M : masa molar
donde:
c c AE N 16k 1,38 10
ergio/mólecula • K
AM m N 7R 8,31 10 ergio/mol • K
AR k N R = 8,31 kPa / mol K
710 ergio 1 J 1kPa
• Velocidad lineal promedio de una molécula
gaseosa (u )
(III) 2 3kT 3RT 3Pu um PM
Unidades:cm m km Mm; ; ;s s s s
I. DIFUSIÓN Y EFUSIÓN GASEOSA(Ley de Thomas Graham)
Para 2 gases a las mismas condiciones de P y T, susvelocidades de difusión o efusión, son inversamenteproporcionales a la raíz cuadrada de sus respectivas masasmoleculares o densidades.
Veamos: Sean 2 gases A y B que se transportan porductos.
donde:
Av : Velocidad volumétrica de A o Caudal de A.
Bv : Velocidad volumétrica de B o Caudal de B..
8/9/2019 15. Química
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86LIBRO UNI QUÍMICA
MEZCLA DE GASES Y LEYES DE GRAHAM
Problema 1
¿En cuál de los siguientes sistemas to-
dos ellos a 1 atm de presión tiene el
oxígeno la máxima presión?
UNI 1970
Nivel fácil
A) Oxígeno: 0,5 moles
Nitrógeno 1,5 moles
B) Oxígeno: 20% (volumen)
Anhibrido carbónico 80% (vol)
C) Oxígeno: 16% (peso)
Hidrógeno 84% (peso)
D) Oxígeno: 16 gramos
Oxido carbónico 28 gramos
E) Oxígeno: 22% en peso
Nitrógeno 0,8 atm
Resolución:
Analizando cada alternativa, llegamos a:
2O16n 0,5mol32
CO 28n 1mol28
2
2
OO
T
nP PT
n
2O0,5P x1 0,333atm1,5
Respuesta: D) Oxígeno: 16 gramos
Óxido carbónico 28 gramos
Problema 2
Las presiones parciales de cuatro ga-ses contenidos en un recipiente de 6litros a 727 °C son:
2COP 0,82 atm2HP 0,21atm
COP 0, 84 atm 2H OP 0,32atm
¿Cuántos gramos de gas CO2 hay en elrecipiente?Pesos atómicos:
C(12) O(16)
L atm
R 0,082 molK
UNI 1980
Nivel intermedio
A) 2,64 B) 1,65 C) 0,96D) 1,15 E) 3,45
Resolución:
Sabemos por definición: PV nRT
Para el CO2:
2 2CO T COP V n RT
2COm0,82 x 6 0, 082 100044
2CO 2m 2,64 gdeCO
Respuesta: A) 2,64
Problema 3
En un balón de acero de 5 litros decapacidad se introducen 28 g de N2 y 24 gde O2 a 127 °C.
Determinar la presión de la mezcla ga-seosa en atmósferas.
(PM: N2 = 28; O2 = 32)
UNI
Nivel difícil
A) 3,65 B) 4,92
C) 6,56 D) 11,48
E) 22,96
Resolución:
2 2T N OP P P ...
Sabemos que:
mRTPMV
Para el N2:
2N28 0, 082 400P
28 5
2NP 6, 56 atm ...(1)
Para el O2:
2O24 0, 082 400P
32 5
2OP 4, 92 atm ...(2)
1 y 2 en ( ) : PT = 11,48 atm
Respuesta: D) 11,48
• Por Graham
B A B
B A A
v PM(II)v PM
= =
Siempre que: P y T ctes.
Casos de la Ley de Graham
a. Si: A B V V( )
A
A A
B B
B
v tv V
t
B
A
B B
A A
Mt Pt PM
= =
b . Si : A Bt t t s
A
A A
B B
B
Vv tv V
t
B A B A
B A B A
v P nMv P nM
= = =
PROBLEMAS RESUELTOS
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87LIBRO UNI QUÍMICA
I. DEFINICIÓNEstudia las relaciones cuantitativas, ya sea con respecto a la
masa, volumen, etc., de los componentes de una reacción
química, dichas relaciones están gobernadas por leyes, éstas
pueden ser ponderales y/o volumétricas.
II. LEYES PONDERALES:Estudia exclusivamente las masas de las sustancias que
participan en una reacción química, puede ser de 4 clases.
A. Ley de la conservación de la masa (de La-
voisieri)
En todo proceso químico, se cumple que la masa
total de los reactantes es igual a la masa total de
los productos.
Ejemplo
Sea la síntesis de Haber – Bosch para obtener amo-
níaco: NH3.
P.A. (N = 14; H = 1)
B. Ley de las proporciones fijas y definidas (de
Proust)
Las masa de 2 ó más componentes de una reacción
química, guardan siempre una relación fija o cons-
tante, cualquiera sean estas masas.
ESTEQUIOMETRÍA
Ejemplo:Sea la oxidación del Calcio P.A (Ca = 40)
Observación:
De la reacción entre Ca y O2.Reactivo limitanteEs la sustancia que en una reacción química, toda sumasa se consume completamente, limitando la canti-
dad necesaria que va a reaccionar de la otra sustancia.
Ejemplo: El calcio.
Reactivo en exceso
Es la sustancia que en una reacción química, sumasa no se consume totalmente, porque en la
reacción entra más de lo debido de ésta sustancia.
Ejemplo: El oxígeno.
C. Ley de las proporciones múltiples (de Dalton)
Si dos sustancias simples reaccionan para generar
dos o más sustancias de una misma función química,
se observará que mientras la masa de uno de ellos
es constante, la masa del otro varía en relación de
números enteros y sencillos.
LEYES ESTEQUIOMÉTRICAS
QUÍMICA
DESARROLLO DEL TEMA
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88LIBRO UNI QUÍMICA
LEYES ESTEQUIOMÉTRICAS Exigimos más!
Ejemplo:
Sea la combinación iónica.
D. Ley de las proporciones recíprocas (de
Wenzel - Richter)
Si las masas de dos sustancias A y B pueden reac-
cionar separadamente con la misma masa de una
tercera sustancia "C" entonces si A y B reaccionan
juntos, lo harán con la misma masa con que reac-
cionan con "C" o con masas múltiplos o submúltiplos
a la mencionada.
Ejemplo:
III. LEYES VOLUMÉTRICAS: (DE GAY LUSSAC)Gobiernan únicamente a los volúmenes de los compo-
nentes gaseosos, pueden ser de 3 clases:
1. Ley de las proporciones fijas y definidas.
2. Ley de las proporciones múltiples.
3. Ley de las proporciones recíprocas.
El análisis de cada ley volumétrica es semejante al de
cada ley ponderal.
Ejemplo:
Sea la combustión del metano.
Se observa que:
Recordar:
gas
A m n
a C.N.
V# moléculas P VmnM N V R T
Donde: m.n a C.N 22, 4L
IV. CONTRACCIÓN VOLUMÉTRICA (C.V.)Es una medida relativa del descenso del volumen en una
reacción química respecto al volumen inicial (antes de lareacción).
R P
R
S SC.V
S
• S : Σ de volúmenes gaseosos de los reactantesR • S : Σ d e volúmenes gaseosos de los productosP
Ejemplo:
Hallar la contracción volumétrica de la combustión com-
pleta del etano.
Solución:
5C.V.9
8/9/2019 15. Química
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89LIBRO UNI QUÍMICA
LEYES ESTEQUIOMÉTRICAS Exigimos más!
Es la masa de aquella sustancia que se combina con una mol
de átomos de hidrógeno o sustituye la misma cantidad de
átomos de hidrógeno en las reacciones químicas. Para calcu-
larla matemáticamente depende del tipo de reacción donde
se encuentra la sustancia.
I. CUANDO LA SUSTANCIA ESTÁ ENUNA REACCIÓN NO REDOX O EN UNASOLUCIÓN
mA
MF
MF
MF
MFmeq
En las fórmulas mencionadas, al denominador se le de-
signará por el parámetro “ ”
En general:
oM ,mA MF
P Eq
– =
: Capacidad de reacción
Ejemplos:
• 16O : meq 82
= =
•2O :meq 32 / 4 8= =
• 27 A : meq 9
3= =
• 72
Fe O : meq 362 1
56 16
= =
• 2 5
28 80
108N O : meq 10,82 5
= =
• 2 4
42 32 6
98H S O : meq 49
2
= =
•
2
3424
58Mg OH : meq 29
2= =
• 24
3264
96S O : meq 482
– = =
•4
18N H : meq 181
14 4
+ = =
•
22
22
2 1ICa I Ca
25440
:294
meq 1472
= =
•
2
4 32 4 236 6
3SOFe S O Fe
112 96192
: 400meq 66,67
6= =
• x(Hidróxido)x
M OH : meq meq M meq OH+ –= +
• 23 (sal) 32
M NO : meq meq M meq NO+ –=
• 3 4 2 4 2H PO NaOH NaH PO H O
3 4meq (H PO ) ....=
• 2 2HBr Mg(OH) Mg(OH)Br H O
2meq Mg(OH) =
II. CUANDO LA SUSTANCIA ESTÁ ENUNA REACCIÓN REDOX
Mmeq#e Trans feridos –
=
• No se necesita balancear toda la ecuación química
• Sólo debe estar balanceado el elemento cuyo nú-
mero de oxidación varía.
Ejemplo:
Hallar el meq de cada sustancia en la ecuación siguiente:
3 2 2NO C N O C
Resolución:
2(NO )3
+5
+ 2Cl N O2
+1
+2
+ C 2
0
0+10 2
(+8e _
( 2e _ )
Entonces:
• 32 62
2 NO : meq 15,58
= =
•2 35, 5
2C : meq 35,52
= =
MASAS EQUIVALENTES (meq)
8/9/2019 15. Química
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LEYES ESTEQUIOMÉTRICAS Exigimos más!
Pregunta 1
¿Cuántos gramos de amoniaco se deben
descomponer para obtener 360 g de hi-
drógeno? Ar(N = 14; H = 1).
UNI
Nivel fácil
A) 2040 g(NH3)
B) 3040 g(NH3)
C) 1040 g(NH3)
D) 3060 g(NH2)
E) 3140 g(NH3)
Resolución:
De la ecuación:
3 2 22NH N 3H
En 360 g de hidrógeno existen:
Problema 2
Calcular la masa en kg de cal viva (CaO)
que puede obtenerse calentando 200 kg
de caliza que contiene 95% de CaCO3.
Ar(Ca = 440; C = 12; o = 16)
UNI
Nivel intermedio
A) 230 kg
B) 210 kg
D) 130 kg
C) 106,4 kg
E) 316 kg
Resolución:
De la combustión:
Problema 3
¿Cuántos miligramos se pesaron de
CH4O para que la combustión completa
diera 4,4 miligramos de CO2?
UNI
Nivel fácil
A) CH2O
B) CH4O
C) CHO
D) CHO4
E) C4HO
Resolución:
Por la reacción de combustión com-
pleta:
• 244
N O : meq 5,58
= =
• 22 35, 5
C : meq 35,52
= =
Observación:
III. SEA LA REACCIÓN NO QUÍMICA BA-LANCEADA
a g b g a b g
A B C Se cumple:
#Eq g(A) #Eq g(B) #Eq g(C) – = – = –
Observación
Donde:
n : número de moles
: capacidad de reacción
PROBLEMAS RESUELTOS
m1Eq g (meq) g #Eq g1eq g
– = – = –
m#Eq g n1eq g
– = = –