quimica 2010 2015
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BACHILLERATO CLEI
EDUCACION A DISTANCIA
CARTILLA SEIS
QUIMICARevisado y ampliado 2.008 por Fabián Martínez Osorio
Ingeniería Electrónica Universidad Industrial de SantanderSupervisión general: Edgar Eduardo Prada Pradilla
Licenciado de la Universidad Flet de Miami
INCLUYE: PRUEBAS Y SIMULACRO ICFES
PROGRAMA DE BACHILLERATO CLEI 1
PROGRAMA 2.010 - 2.015
BOGOTA D.C. COLOMBIA
QUIMICA
PROGRAMA DE BACHILLERATO CLEI 2
QUIMICA
1. Introducción
2. Estructura de la materia
3. Tabla periódica
4. Enlace químico
5. Nomenclatura química
6. Estequiometría
7. Estado gaseoso
8. Soluciones
9. Equilibrio químico e iónico
10. Compuestos orgánicos
11. Hidrocarburos alifáticos
PROGRAMA DE BACHILLERATO CLEI 3
1. QUIMICA
Ciencia que estudia las transformaciones de la materia y la energía.
MATERIA Y ENERGÍA
Química: Ciencia que tiene por objeto el estudio de la materia teniendo en cuenta su composición, sus reacciones, sus propiedades, y sus transformaciones.
Divisiones:
Química inorgánica: Estudia los elementos excluyendo al carbono.
Química orgánica: Estudia el carbono y sus compuestos.
Fisicoquímica: Estudia la relación materia-energía en función del comportamiento y propiedades de las moléculas.
Química analítica: Estudia la composición de la materia.
Bioquímica: Estudia las transformaciones químicas que ocurren em los seres vivos (metabolismo).
Química nuclear: Estudia las transformaciones químicas del núcleo atómico.
Materia: Es todo aquello que posee masa y ocupa un lugar en el espacio.
Clases:
- Elementos: Sustancias simples formadas por una sola clase de átomos.
- Mezclas: Combinación de dos o más sustancias de propiedades similares o diferentes.
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- Compuestos: Sustancias formadas por varias clases de átomos en determinadas proporciones.
2. ESTRUCTURA DE LA MATERIA
LA MATERIA: Sobre la estructura o naturaleza de la materia existen varias teorías :
TEORÍA PROPUESTA POR PLANTEAMIENTO
FATA: (500-430 A.C) EMPEDOCLES El principio u origen de la naturaleza de la materia son 4 elementos: Fuego, Aire, Tierra, Agua.
ATOMISTA (460-370 A.C)DEMOCRITO Y LEUCIPO La materia está formada
por partículas indivisibles llamadas ÁTOMOS.
ALQUIMISTA VII-XIII GEBER BACON, ST TOMAS DE AQUINO
La naturaleza de la materia la forman 3 elementos: Mercurio, Azufre, Sal.
FLOGISTO XVII (sublime teoría)
STAHL (fundador) Toda sustancia combustible contiene un principio inflamable llamado flogisto: Metal + Calos Ceniza (residuo) + FLOGISTO.
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MODELOS ATÓMICOS: Son representaciones ideales de la composición o estructura íntima del átomo. En el siguiente cuadro se resumen los modelos propuestos:
MODELO AÑO ESQUEMA GRAF PLANTEAMIENTO
JOHN DALTON 1803
Los átomos son esferas en su mayor parte vacías. Átomos de un mismo elemento tienen propiedades similares. Los átomos se combinan en relación de números enteros.
JOSEPH J. THOMSON 1904
El átomo es una esfera cargada positivamente donde se incrustan partículas negativas en igual número que las positivas.
ERNEST RUTHERFORD
1911
Existe una región central (núcleo) donde se encuentra el total de la carga positiva y la mayor parte de la masa. En determinadas órbitas se localizan las partículas negativas.
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NIELS BOHR 1913 Los electrones pueden saltar de un nivel a otro ganando o perdiendo energía en términos de fotones.
fea = fuerza electroestática de atracción fc = fuerza centrífuga
MODELO CUÁNTICO: se basa en los números cuánticos que identifican distintas regiones del espacio atómico permitiendo establecer el estado de cualquier electrón en el átomo. Los números cuánticos son:
- NUMERO CUÁNTICO PRINCIPAL: indica el nivel de energía, se representa por la letra n.
- NUMERO CUÁNTICO AZIMUTAL: indica el subnivel de energía en que se localiza el e-. Se representa por la letra l.
- NUMERO CUÁNTICO MAGNÉTICO: indica la orientación del subnivel en el espacio (orbital). Se representa por ms.
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- NUMERO CUÁNTICO DE SPIN: indica el giro del e- sobre su eje. Se representa por me.
PARTÍCULAS FUNDAMENTALES DEL ÁTOMO Son:
PARTÍCULA
SIMB
NATURALEZA
MASA CARGA LOCALIZACIÓN
ELECTRÓN e- Llamados rayos catódicos debido a su carácter negativo
9.11*10-28 gr.
-1.6*10-
19 coul En los orbitales
PROTÓN p+ Llamados rayos anódicos debido a su carácter positivo
1.62*10-24 gr.
+1.6*10-19 coul
NÚCLEO
NEUTRÓN n0 Se consideran como la combinación e y p
1.63*10-24 gr.
0 NÚCLEO
NUMERO ATÓMICO Y MASICO:
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Números que hacen referencia a las partículas presentes en el átomo. El número atómico indica el número de protones o de electrones, se representa por (Z). El másico hace referencia a las partículas presentes en el núcleo atómico, es decir , protones y neutrones, se simboliza por A.
ELEMENTO #ATÓMICO (Z)
#MASICO (A)
# DE e-
# DE p+
# DE no
Na ( Sodio) 11 23 11 11 12
Al (Aluminio) 13 27 13 13 14
O (Oxígeno) 8 16 8 8 8
ISOTOPOS:
Son variedades de un mismo elemento que difieren en el número de neutrones. Es decir, tienen algún número atómico y distinto número másico.
ISÓTOPO # ATÓMICO (Z) #MASICO (A)
# DE e- # DE p+
# DE no
PROTIO 1 1 1 1 0
DEUTERIO 1 2 1 1 1
TRITIO 1 3 1 1 2
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA:
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Corresponde a la distribución de los electrones e- en los distintos niveles y subniveles de energía. Se realiza con base en el siguiente esquema. Con base en la configuración electrónica es posible determinar el periodo y grupo al que pertenece el elemento de la tabla periódica.
El periodo se determina por el mayor nivel de energía y el grupo por el número de electrones en dicho nivel. Ej:
ELEMENTO # ATOM. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
PERIODO GRUPO
Nitrógeno 1 1s1 1 I A
O 8 1s2 2s2 2p4 2 VI A
Flúor 9 1s2 2s2 2p5 2 VII A
K 19 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 4 I A
Aluminio 13 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 3 III A
Fe 26 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 4 VIII B
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C 6 1s2 2s2 2p2 2 IV A
Cromo 24 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 4 VI B
S 16 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 3 VI B
3. TABLA PERIÓDICA
Concepto:
Es un sistema rectangular que consta de filas llamadas periodos y columnas denominadas grupos donde se organizan o clasifican los elementos químicos.
Sistemas de clasificación: Estos se resumen en:
SISTEMA PLANTEAMIENTO
DE ANTOINE LAVOISIER Clasificó los elementos en metales y no metales teniendo en cuenta algunas propiedades
Metales: brillo, maleables, buenos conductores, formadores de bases. No metales: opacos, quebradizos, malos conductores, formadores de ácidos.
TRIADAS DE WOLFANG DOBEREINER
clasificó los elementos en grupos de 3 elementos, donde el peso atómico del elemento intermedio era aprox. Igual al promedio de los pesos atómicos de los elementos extremos de la triada.
OCTAVAS DE JOHN NEWLANDS
Las propiedades de los elementos se repiten cada ocho (8).
TABLA CORTA L. MEYER
clasificó los elementos químicos en 8 grupos y 7 periodos teniendo en cuenta sus propiedades y el orden creciente de los números atómicos.
TABLA LARGA HENRY MOSELEY
clasificó los elementos químicos en 8 grupos mayores, 8 subgrupos y en 7 periodos con base en el orden creciente de los números atómicos.
SERIES DE ELEMENTOS:
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Teniendo en cuenta la actual tabla periódica, los elementos pueden dividirse en tres grandes series:
ELEMENTOS REPRESENTATIVOS: Se caracterizan por llenar los subniveles s (máximo 2e-) y p (máximo 6 e-), formado por los grupos mayores identificados con la letra A con las siguientes características:
I: elementos alcalinos (formadores de comp. Básicos) : Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
II: elementos alcanotérreos: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra
III: elementos térreos: B, Al, Ga, In, Tl
IV: familia del carbono: C, Si, Ge, Sn, Pb
V: familia del nitrógeno: N, P, As, Sb, Bi
VI: elementos anfígenos: O, S, Se, Te, Po
VII: elementos halógenos: F, Cl, Br, I, At (formadores de sales)
VIII: gases nobles o inertes: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
ELEMENTOS DE TRANSICIÓN: Elementos ubicados en el centro de la tabla periódica, llenan el subnivel d (máximo 10 e-). Está formado por 8 subgrupos.
TIERRAS RARAS: llamados elementos de Transición Interna, se caracterizan por llenar el subnivel f (máximo 14 e-). Se dividen en dos subseries:
-LANTANIDOS: desde La (lantano) hasta Lu (Lutecio).
-ACTINIDOS: desde Ac (actinio) hasta Lw (laurencio).
PROPIEDADES: Se resumen en:
PROPIEDAD DEFINICIÓN VARIACIÓN
NUMERO ATÓMICO Indica el número de electrones o de protones presentes en el átomo
ELECTRONEGATIVIDAD Es la tendencia que presentan los átomos a ganar electrones
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POTENCIAL DE IONIZACIÓN
Energía requerida para liberar o remover un electrón de un átomo
LEY PERIÓDICA:
Es una consecuencia de la base de ordenación propuesta por Moseley: esta ley plantea que las propiedades de los elementos químicos son función periódica del número atómico, es decir, que las propiedades de los elementos que forman un grupo son similares. El grupo indica el número de electrones del elemento en su último nivel llamados electrones de valencia.
Solido Liquido T A B L A P E R I O D I C A Gas Sintetizados
NºAtómico/Nombre
Descubridor
1 1A
Electrones por Capas
Fusión/Ebullición(°C)
18 0
H 2 2A
Peso Atómico
Electronegatividad
13 3A
14 4A
15 5A
16 6A
17 7A
He
Li Be Configuración Electrónica B C N O F Ne
Na Mg 3 3B
4 4B
5 5B
6 6B
7 7B
8 8B
9 8B
10 8B
11 1B
12 2B
Al Si P S Cl Ar
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br KrRb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I XeCs Ba La/Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At RnFr Ra Ac/Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt
Lantanidos La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb LuActinidos Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr
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4. ENLACE QUÍMICO
Concepto:
Es la fuerza de unión existente entre dos átomos que forman una molécula, cualquiera que sea su naturaleza.
Ley del octeto y dos:
Los elementos (átomos) tienden a combinarse unos con otros para adquirir la configuración electrónica del gas noble correspondiente, es decir, que en su último nivel de energía tengan 8 electrones o 2 electrones.
Clases de enlace:
Para que los átomos de los elementos sean isoelectrónicos con los correspondientes a los gases nobles, deben ganar, perder o compartir electrones, por lo tanto se distinguen las siguientes clases de enlace químico
ENLACE IONICO O ELECTROVALENTE:
CARACTERÍSTICA CONDICIÓN EJEMPLO REPRESENTACIÓN
Transferencia de electrones de un átomo a otro formándose iones positivos (cationes) y negativos (aniones)
Un compuesto presenta enlace iónico si la diferencia de las electronegatividades de los átomos es mayor a 1.7
NaF F 4.0
Na 0.9
3.1
CaO O 3.5
Ca 1.0
2.5
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ENLACE COVALENTE: Se caracteriza porque los átomos comparten electrones desapareados
TIPO DE ENLACE
CONDICIÓN EJEMPLO FORMULA ELECTRÓNICA
FORMULA ESTRUCTURAL
PURO SIMPLE
Cada átomo aporta un electrón
H2 H-H
Cl2 Cl-Cl
PURO DOBLE Cada átomo aporta 2 electrones
O2 O=O
PURO TRIPLE Cada átomo aporta 3 electrones
N2
POLAR Se establece entre átomos que presentan electronegatividades diferentes estableciéndose un dípolo
H2O O 3.5
H 2.1
1.4
HCl Cl 3.0
H 2.1
0.9
COORDINADO Uno solo de los átomos aporta el par de electrónico requerido para la
SO3
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formación del enlace HNO3
5. NOMENCLATURA QUÍMICA
CONCEPTO: Se encarga de asignar al nombre a cada uno de los distintos tipos de compuestos con base en: El estado de oxidación y el grupo funcional al que pertenece.
ESTADO DE OXIDACIÓN: El estado de oxidación es un número positivo o negativo, que indica el número de electrones ganados, perdidos o compartidos por un átomo cuando forma una molécula. Para determinar el estado de oxidación de un elemento en un compuesto, se deben tener en cuenta las siguientes pautas:
- El estado de oxidación del oxígeno es –2, excepto en los peróxidos que trabaja como con –1
- El estado de oxidación del hidrógeno es +1, excepto en los hidruros donde trabaja con –1
- La suma de los estados de oxidación de los átomos (elementos) en:
Una molécula igual a cero.
Una molécula iónica es igual a la carga del ión.
El estado de oxidación de los elementos está en función del grupo al que pertenece según:
GRUPO
(REPRESENT) I II III IV V VI VII
ESTADOS DE OXIDACIÓN
+1 +2 +1+3
+2+4- 4
+1+3+5
+2+4+6
+1+3+5
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-3 -2 +7-1
GRUPO FUNCIONAL: Es la agrupación o disposición de los átomos en una molécula, que le confiere a una serie de compuestos propiedades específicas. Las funciones químicas se resumen en el siguiente cuadro ilustrativo:
M = Representa un elemento metálico
FUNCIÓN HIDRUROcombinación del metal con el hidrógeno
Se identifica por la fórmula MH-1.
Se nombran con la palabra Hidruro seguida del nombre del metal; Ej:
- 2Na + H2 = 2Na+1 H-1 (hidruro de sodio)- Be + H2 = Be+2 H2
-1 (hidruro de berilio)
FUNCIÓN OXIDOcombinación de cualquier elemento excepto el Flúor con el Oxígeno
OXIDO BÁSICO
- Se identifica por la fórmula MO-2
- Se nombran con la palabra óxido seguido del nombre del metal sujeto al estado de oxidación así:
Si el elemento trabaja con un estado de oxidación su terminación será "ico". Ej:
4K + O2 = 2K2+1 O-2 (óxido potásico) – (óxido de potasio (I))
Si el elemento trabaja con dos estados de oxidación su terminación será:
"oso" para el menor estado de oxidación
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"ico" para el mayor estado de oxidación
Los siguientes elementos trabajan con dos estados de oxidación:
Fe, Co, Ni (+2, +3) Cu, Hg (+1, +2) Au,Tl (+1, +3)
Pb, Pt, Pd (+2, +4) Sb, Bi (+3, +5)
Ejemplo:
ECUACIÓN QUÍMICA NOMENCLATURA IUPAC NOMENCLATURA STOCK
2Fe + O2 = 2FeO Oxido Ferroso oxido de Hierro (II)
4Fe + 3O2 = 2Fe2O3 oxido Férrico oxido de Hierro (III)
4Au + O2 = 2Au+12O-2 oxido Auroso oxido de Oro (I)
4Au + 3O2 = 2Au2O3 oxido Aúrico oxido de Oro (III)
Pt + O2 = Pt O2 oxido Platínico oxido de Platino (IV)
2Cu + O2 = 2CuO oxido Cúprico oxido de Cobre (II)
OXIDO ACIDO.
Se identifica por la fórmula MO-2
Se nombran con la palabra óxido seguido del nombre del no metal dependiendo del estado de oxidación así:
ECUACIÓN QUÍMICA NOMENCLATURA IUPAC NOMENCLATURA. SISTEMAT.
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2Cl2 + O2 = 2Cl2O oxido Hipocloroso Monóxido de Cloro
2Cl2 + 3O2 = 2Cl2O3 oxido Cloroso Trióxido de Cloro
2Cl2 + 5O2 = 2Cl2O5 oxido clórico Pentóxido de Cloro
2Cl2 + 7O2 = 2Cl2O7 oxido perclórico Heptóxido de Cloro
FUNCIÓN BASE O HIDRÓXIDO (combinación de óxido básico con el agua).
Se identifica por la fórmula M(OH)-
Se nombran por la palabra Hidróxido seguida del nombre del elemento metálico teniendo en cuenta su estado de oxidación. Ej:
ECUACIÓN QUÍMICA NOMENCLATURA IUPAC NOMENCLATURA STOCK
NiO + H2O = ni (OH)2 Hidróxido Niqueloso Hidróxido de Níquel (II)
Ni2O3 + 3H2O = 2Ni (OH)3 Hidróxido Niquélico Hidróxido de Níquel (III)
PbO2 + 2H2O = Pb (OH)4 Hidróxido Plúmbico Hidróxido de Plomo (IV)
Na2O + H2O = 2NaOH Hidróxido Sódico Hidróxido de Sodio (I)
ÁCIDOS: los ácidos se clasifican en hidrácidos y oxácidos.
HIDRACIDOS (ÁCIDOS BINARIOS)
Se identifican por la fórmula HM
Se nombran con la palabra Ácido seguida del nombre del elemento no metálico terminado en "hídrico".
ECUACIÓN QUÍMICA NOMBRE ECUACIÓN QUÍMICA NOMBRE
F2 + H2 = 2Hf Ácido Fluorhídrico S + H2 = H2S Ácido Sulfhídrico
Cl2 + H2 = 2HCl Ácido Clorhídrico Se + H2 = H2Se Ácido Selenhídrico
OXACIDOS (ÁCIDOS TERCIARIOS)
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Se identifican por la fórmula HMO
Se nombran con la palabra Ácido seguida del nombre del no metal de acuerdo a su estado de oxidación.
ECUACIÓN QUÍMICA NOMBRE ECUACIÓN QUÍMICA NOMBRE
Cl2 + H2O= 2HClO Ácido Hipocloroso SeO2 + H2O = H2SeO2 Ácido Selenioso
Cl2 O3 + H2O= 2HclO2
Ácido Cloroso SO + H2O = H2SO2 Ácido Hiposulfuroso
SALES (COMBINACION ENTRE UN Ácido Y UNA BASE O HIDRÓXIDO)
Se nombran dependiendo del ácido del cual se obtenga según el cuadro:
Ácido
SAL QUE ORIGINA
Sin oxígeno
HÍDRICO URO sin oxígeno
Con oxígeno
OSO ITO con oxígeno
con oxígeno
ICO con oxígeno
Para nombrar una sal, se nombra la parte no metálica con la terminación correspondiente y luego el metal según el estado de oxidación. En las sales ácidas se interpone la palabra "ácido" y para las sales básicas la palabra "básico"
BASE O HIDRÓXIDO
Ácido SAL NEUTRA AGUA
2K+ OH + H2 S-2 = K2+1 S-2 + 2H2O
hidróxido potásico
ácido sulfhídrico
sulfuro potásico
Na+ OH + NCl-1 = NaCl + H2O
hidróxido sódico ácido clorhídrico
cloruro sódico
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BASE O HIDRÓXIDO
Ácido SAL NEUTRA AGUA
Na+ OH + H2CO3 = NaHCO3 + H2OHidróxido de
sodioácido
carbónicocarbonato ácido
de sodioKOH + H2SO4 = KHSO4 + H2O
hidróxido potásico
ácido sulfúrico
sulfato ácido de potasio
BASE O HIDRÓXIDO
Ácido SAL NEUTRA AGUA
Mg (OH)2 + HCl-1 = MgOHCl + H2OHidróxido de
magnesioácido
clorhídricocloruro básico de magnesio
Zn (OH)2 + HBr = ZnOHBr + H2O
hidróxido sódico ácido clorhídrico
cloruro sódico
6. ESTEQUIOMETRÍA
CÁLCULOS BÁSICOS:
Son aquellos cálculos que se realizan con base en las sustancias, dentro de estas se encuentran:
ÁTOMO GRAMO (at-gr): 1 at-gr equivale a:
El peso atómico del elemento expresado en gramos.
El número de avogadro (6.023*1023 átomos) de átomos del elemento. Ej:
1 at-gr de S = 32gr S = 6.023*1023 átomos de S1 at-gr de C = 12gr C = 6.023*1023 átomos de C
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CANTIDAD DE SUSTANCIA
# AT- GR # DE ÁTOMOS DEL ELEMENTO
8gr S
CANTIDAD DE SUSTANCIA # AT- GR # DE ÁTOMOS DEL ELEMENTO
1.5 at-gr C
PESO MOLECULAR: Es el peso fórmula de una sustancia molecular. Se obtiene al sumar los pesos atómicos de los elementos que forman la sustancia en gramos.
MOL: es la cantidad de sustancia que contiene el número de avogadro de moléculas. 1 mol es equivalente a:
El peso molecular de la sustancia expresado en gramos. El número de avogadro (6.023*1023 moléculas) de moléculas de la sustancia.
1mol NaOH = 40gr NaOH = 6.023*1023 moléculas NaOH1mol H3PO4 = 98gr H3PO4= 6.023*1023 moléculas H3PO4
CANTIDAD DE SUSTANCIA
30grC4H8O4
PESO MOLECULAR
NUMERO DE MOLES
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NUMERO DE MOLÉCULAS
Pesos atómicos: C (12), H (1), O (16)
REACCIONES QUÍMICAS:
Es el resultado de combinar dos o más sustancias para originar otras de propiedades distintas. Se representan mediante ecuaciones químicas, donde a la izquierda aparecen los reactivos o reactantes y a la derecha los productos.
CLASES DE REACCIONES EJEMPLOS
REACCIÓN DE SÍNTESIS O DE FORMACIÓN
4Fe + 3O2 = 2Fe2 O3
REACCIÓN DE DESCOMPOSICIÓN 2KClO3 2KCl + 3O2
REACCIÓN DE SUSTITUCIÓN O DE DESPLAZAMIENTO
2Na + 2HCl = 2NaCl + H2
REACCIÓN DE DOBLE SUSTITUCIÓN O DE INTERCAMBIO IONICO
Ag2 Cl- + Na+ NO3- = NaCl + AgNO3
Reacciones Redox: Son aquellas en las cuales se verifica los procesos de reducción (ganancia de electrones) y oxidación (pérdida de electrones). Estos procesos se determinan con base en la variación del estado de oxidación que experimentan los átomos así:
En toda reacción Redox se distinguen dos agentes: el oxidante (corresponde a la sustancia reducida) y el reductor (sustancia oxidada)
REACCIÓN QUÍMICA SUSTANCIA OXIDADA
SUSTANCIA REDUCIDA
AGENTE OXIDANTE
AGENTE REDUCTOR
PROGRAMA DE BACHILLERATO CLEI 23
H+1Cl-1 + Mn+4º2-2 = Mn+2Cl2-1 +
Cl20 + H+12 O-2
Cl-1 = Cl02 Mn+4=Mn+2 MnO2 HCl
CÁLCULOS ESTEQUIOMETRICOS: Cálculos matemáticos que se realizan con base en las sustancias que participan de las reacciones químicas. Para realizar un cálculo estequimétrico se deben tener en cuentan las siguientes pautas:
Plantear la ecuación química que representa al proceso de reacción. Balancear la ecuación química. Interpretar la ecuación química teniendo en cuenta las sustancias que interesan. Se interpreta en términos de las unidades planteadas por el problema (gramos o moles en relaciones de masa). Plantear y resolver la regla de tres simple y directa, con referencia a las sustancias interpretadas de la ecuación química.
LEYES PONDERALES: son las que rigen el comportamiento de la materia en cuanto a las cantidades de las sustancias que intervienen en una reacción química.
LEY PONDERAL DEFINICIÓN EJEMPLO
CONSERVACIÓN DE LA MATERIA- LAVOISIER
El total de la materia de las sustancias que actúan como reactivos en una reacción química es igual al total de la materia de las sustancias que se obtiene.
PROPORCIONES DEFINIDAS – PROUST
Cuando una sustancia se combina con otra para formar un compuesto lo hace en relación de peso invariable.
PROPORCIONES MÚLTIPLES – DALTON
Cuando dos elementos se combinan para originar más de un compuesto, lo hacen en relación de números enteros sencillos.
RELACIONES MASA A MASA: son aquellos cálculos estequiométricos que se realizan en términos de moles o gramos. Pueden ser:
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REACTIVO A PRODUCTO: es aquel en el cual se desea calcular la cantidad de producto obtenido a partir de una cantidad dada de reactivo. Ej:
Cuántos gramos de sulfato sódico se obtienen al hacer reaccionar 20 gramos de hidróxido sódico según la ecuación química: NaOH + HS2O4 = Na2 SO4 + H2O
- Balanceamos la ecuación química:
2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O
Interpretamos la ecuación en gramos , para la cual calculamos los pesos moleculares de las sustancias hidróxido sódico y sulfato sódico.
2NaOH = Na2 SO4
2 ( 40gr NaOH) = 142 gr Na2 SO 4
80 gr NaOH = 142 gr Na2SO 4
Planteamos y resolvemos la regla de tres simple y directa
80 gr NaOH -----> 142 gr Na2SO4
20 gr NaOH -----> X
PRODUCTO A REACTIVO:
Es aquel en el que se desea averiguar la cantidad de reactivo para producir una cantidad dada el producto. Ej:
Cuántos gramos de hidróxido cálcico se requiere para producir 16.4 gr de nitrato cálcico según la ecuación química:
Ca (OH)2 + HNO3 = CA(NO3)2 + H2O PESOS AT: C = 40, H = 1, N = 14, 0 = 16
- balanceamos la ecuación:
CA (OH)2 + 2HNO3 = CA(NO3)2 + 2H2O
- interpretamos la ecuación en gramos:
CA (OH)2 = CA(NO3) 2
74 gr CA (OH)2 = 164 gr CA(NO3)2
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- planteamos y resolvemos la regla de tres simple y directa:
74 gr CA (OH)2 = 164 gr CA(NO3) 2
X = = 16,4 gr CA(NO3)2 = X = 7.4gr CA (OH) 2
REACTIVO A REACTIVO:
Se desea conocer la cantidad de una sustancia para que reaccione con una determinada cantidad de otra sustancia. Ej:
Cuántos gramos de oxígeno se requiere para que reaccione 11 gr de propano según la ecuación química:
C3H8 + O2 = CO2 + H2O PESOS ATÓMICOS : C = 12, H = 1, O = 16
balanceamos la ecuación:
C3H8 + 5O2 = 3CO2 + 4H2O
interpretamos la ecuación en gramos:
C3H8 ----> 5O 2
44gr C3H8 ----> 5(32gr O2)
44gr C3H8 ----> 160gr O 2
planteamos y resolvemos la regla de tres simple y directa:
44gr C3H8 ----> 160gr O 2
11gr C3H8 ----> X
X = 40gr O 2
7.
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ESTADO GASEOSO
GENERALIDADES:
FORMA VOLUMEN MOVIMIENTO
MOLECULAR DIFUSION FUERA DE
COHESION COMPRESI-
BILIDAD DENSIDAD
Es variable dependiendo del recipiente que lo contiene.
Variable dependiendo del recipiente donde se encuentre
Libre y aumenta con la temperatura
Se difunden rápidamente
Prácticamente es nula
Fácil debido al espacio entre las particulas
Baja comparada con los sólidos y líquidos
FACTORES: Los siguientes factores influyen en el comportamiento de los gases:
FACTOR DEFINICION UNIDADES DE MEDIDA
FORMULAS DE CONVERSION
TEMPERATURA
(T) Propiedad que permite determinar el grado o intensidad de calor de un grupo o sustancia.
°C (centígrados o celsius)
° K (Kelvin o absolutos)
°K = °C + 273
°C = °K - 273
PRESION (P) Fuerza ejercida por las moléculas del gas sobre las paredes del recipiente.
Atmósfera (atm), centímetros, milímetros (mmHg), torricellis (torr)
76cmHg
1atm = 760mmHg
760torr
CANTIDAD DE SUSTANCIA
Número de moléculas del gas presentes en una cantidad determinada de masa.
MOLES
GRAMOS Moles = gr SUSTANCIA/peso molec. Gr SUST = moles/ peso molecular
LEYES DE LOS GASES: Leyes que rigen el comportamiento de los gases teniendo en cuenta las condiciones de presión (P), temperatura (T), cantidad de sustancia (n) y volumen (V). Aquí se resumen las principales leyes:
LEY ENUNCIADO EXPRESION
ELEMENTAL CONDICIONES MODELO Y
REPRESENTACIÓNGRAFICA
PROGRAMA DE BACHILLERATO CLEI 27
BOYLE Y MARIOTTE
El volumen de un gas varía inversamente con la presión, si la temperatura es constante
Pi/Po=Vo/Vi
PiVi = PoVo
Pv = es const.
T = es const.
P = V
2P = V/2
4P = V/4
P/2 = 2V
CHARLES El volumen de un gas directamente con la temperatura, si la presión es constante
Vi/Ti = Vo/To
ViTo = VotI
V/T = const
P = const.
T(°K) = V
T/2 = 2P
T/4 = V/4
2T = 2V
GAY – LUSSAC
La presión ejercida por un gas varía directamente con la temperatura, si el volumen es constante.
Pi/Po = Ti/To
PiTo = PoTi
V = const.
T(°K) = P
2T = 2P
T/4 = P/4
3T = 3P
COMBINADA El volumen de una determinada cantidad de gas varía conjuntamente con la presión y la temperatura, inversa con la presión y directa con la temperatura
PiVi/Ti = PoVo/To
PiViTo = PoVoTi
T(°K) – V – P
2T – 4V – P/2
T/2 – V/4 - 2P
T/2 – 2V – P/4
PROGRAMA DE BACHILLERATO CLEI 28
DALTON La presión ejercida por una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de los componentes
Pi = Pr * Xi
P = presión parcial
Pr = presión total de la mezcla
Xi = fracción molar del component
P --- X
P/2 --- X/2
P/3 --- X/3
P/4 --- X/4
AVOGADRO A las mismas condiciones de P y T volúmenes iguales de distintos gases tienen número de moléculas. El volumen ocupado por un gas varía directamente con la cantidad de sustancia
Vi/Vo = ni/no
Vino = Voni
Aq°C y 1atm
1 mol de cualquier gas ocupa un volumen de 22.4LT
V --- n
V/2 --- n/2
3V --- 3n
2V --- 2n
PROGRAMA DE BACHILLERATO CLEI 29
GENERAL (ECUACION DE ESTADO)
El volumen de un gas varía directamente al producto del número de moles por la constante R y por la temperatura e inversamente con la presión
P*V/N*T = R(cons
Uni)
R = 0.082
atm*Lt/mol* °K
P*V = n*R*T
Ecuación de estado
Si P y T constantes se tiene que V varía directamente con n.
V--- n
8. SOLUCIONES
CONCEPTO: Son mezclas homogéneas de dos o más sustancias en proporciones variables, dentro de unos límites definidos.
COMPONENTES: En toda solución se distinguen dos componentes que se designan como soluto y solvente.
SOLUTO: Es aquella sustancia que en la solución se disuelve o que está en menor proporción.
SOLVENTE: corresponde a la sustancia que en la solución se disuelve o que está en mayor proporción; el solvente universal por naturaleza es el agua.
CLASES DE SOLUCIONES: Normalmente se clasifican de acuerdo con el estado físico en que se presenten los componentes de las mismas en:
SOLVENTE SOLUTO EJEMPLO
GAS GAS Aire (N2, O2, H2, He, CO2...
LIQUIDO Agua en el aire (aire húmedo)
SOLIDO Partículas de polvo en el aire
LIQUIDO GAS Gas carbónico en agua
PROGRAMA DE BACHILLERATO CLEI 30
LIQUIDO Alcohol y agua
SOLIDO Azúcar y agua
SOLIDO GAS Hidrógeno en paladio
LIQUIDO Mercurio en Cinc (amalgamas)
SOLIDO Aleaciones (Cu y Sn : bronce) (Au y Ag)
MEDIDAS DE COMPOSICION: Expresan la concentración de la solución al relacionar el soluto con el solvente, o en la mayoría de los casos son la solución en total. Esta concentración puede expresarse en unidades físicas o químicas.
MEDIDAS FISICAS: Se expresan en términos de porcentaje, teniendo como relación la cantidad de cada componente (en peso o volumen) en 100 partes de la solución. El siguiente cuadro resume las medidas de composición físicas.
MEDIDA FISICA
EXPRESION MATEMATICA EJEMPLO CONCENTRACION
PORCENTAJE PESO A PESO
Solución formada por 5gr de azúcar y 20 de agua
PORCENTAJE PESO-VOLUMEN
200ml de solución preparada al tomar 10 gr de hidróxido sódico NaOH
PROGRAMA DE BACHILLERATO CLEI 31
PORCENTAJE VOLUMEN-VOLUMEN
Solución preparada al combinar 10ml de alcohol y 30ml de agua
MEDIDAS QUIMICAS: Se expresan en términos de moles o equivalentes gramo. El siguiente cuadro resume las principales medidas de composición química:
MEDIDA QUIMICA
EXPRESION MATEMATICA
EJEMPLO CONCENTRACION
FRACCION MOLAR (X)
A = soluto
B = Solvente
nA = Moles de Soluto
nB = Moles de solvente
nA + nB = Moles solucion
XA = nA/nA+nB
XB= nB/nA+nB
XA +XB = 1
Se presenta una solución combinando 28gr de hidróxido potásico KOH con 81gr de agua. Hallar la fracción molar del soluto y solvente.
28gr KOH * (1mol KOH/56gr KOH) = 0.5mol KHO
81gr H2O * (1mol H2O/18gr H2O) =4.5 mol H2O/5mol solución
XKOH = (nKOH/nsolución) = 0.5mol / 5 mol = 0.1
X H2O = 1-XKOH = 1-0.1=0.9
MOLALIDAD (m) m = Moles soluto/Kg solvente
Se combinan 20gr de carbonato cálcico CACO3 con 200gr de agua. Hallar la molalidad (m) de la solución.
20gr CaCO3 * (1mol CaCO3 /100gr CaCO3)=0.2 mol CaCO3
200gr H2O * (1Kg H2O/100gr H2O)=0.2Kg H2O
m=0.2mol/0.2Kg =1mol/ Kg = 1m
MOLARIDAD (M) M= Moles soluto/Lt solución
Se preparan 400ml de solución tomando 17gr de nitrato de sodio (NaNO3). Calcular la
17gr NaNO3*(1 mol NaNO3 / 85gr NaNO3)= 0.2 mol NaNO3
400ml solución = 1Lt soluicion/1000ml solución =
PROGRAMA DE BACHILLERATO CLEI 32
molaridad (M) de la solución.
0.4 Lt solución
M=0.2mol/0.4Lt=0.5mol/Lt = 0.5M
NORMALIDAD (N)
N = equivalente gramo soluto / Lt de solución
Eq – gr * cantidad soluto * (a / masa muscular)
#H(Acido)
a = #OH(Base), carga, catión(sal)
Se combinan 9.8gr de ácido fosfórico H3PO4 con agua hasta un volumen de 100ml. Determinar la normalidad (N) de la solución preparada.
9.8gr H3PO4 * ((3Eq-gr H3PO4/mol)/98gr H3PO4/mol)=0.3Eq-gr
100ml solución * (1 Lt solución/1000ml solución) = 0.1Lt solución
N = (0.3Eq-gr/0.1Lt) = 3(Eq-gr/Lt)=3N
PESOS ATOMICOS: K(39) H(1) O(16) Ca(40) C(12) Na(14) P(31)
DILUCIÓN: Es el fenómeno por el cual a partir de soluciones concentradas se
preparan otras diluidas al agregar a la solución de partida una cantidad dada de solvente. El número de equivalentes gramo (Eq-gr) del soluto en ambas soluciones es el mismo.
Por lo tanto:
# Eq-gr = N*V #Eq-gr1 = N1*V1 #Eq-gr2 = N2*V2
de donde resulta que: N1*V1 = N2*V2
EJ: Qué volumen de solución de Acido Sulfúrico 6N y de agua se debe tomar para preparar 1000ml de solución del mismo ácido 1.5N
N1= 6N V1= ? N2 = 1.5N V2 = 1000ml
PROGRAMA DE BACHILLERATO CLEI 33
V1 = (N2 * V2 / N1) = (1.5N * 1000ml / 6n) = V1 = 250ml = volumen del Acido Sulfúrico 6N
V agua = V2 – V1 = 1000ml – 250ml = V agua = 750ml
9. EQUILIBRIO QUÍMICO E IÓNICO
CONCEPTO: El equilibrio químico corresponde a todos aquellos procesos en los cuales, coexisten reactivo y productos siendo las velocidades de reacción directa e inversa iguales:
CONSTANTE DE EQUILIBRIO: Es el cociente entre las velocidades de reacción, definida por la concentración de los productos sobre la concentración de los reactivos elevados a un exponente que equivale al coeficiente que balancea la sustancia en la ecuación química. Ej:
PROGRAMA DE BACHILLERATO CLEI 34
ECUACION QUIMICA CONSTANTE DE EQUILIBRIO Keq
ELECTROLITOS: Son sustancias que en solución conducen en mayor o menos grado la corriente eléctrica se clasifican en ácidos, bases y sales pudiendo ser fuertes o débiles. Ej:
- ACIDOS = HCl (clorhídrico) H2SO4 (sulfúrico) HNO3 (nítrico)
- BASES O = NaOH (sódico) KOH (potásico) Ca(OH) 2 (cálcico)HIDROXIDOS
SALES = NaCl (cloruro sódico) CaSO4 (sulfato cálcico) KNO3 (nit. potásico)
TEORIAS ACIDO-BASE: para definir los conceptos de Acido y Base se formularon las siguientes teorías:
SUSTANCIA TEORIA DE ARRHENIUS
TEORIA DE BRONSTED-
LOWRY TEORIA DE LEWIS
ACIDO Sustancias que en solución liberan protones H+.
Toda sustancia que libera o cede protones H+.
Toda sustancia molecular o iónica que acepta un par electrónico.
PROGRAMA DE BACHILLERATO CLEI 35
BASE Sustancias que en solución liberan iones Hidróxilo (-OH).
Toda sustancia que puede aceptar protones H+.
Toda sustancia molecular o iónica que cede un par electrónico
AUTOPROTOLISIS DEL AGUA: el agua es un compuesto que se comporta como ácido y como base. El agua pura presenta el doble carácter y se ioniza o disocia según la ecuación:
Donde Kw = [H3O+]*[-OH] siendo Kw = producto ionico del agua
Kw = 1*10-14M2. Por lo tanto [H3O+]*[-OH]=1*10-7M
Tomando como base el valor 1*10-7 para la concentración de los iones las soluciones pueden ser:
SOLUCION NEUTRA = [H3O+] = [-OH] = 1*10-7M
SOLUCION ACIDA = [H3O+] > [-OH] > 1*10-7M
SOLUCION BASICA = [H3O+] < [-OH] < 1*10-7M
ESCALA LOGARITMICA DE LAS CONCENTRACIONES: Establecida por Sörem sörensen define:
PH (potencial de hidrogeno)
PH=log 1/[H3O+] = -log[H3O+]
PH(potencial de hidroXILO)
POH =log 1/[-OH] = -log[-OH]
Nota: –log (a*10-b) = -log a + b log 1 = 0 log 10 = 1
Para el agua se tiene que [H3O+] = [-OH] = 1*10-7M. De donde :
Poh = -log [H3O+] = -log (1*107) = -log 1 + 7 = -0 + 7 Ph = 7
Poh = -log [-OH] = -log (1*10-7) = -log 1 +7 = -0 + 7 Poh = 7
Por lo tanto Ph + Poh = 14
PROGRAMA DE BACHILLERATO CLEI 36
CALCULOS DE PH Y POH: Teniendo en cuenta que para los electrolitos fuertes la concentración de los iones originados del proceso de d isciación es prácticamente igual a la concentración de la solución, los cálculos de PH y POH) pueden ser, por ejemplo:
- Calcular el PH y el POH de ácido clorhídrico 0.002 M
Como es un ácido, el ion que origina es [H3O+] cuya concentración es 2*10-3 M
= PH = - log [H3O+] = -log (2*10-3) = log 2 + 3
= PH = -0.3 + 3 PH = 2,7
como PH y POH = 14 = POH =14 - PH POH = 11.3
- Calcular el PH y el POH de hidróxido sódico 0.0003 M
Como corresponde a una base, el ion originado es [-OH] de concentración es 3*10-4 M.
Entonces se calcula primero el POH
= POH = -log [-OH] = -log (3*10-4) = -log 3 + 4 log 3 = 0.47
= POH = 3,53 como PH + POH = 14
= PH = 10,47
10. ÁTOMOS DE CARBONO Y COMPUESTOS ORGÁNICOS
ÁTOMO DE CARBONO
GENERALIDADES:
PROGRAMA DE BACHILLERATO CLEI 37
SÍMBOLO # ATÓMICO
# MASICO
CONSTITUC. DEL ÁTOMO
CONFIGURAC. ELECTRÓNICA
ELECTRONES DE VALENCIA
NIVELES DE ENERGÍA
ISÓTOPO RADIOACTIVO
CONS.DEL ISÓTOPO
CLASE DE ELEMENTO
C 6 12 6e-, 6p+ , 6no
1s2 2s2 2p2
4e- 2
14
6 6e-, 6p+
, 8no No metálico
ESTADO NATURAL: El carbono se presenta en la naturaleza bajo dos formas: elemental y combinado.
TEORÍA DE LA HIBRIDACIÓN: Se basa en la combinación de orbitales atómicos (COA) permitiendo la explicación de distintos compuestos como alcanos, alquenos y alquinos.
PROGRAMA DE BACHILLERATO CLEI 38
En el siguiente cuadro se resumen las características de lo distintos tipos de hibridación.
TIPO DE HIBRIDACIÓN
COMBINACIÓN DE ORBITALES
FIGURA GEOMÉTRICA
ÁNGULO DE ENLACE
ORBITALES REMANENTES
EJEMPLO
TETRAGONAL Sp3 Tetraedro regular
109.5° 0 Alcanos
TRIGONAL Sp2 Triangular planar
120° 1 Alquenos
DIAGONAL Sp Lineal 180° 2 Alquinos
ORBITALES MOLECULARES: Resultan de la combinación de los orbitales atómicos, se clasifican en orbital molecular Sigma y orbital molecular Pi.
ORBITAL MOLECULAR Sigma: Resulta del solapamiento frontal de los orbitales atómicos, por lo tanto, el enlace tomado será fuerte.
ORBITAL MOLECULAR PI: se origina del solapamiento lateral de los orbitales atómicos, con lo cual el enlace formado es débil.
PROGRAMA DE BACHILLERATO CLEI 39
COMPUESTOS ORGÁNICOS.
GENERALIDADES:
ELEMENTO BASE
TIPO DE ENLACE
SOLUBILIDAD REACCIONES PTOS. DE EBULLICIÓN
PRINCIPAL FUENTE
EL CARBONO
Covalente puro y covalente polar
Insoluble en H2O soluble en éter, benceno
Ocurren a bajas temperaturas
Son relativamente bajos
El petróleo
CLASIFICACIÓN: se clasifican en Alifáticos y Aromáticos, así:
ALIFÁTICOS
- ACICLICOS (de cadena abierta)
- ALICICLICOS (de cadena cerrada)
PROGRAMA DE BACHILLERATO CLEI 40
CADENAS CARBONADAS: un cadena carbonada es una secuencia de átomos de carbono según la disposición de los átomos se clasifican en:
Cadenas lineales:
Cadenas ramificadas:
Cadenas cerradas:
RADICALES: Son átomos o grupos de átomos que presentan un electrón libre. Los radicales orgánicos se derivan de los hidrocarburos. Los radicales se nombran según el número de átomos de carbono que lo constituye y el sufijo (IL o ILO). se representan los radicales por la letra R. Aquí se resumen los principales:
FORMULA MOLECULAR
CnH2n+1 n =>1 FORMULA ESTRUCTURAL NOMBRE
CH3- CH3- METIL
C2H5- CH3- CH2- ETIL
C3H7- CH3- CH2- CH2- PROPIL
ISIPROPIL
C4H9- CH3- CH2- CH2- CH2- BUTIL
CH3- CH- CH2- CH3- SEC-BUTIL
PROGRAMA DE BACHILLERATO CLEI 41
ISOBUTIL
TER-BUTIL
PREFIJOS: Para nombrar compuestos orgánicos se utilizan prefijos que denotan el número de carbonos así:
#
CARBONOS
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
PREFIJOS MET ET PROP BUT PENT HEX HEPT OCT NON DEC UNDEC DODEC TRIDEC TETRADEC
GRUPOS FUNCIONALES: El grupo funcional corresponde a la disposición que adoptan los átomos en una molécula. Confiriéndole propiedades específicas a una serie de compuestos que determinan una función química; Aquí se presentan las principales:
FUNCIÓN QUÍMICA
ESTRUCTURA
GRUP. FUNCIONAL
SUFIJO EJEMPLO NOMBRE
ALCANO R-C-C-R C-C ANO CH3- CH2- CH3 PROPANO
ALQUENO R-C=C-R C=C ENO CH2= CH2 ETENO
ALQUINO INO BUTINO
ÉTER R-O-R -O- ÉTER CH3-O-CH3 DIMETIL-ETER
EMINA R-NH2 - NH2 AMINA CH3-CH2-NH2 ETIL-AMINA
HALURO DE ALQUILO
R-X -X UROILO
CH3-CH2-Br BROMURO DE ETILO
TIOL R-SH -SH TIOL CH3- CH2-CH2-SH PROPANOTIOL
ALCOHOL R-OH -OH OL 2-BUTANOL
PROGRAMA DE BACHILLERATO CLEI 42
CETONA ONA PROPANONA
ALDEHIDO AL ETANOL
NITRILO NITRILO PROPANONITRI-LO
AMIDA AMIDA BUTANAMIDA
REACCIONES ORGÁNICAS: Las reacciones orgánicas se verifican por la ruptura o formación de enlaces. Las principales clases de reacciones orgánicas son:
REACCIONES DE SUSTITUCIÓN: Un átomo o grupo de átomos es reemplazado por otro átomo o grupos de átomos.
REACCIONES DE ADICIÓN: Un grupo de átomos se adiciona a una molécula, este tipo de reacción involucra una ruptura de enlace Pi.
REACCIONES DE ELIMINACIÓN: Son inversas a las de adición.
11. HIDROCARBUROS ALIFÁTICOS
Hidrocarburos: Los hidrocarburos alifáticos son compuestos formados únicamente por carbono (C) e hidrógeno (H). Se consideran como esqueletos carbonados, base de las distintas funciones orgánicas que se obtienen al sustituir los átomos de hidrógeno por grupos funcionales.
Clasificación: Los hidrocarburos alifáticos se pueden clasificar dependiendo de su estructura carbonada en:
PROGRAMA DE BACHILLERATO CLEI 43
Hidrocarburos Alifáticos acíclicos: Centraremos el estudio de los hidrocarburos alifáticos en los de cadena abierta (saturados e insaturados).
Alcanos:
- Reciben el nombre de parafinas debido a su baja reactividad química.- Presentan hibridación tetragonal cuya combinación de orbitales es Sp3.
- Se identifican por el enlace sencillo entre carbonos (C-C).- El sufijo para nombralos es ANO.
- Presentan isomeria conformacional y estructural.- Los alcanos de cadena recta normal obedecen a la fórmula general CnH2n+2 con n >= 1.
Serie homóloga: Es aquella serie en la cual, los compuestos difieren del inmediatamente anterior. Posterior en un grupo Metileno (CH2).
Fórmula molecular Fórmula estructural Nombre
CH4CH4 Metano
C2H6CH3-CH3 Etano
C3H8CH3-CH2-CH3 Propano
C4H10
CH3-CH2-CH2-CH3 Butano
Isobutano
PROGRAMA DE BACHILLERATO CLEI 44
C5H12
CH3-CH2-CH2-CH2-CH3 Pentano
Isopentano
Neopentano(2,2-dimetil-propano)
Propiedades físicas:
Estado físico:
- Gaseosos del C1 al C4
- Líquidos del C5 al C17
- Sólidos del C18...
Solubilidad: n- Insolubles en agua, solubles en CCl4, CS2, Éter, Benceno
Densidad: - Menor que la del agua y aumenta con el peso molecular.
Puntos de ebullición:
- Aumentan con el peso molecular y disminuyen con el número de ramificaciones.
Nomenclatura: Para nombrar un alcano se deben tener en cuenta las siguientes pautas:
- Se selecciona como estructura principal la cadena más larga de átomos de carbono.
- Se numera la cadena de tal forma que a los radicales o sustituyentes se les asigne la posición más baja posible.
- Se nombran los radicales en orden creciente de tamaño, o alfabéticamente indicando la posición que ocupa dentro de la cadena.
- En caso de existir radicales iguales, se escriben las posiciones de los mismos en la cadena separadas por comas y se utilizan prefijos que indican el número de ellos, así: Di(2), Tri(3), Tetra (4), Penta (5) etc.
- Se nombra la cadena principal escribiendo el prefijo que denota el número de carbonos y el sufijo ANO.
PROGRAMA DE BACHILLERATO CLEI 45
EDUCACION A DISTANCIA
EVALUACION DE
PROGRAMA DE BACHILLERATO CLEI 46
QUIMICA
EVALUACION FINAL DE QUIMICANOMBRE COMPLETO: ________________________________________________________________
CIUDAD Y FECHA: ___________________________________________________________________
1. El azufre cede más rápido los electrones de su último nivel de energía porque:
A. Están atraídos con menos fuerza
B. Están ubicados en orbitales S
C. Tiene mayor electronegatividad
D. Su potencial de ionización es alto.
2. La sangre tiene un pH = 6,8 y la orina un pH = 5,4, entonces:
A. La orina es más ácida que la sangre
B. La orina es menos ácida que la sangre
C. La orina es más básica que la sangre
D. Las dos tienen igual acidez
3. Una MOL es una unidad de:
A. Volumen
B. Cantidad de masa
C. Temperatura
D. Longitud
PROGRAMA DE BACHILLERATO CLEI 47
4. El número de átomos de oxígeno presentes en una molécula de HNO3 es:
A. 3
B. 48
C. 6,02x1023
D. l ,8x10
5. El Ca pertenece al grupo II de la tabla periódica. La valencia más probable para ese elemento es:
A. 1
B. 2
C. 3
D. 4
6. En la fórmula O=C=O el C tiene valencia:
A. 1
B. 2
C. 3
D. 4
E. 5
7. Es un óxido ácido:
A. ASO5
B. Na2O
C. CaO
D. Al203
8. Las reacciones químicas que se realizan en el interior de la célula son:
A. No enzimáticas
B. Enzimáticas
C. Unicamente inorgánicas
D. Muy violentas
9. La fórmula
PROGRAMA DE BACHILLERATO CLEI 48
Corresponde a:
A. 2,4,4, trimetil pentano
B. Isopropilpentano
C. 2,2,4-trimetil pentano
D. lsooctano
10. La fórmula
Corresponde al cicloalcano:
A. C8H16
B. C8H18
C. C8H20
D. C8H14
11. La obtención del jabón es llamada:
A. Isomerización
B. Eterificación
C. Saponificación
D. Esterificación
12. La fórmula
PROGRAMA DE BACHILLERATO CLEI 49
Corresponde a una amina:
A. Primaria
B. Secundaria
C. Cuaternaria
D. Ternaria
13. La fórmula
¿Qué ramificación es y a qué 80. Alcohol pertenece?
A. 1,2,4 butanotriol
B. 1,3,4 butanotriol
C. Butanotriol
D. Isobutanol
14. Según su configuración electrónica, el azufre (Z=16) se encuentra en el:
A. Primer período
B. Cuarto período
C. Tercer período
D. Segundo período
15. Cuando una persona tiene carencia de glóbulos rojos, se le debe suministrar:
A. Calcio
B. Hierro
C. Vitamina E
D. Vitamina A
E. Fósforo
16. La fórmula
PROGRAMA DE BACHILLERATO CLEI 50
Corresponde a:
A. 2,3,3 trimetil - heptano
B. 5,5,6 trimetil - heptano
C. 2,3,3, trimetil - hexano
D. 5,5,6 trimetil - hexano
E. 5,5,6 trimetil - octano
17. El compuesto con la fórmula
Se nombra como:
A. 3 metil-etil isohexano
B. 2 metil 4-4 dietil butano
C. 2,4 dimetil 4-etil hexano
D. 3,5 dimetil 3 etilhexano
E. 5,3 dimetil etil hexano
18. En la ecuación
X representa:
A. NaCI
B. NaOH
C. Na2O2
D. NaH
E. NaCIO
19. El número de equivalentes-gramo contenidos en 2 litros de una solución 0,5 normal es:
PROGRAMA DE BACHILLERATO CLEI 51
A. 0,3
B. 0,5
C. 0,7
D. 10
E. 2,0
20. La molaridad de una solución que contiene 2 moles de HCl en 2 litros es:
A. 0,5
B. 2,5
C. 1,0
D. 1,5
E. 2,0
TIPOS DE PREGUNTAS
Orientación Básica al Pre-Icfes:
Cuando presentamos el examen de estado nos enfrentamos a varios tipos de preguntas, pero ¿Para qué? Esto es por que el Servicio nacional de pruebas, con el objeto de garantizar que las pruebas midan diversos procesos de pensamiento, utiliza diversas formas en la formulación de las preguntas.
La forma de responder una pregunta no está dada por el azar, es por eso que a continuación le mostraremos los tipos de preguntas y la forma para responderlos:
1. Preguntas de selección múltiple una única respuesta:
Estas preguntas se desarrollan en torno a una idea o problema al cual se refieren las opciones o posibilidades de respuesta. Constan de un enunciado en el que se expone el problema y cuatro o cinco posibilidades de respuesta. Las cinco posibilidades son expresiones que completan el enunciado inicial; entre estas opciones debe escogerse una, la que se considere Correcta. Veamos un ejemplo:
Ejemplo 1:
Con la frase "¿Estará Pedro en la casa?" se quiere preguntar por la ubicación de Pedro en:
PROGRAMA DE BACHILLERATO CLEI 52
A. El momento en el que se hace la preguntaB. Un momento futuroC. Cualquier momentoD. El momento en el que se de la respuesta
Al leer una pregunta es necesario saber lo que realmente se nos está cuestionando, eliminando así cualquier tipo de distractor. En la frase "¿Estará Pedro en la casa?" la atención debe centrarse al verbo Estará. Este está condicionado por una situación de un aquí y un ahora, lo cual indica que la respuesta Correcta es la A. El momento en el que se hace la pregunta.
2. Preguntas de selección múltiple con múltiple respuesta
Este tipo de preguntas se utiliza especialmente para poner en consideración una situación en la que es en necesario tener en cuenta dos posibles consecuencias, dos posibles aplicaciones o, dos condiciones para definirla adecuadamente.
Estas preguntas constan de un enunciado y cuatro opciones o posibilidades de respuesta relacionados con él; una combinación de estas opciones le responde Correctamente.
Para responder este tipo de preguntas debe seguir las alternativas de respuesta del siguiente cuadro:
Si 1 y 2 son Correctos, seleccione ASi 2 y 3 son Correctos, seleccione BSi 3 y 4 son Correctos, seleccione CSi 2 y 4 son Correctos, seleccione DSi 1 y 3 son Correctos, seleccione E
Veamos unos ejemplos:
Ejemplo 2:
Las capitales respectivas de Portugal y suiza son:
1. Lisboa2. Londres3. Berna4. Ginebra
Para contestar este tipo de pregunta tenemos que seleccionar dos de las opciones, no es necesario ningún tipo de razonamiento ya que lo único que se nos está pidiendo es información. Sabemos que la capital de Portugal es de Lisboa y la capital de Suiza, Berna, de ahí tenemos la combinación 1 - 3; según el cuadro si 1 - 3 son Correctos la respuesta es E.
Nota: Imagine que el día del examen usted recuerda la capital de Portugal (Lisboa), pero no sabe cuál es la capital de suiza, así que le tocaría escoger una respuesta entre Berna y Ginebra. Si usted mira el cuadro de respuestas se podrá dar cuenta que la combinación 1 - 4 no
PROGRAMA DE BACHILLERATO CLEI 53
existe, así que la capital de Suiza no podría ser Ginebra, así que la única posibilidad que nos queda es "Berna" completando así nuestra respuesta.
Ejemplo 3:
Si aceptamos que para Marx la moral es una forma de la conciencia social, se puede deducir que:
1. La revelación divina y la moralidad se complementan.2. La moral y el "mandato divino" se excluyen3. La moral es un producto de la relación entre los hombres4. No existe relación entre la sociedad y la moral
Para poder contestar esta pregunta es necesario tener claro que lugar ocupa el componente moral dentro del Marxismo. Marx analiza la sociedad a partir de dos niveles:
- La infraestructura y- La supraestructura
La infraestructura está determinada por el componente económico y la supraestructura, que incluye la moral, depende del componente económico. Para Marx, la infraestructura determina la supraestructura, es decir, que las sociedades generan sus propios valores a partir de su estructura económica.
Dado que el Marxismo es una corriente materialista queda excluida toda posibilidad de relacionar valores con elementos abstractos o separar sociedad y moral.
A partir de estos supuestos podemos deducir que las opciones Correctas son 2 y 3 por lo tanto la respuesta es B.
3. Preguntas de análisis de relación
Con ésta forma de preguntas se trata de explorar la capacidad del examinando para juzgar el poder que tienen unos enunciados para explicar otros, lo cual implica juzgar el valor de la verdad de cada uno de ellos y de la relación que existe entre ellos. Este tipo de preguntas, como su nombre lo indica, es muy útil para evaluar la capacidad de análisis del examinando.
En éstas preguntas se presenta una AFIRMACIÓN (que puede ser verdadera o falsa) seguida de una explicación denominada RAZÓN (que también puede ser verdadera o falsa).
El cuadro de respuestas es el siguiente:
Si la afirmación y la razón son verdaderas y la razón es una explicación Correcta de la afirmación, seleccione:
A
Si la afirmación y la razón son verdaderas, pero la razón NO es una explicación Correcta de la afirmación, seleccione:
B
Si la afirmación es verdadera, pero la razón es una proposición falsa, seleccione: C
Si la afirmación es falsa, pero la razón es una proposición verdadera, seleccione: D
Si la afirmación como la razón son proposiciones falsas, seleccione: E
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Ejemplo 4:
El único factor que determinó la abolición de la esclavitud en Colombia a mediados del siglo XIX fue el económico.
PORQUE
A mediados de siglo XIX la formación de mercados regionales y el desarrollo de la agricultura en nuestro país hacían necesaria la libertad de mano de obra.
BCDE
Para poder establecer una respuesta, primero que todo, nos toca revisar si los enunciados son verdaderos o falsos:
Afirmación: El único factor que determinó la abolición de la esclavitud en Colombia a mediados del siglo XIX fue el económico. Esta afirmación es falsa, ya que en este hecho también influyeron presiones políticas de ciertos sectores sociales.
Razón: A mediados de siglo XIX la formación de mercados regionales y el desarrollo de la agricultura en nuestro país hacían necesaria la libertad de mano de obra. Esta proposición es verdadera.
Al definir la validez de éstas proposiciones tenemos que la Afirmación es falsa y que la razón es verdadera, por lo tanto la respuesta es D.
4. Preguntas de información suficiente
Este tipo de preguntas constan de un enunciado y de dos informaciones denominadas I y II. Se debe decidir acerca de la suficiencia de dichas informaciones para resolver el problema planteado en el enunciado. La respuesta Correcta se selecciona de acuerdo con los siguientes criterios:
Si la información I es suficiente para resolver el problema, pero la información II no lo es, seleccione:
A
Si la información II, es suficiente para resolver el problema, pero la información I no lo es, seleccione
B
Si las informaciones I y II juntas son suficientes para resolver el problema, pero cada una por separado no lo es, seleccione:
C
Si cada una de las informaciones I y II por separado son suficientes para resolver el problema, seleccione:
D
Si las informaciones I y II juntas no son suficientes para resolver el problema, seleccione:
E
Veamos un ejemplo:
Ejemplo 5:
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Se sabe que multiplicar un número varias veces por sí mismo es 256. Se puede identificar el número si se conoce:
I Que el número es par positivoII Cuántas veces se multiplica el número por si mismo.
ABCDE
Para poder resolver ésta pregunta tenemos que analizar cada una de las informaciones que nos han sido planteadas. Hagamos un análisis de las respuestas:
La información I nos permite descartar a los números negativos, pero no nos permite identificar el número que multiplicado por si mismo varias veces da como resultado 256, ya que existen varias posibilidades: 28 = 256, 44 = 256, 162 = 256.
La información dos nos permite encontrar el número que multiplicado por si mismo varias veces da 256, el problema está en que este puede ser positivo o negativo, ya que: 28 = 256, (-2)8 = 256 44 = 256, (-4)4 = 256
En consecuencia, para poder resolver la pregunta necesitamos la información I y II para identificar el número, por lo tanto la respuesta Correcta es C.
El Pre-Icfes:
Desde el año 1995 el servicio nacional de pruebas del Instituto Colombiano para el fomento de la Educación Superior (ICFES) ha estado trabajando en un proyecto de reconceptualización del examen de estado que deben realizar los estudiantes en Colombia para el ingreso a la educación superior. Esta nueva prueba se realizará a partir de Marzo del año 2000.
Ésta nueva prueba pretende evaluar la capacidad de estudiante para resolver situaciones, interpretar, argumentar, proponer soluciones o respuestas a partir de los datos que se le otorgan y de acuerdo a una serie de parámetros establecidos.
Basados en este nuevo planteamiento, hemos diseñado un curso que proporcione al estudiante las herramientas de análisis, conocimientos, aptitudes y actividades necesarias para la selección de las áreas de profundización, problemáticas interdisciplinarias y escogencia de la carrera universitaria.
El Pre-Icfes que hemos desarrollado está dividido en dos partes fundamentales denominadas: Núcleo Común y Componente Flexible. El primero de ellos es trabajado en éste Modulo y el segundo, que es el que permite trabajar competencias diferenciadas para cada estudiante, se hace por medio de una tutoría física en nuestras instalaciones.
La estructura del nuevo examen es la siguiente:
En el núcleo común del examen que será presentado por todos los estudiantes, se evalúan las competencias básicas contextualizadas en las disciplinas de las Ciencias Naturales (Biología, Química, Física), de las Ciencias Sociales (Historia, Geografía y Filosofía), Matemáticas,
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Lenguaje e Idiomas. La prueba de idiomas dejará de ser electiva y se convertirá en obligatoria y opcional, es decir, que el estudiante deberá presentar una prueba de un idioma extranjero pero tiene la posibilidad de escoger entre inglés, francés o alemán.
En el componente flexible del examen se pretende evaluar las competencias en niveles de profundización de los contextos disciplinares y en contextos de situaciones problemáticas que implican la integración de elementos de distintas disciplinas. En este sentido, este componente se articula en torno a dos líneas: profundización e interdisciplinaria.
En el área de profundización el alumno debe seleccionar tres materias para poder evaluarle de manera general y específica las preferencias en las competencias básicas, y en el área interdisciplinaria se clarifican las actitudes e intereses frente a las problemáticas de tipo socio-cultural.
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