DEPARTAMENTO DE QUIMICA DEPARTAMENTO DE QUIMICA

UNIDAD IZTAPALAPA—DIVISION DE CIENCIAS BASICAS E INGENIERIA
PROBLEMARIO DE TALLERES
DE
ESTRUCTURA DE LA MATERIA
DEPARTAMENTO
DE QUIMICA
(OBRA COLECTIVA)
http://www.quimica.izt.uam.mx
EDICION DE PRUEBA
(versión electrónica sin páginas blancas)
MAYO DE 2004
UNIVERSIDAD AUTONOMA METROPOLITANA
Casa abierta al tiempo
DIRECTORIO
Dr. Tomás Viveros García
(Director de la DCBI)
Dr. Alberto Rojas Hernández
(Jefe del Departamento de Química)
Dr. José Gilberto Córdoba Herrera
(Coordinador del Tronco General de Asignaturas-Química)
(Segunda Versión, Mayo de 2004.)
Problemario de Talleres de Estructura de la Materia (versión electrónica).
DCBI/UAM-I . Obra Colectiva del
DEPARTAMENTO
DE QUIMICA
. Mayo de 2004.
Índice
Presentación
Prefacio
Unidad 1
Unidad 2
Unidad 3
Unidad 4
Unidad 5
Unidad 6
Unidad 7
Unidad 8
iii
iv
2
8
13
18
22
26
30
33
ii
Problemario de Talleres de Estructura de la Materia (versión electrónica).
DCBI/UAM-I . Obra Colectiva del
DEPARTAMENTO
DE QUIMICA
. Mayo de 2004.
Presentación
El nuevo Plan del Tronco General de Asignaturas (TGA) para las licenciaturas de la División de
Ciencias Básicas e Ingeniería de la Unidad Iztapalapa fue aprobado por el Colegio Académico de
nuestra Universidad en su Sesión 193 (acuerdo 193.5), ocurrida el 19 de marzo de 1998. La filosofía
de los cambios en este TGA implica que no se limite la unidad de enseñanza-aprendizaje (uea) a la
enseñanza y el aprendizaje de conocimientos específicos de las diferentes disciplinas, sino que se
incorpore la enseñanza y el aprendizaje de métodos y el desarrollo de habilidades y actitudes, dando
mayor atención a los alumnos en varias uueeaa a través de la impartición de talleres en donde se
explique la resolución de problemas típicos de la disciplina.
El grupo asesor encargado del diseño de las uueeaa de Transformaciones Químicas y Estructura de
la Materia fue coordinado por el Dr. Arturo Rojo Domínguez, siendo miembros de dicho grupo asesor
la Dra. R. Patricia Villamil Aguilar, la Dra. Mercedes T. Oropeza Guzmán, la Dra. Margarita Viniegra
Ramírez (Jefa del Departamento de Química en ese entonces), la Dra. Nancy C. Martín Guaregua, la
Dra. Rubicelia Vargas Fosada, el M. en Q. Jaime René Esquivel Hernández (Coordinador del TGAQuímica en ese entonces), el Dr. José Luis Córdova Frunz y el que suscribe esta presentación.
Durante varias sesiones el grupo asesor propuso los programas de estudios correspondientes, así
como las cartas descriptivas que permiten a los Profesores y Ayudantes de Profesor que imparten la
uea una visión más clara de la conducción del proceso de enseñanza y aprendizaje y del nivel al que
los cursos deben impartirse y evaluarse. Para concluir sus trabajos, el grupo asesor estableció un
grupo de problemas que sirvieran de base para las sesiones de taller que se establece en el
programa de la uea. Estos problemas fueron el resultado de recopilaciones de diferentes libros de
Química General y algunas contribuciones originales.
Al ser aprobado el TGA, que ahora está vigente, el entonces Coordinador del TGA-Química se
encargó de ir mejorando y aumentando el número de problemas para el trabajo en los talleres, con la
participación de los Profesores que han ido impartiendo la uea de Estructura de la Materia cada
trimestre, encargando la captura del material en un mismo formato y una redacción uniforme a
diferentes ayudantes de profesor y añadiendo las respuestas a los problemas. Después de varias
iteraciones en la redacción y presentación de este material, decidí editar esta versión de prueba para
beneficio de los alumnos del TGA de la División.
Durante el año 2002 el actual Coordinador del TGA-Química (Dr. José Gilberto Córdoba Herrera),
junto con los profesores Dr. Arturo Rojo Domínguez, Dra. Rubicelia Vargas Fosada y la Dra.
Margarita Viniegra Ramírez, así como la ayudante de profesor M. en Q. Angélica B. Raya Rangel le
dieron al problemario el presente formato.
Debo enfatizar el hecho de que la autoría de la presente obra es colectiva y se publica con el único
objetivo de presentar a nuestros alumnos el material mínimo necesario para su estudio, adaptado a
nuestro sistema trimestral.
Dr. Alberto Rojas Hernández
Jefe del Departamento de Química
Diciembre de 2002
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Problemario de Talleres de Estructura de la Materia (versión electrónica).
DCBI/UAM-I . Obra Colectiva del
DEPARTAMENTO
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. Mayo de 2004.
Prefacio
Este problemario debe considerarse como un material de apoyo que no sustituye al libro de
texto ni al profesor. En cada Unidad (que proporciona el material para el trabajo en los
talleres semanales) se incluyen problemas suficientes para trabajar durante las horas de
taller con el ayudante y el profesor, y para que los alumnos puedan ejercitar en casa y
autoevaluarse. Las series de problemas están ordenadas de tal manera que sirvan de guía
para distribuir el trabajo de los alumnos durante el trimestre, considerando evaluaciones
departamentales en las semanas 4, 8 y 12. Las unidades 1 a 3 cubren el material
correspondiente a los talleres de las semanas 1 a 3, las unidades 4 a 6 cubren el material
correspondiente a las semanas 5 a 7 y, finalmente, las unidades 7 y 8 cubren parte del
material correspondiente a las semanas 9 a 11.
Además, el material está ordenado por temas y al final de cada Unidad se encuentran las
respuestas a algunos problemas propuestos, no así para las preguntas que implican escribir
la definición o interpretación de resultados, pues consideramos importante que el alumno sea
capaz de redactar los conceptos, utilizando sus propias palabras. Es importante señalar que
el incluir los resultados tiene como propósito que el estudiante juzgue su trabajo, y
recomendamos fuertemente que no se usen para manipular los datos con el fin de obtener la
respuesta deseada. Agradeceremos mucho que cualquier error detectado o comentario
sobre el material sea dirigido a la Coordinación del TGA-Química para corregir o ampliar
futuras versiones.
Dr. Alberto Rojas Hernández
Diciembre de 2002
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Problemario de Talleres de Estructura de la Materia (versión electrónica).
DCBI/UAM-I . Obra Colectiva del
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. Mayo de 2004.
Tabla de Contenido
Tabla de Contenido ..................................................................................................................................................1
Unidad 1 ...................................................................................................................................................................2
RADIACIÓN ELECTROMAGNÉTICA Y TEORÍA CUÁNTICA .............................................................................2
FOTONES Y EFECTO FOTOELÉCTRICO ..........................................................................................................2
ESPECTROS Y MODELO ATÓMICO DE BOHR ................................................................................................3
DUALIDAD ONDA-PARTÍCULA ...........................................................................................................................4
MECÁNICA CUÁNTICA, ÁTOMO DE HIDRÓGENO, ÁTOMOS POLIELECTRÓNICOS ...................................5
ESPIN Y CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS ..............................................................................................5
RESPUESTAS A LOS PROBLEMAS DE LA UNIDAD 1 .....................................................................................7
Unidad 2 ...................................................................................................................................................................8
TABLA PERIÓDICA ..............................................................................................................................................8
CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS ........................................................................................8
CAPAS ELECTRÓNICAS Y TAMAÑO DE LOS ÁTOMOS ..................................................................................9
ENERGÍA DE IONIZACIÓN Y AFINIDAD ELECTRÓNICA..................................................................................9
METALES Y NO METALES................................................................................................................................11
PROBLEMAS ADICIONALES ............................................................................................................................11
RESPUESTAS A LOS PROBLEMAS DE LA UNIDAD 2 ...................................................................................12
Unidad 3 .................................................................................................................................................................13
SÍMBOLOS DE LEWIS Y REGLA DEL OCTETO ..............................................................................................13
ENLACE IÓNICO ................................................................................................................................................13
ENLACE COVALENTE .......................................................................................................................................14
REPRESENTACIÓN DE LEWIS Y RESONANCIA ............................................................................................15
EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO....................................................................................................16
ENERGÍA DE ENLACE Y ENTALPÍA DE LAS REACCIONES..........................................................................16
POLARIDAD DE LOS ENLACES Y ELECTRONEGATIVIDAD .........................................................................16
NÚMEROS DE OXIDACIÓN ..............................................................................................................................17
RESPUESTAS A LOS PROBLEMAS DE LA UNIDAD 3 ...................................................................................17
Unidad 4 .................................................................................................................................................................18
MODELO DE REPULSIÓN DE PARES .............................................................................................................18
MOMENTOS DIPOLARES .................................................................................................................................19
HIBRIDACIÓN.....................................................................................................................................................19
ORBITALES MOLECULARES Y ORDEN DE ENLACE.....................................................................................20
RESPUESTAS A LOS PROBLEMAS DE LA UNIDAD 4 ...................................................................................21
Unidad 5 .................................................................................................................................................................22
TEORÍA CINÉTICA-MOLECULAR DE GASES..................................................................................................22
DESVIACIONES DEL COMPORTAMIENTO IDEAL..........................................................................................22
ORIGEN MOLECULAR DEL COMPORTAMIENTO MACROSCÓPICO ...........................................................23
FUERZAS INTERMOLECULARES ....................................................................................................................23
RESPUESTAS A LOS PROBLEMAS DE LA UNIDAD 5 ...................................................................................25
Unidad 6 .................................................................................................................................................................26
VISCOSIDAD Y TENSIÓN SUPERFICIAL.........................................................................................................26
CAMBIOS DE ESTADO......................................................................................................................................26
PUNTO DE EBULLICIÓN, VOLATILIDAD Y PRESIÓN DE VAPOR .................................................................27
VOLATILIDAD, PRESIÓN DE VAPOR Y PUNTO DE EBULLICIÓN .................................................................27
ESTRUCTURA Y ENLACE EN SÓLIDOS..........................................................................................................28
RESPUESTAS A LOS PROBLEMAS DE LA UNIDAD 6 ...................................................................................28
Unidad 7 .................................................................................................................................................................30
PROPIEDADES DE LAS SOLUCIONES, PROCESO DE DISOLUCIÓN, CONCENTRACIÓN
Y SOLUBILIDAD .................................................................................................................................................30
PROPIEDADES COLIGATIVAS .........................................................................................................................31
COLOIDES..........................................................................................................................................................32
RESPUESTAS A LOS PROBLEMAS DE LA UNIDAD 7 ...................................................................................32
Unidad 8 .................................................................................................................................................................33
MATERIALES MODERNOS: CRISTALES LÍQUIDOS, POLÍMEROS, MATERIALES CERÁMICOS Y
PELÍCULAS FINAS.............................................................................................................................................33
PROGRAMA DE ESTUDIOS.................................................................................................................................35
CARTA DESCRIPTIVA..........................................................................................................................................37
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Unidad 1
RADIACIÓN ELECTROMAGNÉTICA Y TEORÍA CUÁNTICA
1.- Explica qué significa que la energía radiante sea una radiación electromagnética.
2.- ¿Cuál es la relación entre la frecuencia y la longitud de onda de la energía radiante?
¿Cuáles son las unidades de la longitud de onda y frecuencia de las ondas electromagnéticas?
3.- Algunos elementos emiten luz de un color específico al arder. Históricamente los químicos emplearon “la
prueba de la flama” para determinar si había elementos específicos en una muestra. Las longitudes de onda
características de algunos elementos son:
Ag
Au
Ba
Ca
Cu
328.1 nm
267.6 nm
455.4 nm
422.7 nm
324.8 nm
Fe
K
Mg
Na
Ni
372.0 nm
404.7 nm
285.2 nm
589.6 nm
341.5 nm
a) Sin necesidad de realizar cálculos, indica cuál elemento emite la radiación de mayor energía y cuál la
de menor energía.
b) Cuando arde una muestra de una sustancia desconocida emite luz de frecuencia 6.59x1014 s-1, ¿cuál
de los elementos arriba mencionados se encuentra probablemente presente en la muestra?
4.- Una luz de neón emite radiación con una longitud de onda de 616 nm. ¿Cuál es la frecuencia de esta
radiación? Con la ayuda de un esquema del espectro electromagnético indica el color asociado a esta
longitud de onda.
5.- La unidad de tiempo en el SI de unidades es el segundo, que se define como 9 192 631 770 ciclos de la
radiación asociada a un cierto proceso de emisión en el átomo de cesio. Calcula la longitud de onda de esta
radiación e indica en qué región del espectro electromagnético se encuentra esta longitud de onda.
6.- Cierta película fotográfica requiere una energía de radiación mínima de 80 kJ/mol para que se produzca la
exposición. ¿Cuál es la longitud de onda de la radiación que posee la energía necesaria para exponer la
película? ¿Se podría utilizar esta película para fotografía infrarroja?
7.- Ordena las radiaciones electromagnéticas siguientes en orden creciente de su longitud de onda:
a) Radiación de una estación de FM de radio en el 89.7 del cuadrante.
b) La radiación de una estación de AM de radio en el 1640 del cuadrante.
c) Los rayos X utilizados en el diagnóstico médico.
d) La luz roja de un diodo emisor de luz, como el utilizado en las pantallas de la calculadoras.
8.- Explica brevemente en qué consiste la teoría cuántica propuesta por Planck y qué es un cuanto. Menciona
dos ejemplos que ilustren el concepto de cuantización.
FOTONES Y EFECTO FOTOELÉCTRICO
9.- ¿Qué son los fotones? ¿Qué importancia tuvo la explicación de Einstein del efecto fotoeléctrico en el
desarrollo de la interpretación de la naturaleza de la radiación electromagnética como onda y partícula?
10.- Sólo una fracción de la energía eléctrica suministrada a un foco de tungsteno se convierte en luz visible. El
resto de la energía se manifiesta como radiación infrarroja (calor). Un foco de 75 W convierte 15% de la
energía suministrada en luz visible (supón que la longitud de onda es de 550 nm) ¿cuántos fotones emite el
foco por segundo? (1 W = 1 J/s)
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11.- La retina del ojo humano puede detectar luz cuando la energía radiante que incide sobre ella es de por lo
menos 4.0 x 10-17 J. ¿Cuántos fotones corresponden a esta energía para la luz de longitud de onda de 600
nm?
12.- La clorofila absorbe luz azul con λ = 460 nm, y emite luz roja con λ = 660 nm. Calcula el cambio de energía
neto en el sistema clorofílico (en kJ) cuando se absorbe un mol de fotones de 460 nm y se emite un mol de
fotones de 660 nm.
13.- Cuando el cobre es bombardeado con electrones de alta energía, se emiten rayos X. Calcula la energía (en
joules) asociada a los fotones si la longitud de onda de los rayos X es 0.154 nm.
14.- La energía cinética del electrón emitido en el experimento del efecto fotoeléctrico es:
a) mayor que la energía de la luz incidente
b) menor que la energía de la luz incidente
c) Igual que la energía de la luz incidente
d) independiente de la energía de la luz incidente
15.- Al realizar un experimento de efecto fotoeléctrico y graficar la energía cinética de los electrones emitidos
como una función de la frecuencia de la luz incidente, ¿cuál es la forma de la función? Si ahora en el eje x
se grafica la longitud de onda, ¿qué forma tiene la función?
16.- Cuando una luz de longitud de onda de 400 nm choca con una superficie metálica de calcio, la energía
cinética de los electrones emitidos tiene un valor de 6.3 x10-20 J. Calcula la energía de unión de los
electrones en el calcio y la frecuencia mínima de la luz requerida para producir este efecto fotoeléctrico.
17.- Se ha propuesto como fuente de hidrógeno la fotodisociación del agua:
H2O(l) + hν ⎯→ H2(g) + ½ O2(g)
El ∆Ho para esta reacción, calculado a partir de datos termoquímicos, es 285.8 kJ por mol de agua
descompuesto. Calcula la máxima longitud de onda (en nm) que suministraría la energía necesaria para que
la reacción se efectúe. ¿Es factible utilizar luz solar como fuente de energía en este proceso?
18.- Para descomponer una molécula de monóxido de carbono (CO) en sus elementos se requiere de una
energía mínima de 1.76 aJ. ¿Cuántos fotones y de qué longitud de onda se necesitan para romper un mol de
moléculas de CO?
19.- La energía necesaria para extraer un electrón del sodio es de 2.3 eV.
a) ¿Presenta el sodio efecto fotoeléctrico para luz amarilla con longitud de onda de 5 890 Å?
b) Calcula la longitud de onda umbral del sodio.
20.- Se realizó un experimento fotoeléctrico al iluminar con un láser de 450 nm (luz azul) y otro de 560 nm (luz
amarilla) la superficie limpia de un metal y midiendo el número y la energía cinética de los electrones
liberados. ¿Cuál luz generaría más electrones? ¿Cuál luz liberaría electrones con mayor energía cinética?
Supón que en la superficie del metal se libera la misma cantidad de energía con cada láser y que la
frecuencia de la luz láser es superior a la frecuencia umbral.
ESPECTROS Y MODELO ATÓMICO DE BOHR
21.- ¿Qué son los espectros de emisión? ¿En qué se diferencian los espectros de líneas de los espectros
continuos?
22.- ¿Una característica bien conocida en el espectro de emisión del hidrógeno es la línea de Balmer que
proviene de la transición entre los estados ni = 3 y nf = 2. Encuentra la diferencia de energía (en kJ/mol) entre
estos dos estados y determina la frecuencia de la línea espectral.
23.- ¿Qué es un nivel energético? Explica la diferencia entre el estado fundamental (o basal) y el estado
excitado.
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24.- El electrón del átomo de hidrógeno hace una transición desde un estado energético de número cuántico
principal ni al estado n = 2. si el fotón emitido tiene una longitud de onda de 434 nm, ¿cuál es el valor de ni?
25.- Considera los siguientes niveles de energía de un átomo hipotético
E4 _________________ - 1.0 x 10-19 J
E3 _________________ - 5.0 x 10-19 J
E2 _________________ - 10 x 10-19 J
E1 _________________ - 15 x 10-19 J
a) ¿Cuál es la longitud de onda del fotón requerido para excitar un electrón desde E1 a E4?
b) ¿Cuál es la energía (en joules) que debe tener un fotón para excitar un electrón desde el nivel E2 al
nivel E3?
c) Cuando un electrón baja del nivel E3 al nivel E1 se dice que el átomo experimenta una emisión.
Calcula la longitud de onda del fotón emitido en este proceso.
26.- La energía necesaria para remover un electrón de un átomo es su energía de ionización. En términos del
modelo atómico de Bohr, la ionización puede considerarse como el proceso en el que el electrón se mueve a
una órbita de radio infinito. Por tanto, podemos calcular la energía de ionización de un átomo de hidrógeno
en estado basal suponiendo que el electrón sufre una transición del estado ni = 1 al estado nf = infinito.
a) Calcula la energía de ionización del átomo de hidrógeno (en kJ/mol)
b) Determina la longitud de onda máxima de la luz que podría causar la ionización del átomo de
hidrógeno.
c) ¿Se absorbe o se emite luz durante el proceso de ionización?
d) Calcula la energía de ionización de un átomo de hidrógeno en estado excitado con ni = 2.
27.- Calcula la energía, frecuencia y longitud de onda de la radiación asociada a cada una de las siguientes
transiciones electrónicas en el átomo de hidrógeno:
a) de n = 5 a n = 2
b) de una órbita con radio 0.53 Å a una cuyo radio es de 8.48 Å
c) de n = 4 a n = 1
d) de n = 2 a n = 6
Indica la naturaleza de cada transición (absorción o emisión).
28.- El electrón del átomo de hidrógeno en un estado excitado puede regresar al estado fundamental de dos
formas distintas: a) por una transición directa en la cual se emite un fotón de longitud de onda λ1 y, b) a
través de un estado excitado intermedio que se alcanza por la emisión de un fotón de longitud de onda λ2.
Este estado intermedio decae luego al estado fundamental al emitir otro fotón de longitud de onda λ3.
Desarrolla una ecuación que relacione λ1 con λ2 y λ3.
DUALIDAD ONDA-PARTÍCULA
29.- Explica el significado del enunciado: la materia y la radiación tienen “naturaleza dual”.
30.- ¿A cuál de las siguientes partículas corresponde la mayor longitud de onda?
a) Una partícula α moviéndose con v = 106 cm/s
b) Un protón moviéndose con v = 106 cm/s
31.- Calcula la longitud de onda asociada a:
a) Un electrón moviéndose a 100 km/s
b) Un colibrí de 10 g moviéndose a 100 cm/s
c) Una persona de 85 kg esquiando a 60 km/hr
d) Un átomo de helio que tiene una velocidad de 1.5 x 105 m/s
e) Una pelota de tenis de 58 g que viaja a 130 mi/hr
f) ¿Qué puedes concluir a partir de los resultados obtenidos?
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32.- La difracción de neutrones es una técnica importante para determinar las estructuras de las moléculas.
Calcula la velocidad de un neutrón que tiene una longitud de onda característica de 0.88 Å.
33.- Los neutrones térmicos son neutrones que se mueven a velocidades comparables a las de las moléculas
del aire a temperatura ambiente. Estos neutrones son los más efectivos para iniciar una reacción nuclear en
cadena entre los isótopos de 235U. Calcula la longitud de onda (en nm) asociada a un rayo de neutrones que
se mueven a 7.00 x 102 m/s. (La masa de un neutrón es = 1.675 x 10-27 kg.)
MECÁNICA CUÁNTICA, ÁTOMO DE HIDRÓGENO, ÁTOMOS POLIELECTRÓNICOS
34.- ¿Cuáles son las limitaciones de la teoría de Bohr?
35.- ¿Qué es un orbital atómico? ¿En qué difiere un orbital atómico de una órbita?
36.- Describe los cuatro números cuánticos utilizados para caracterizar un electrón de un átomo. ¿Cuáles de los
cuatro números cuánticos determinan la energía de un electrón en un átomo de hidrógeno y en un átomo
polielectrónico?
37.- ¿Cuál es,
a) el valor mínimo de n para l=3?
b) la letra usada para designar el subnivel con l=3?
c) el número de electrones en un subnivel con l=3?
d) el número de diferentes subcapas cuando n=4?
38.- ¿A cuáles subcapas corresponden los siguientes conjuntos de números cuánticos y cuál es el número de
electrones permitido para ocupar esas subcapas?
a) n=2, l=1
b) n=3; l=2
c) n=4, l=3
d) n=2, l=1, ml=0
e) n=3, l=1, ml=-1, ms=+½
39.- Indica el número total de:
a) electrones p en F (Z=9)
b) electrones s en P (Z=15)
c) electrones 3d en Co (Z=27)
ESPIN Y CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS
40.- ¿Qué es la configuración electrónica? Describe la importancia del principio de exclusión de Pauli y de la
regla de Hund en la escritura de la configuración electrónica de los elementos. ¿Cuáles de las siguientes
porciones de diagramas de orbital que representan las configuraciones electrónicas del estado fundamental
de ciertos elementos violan el principio de exclusión de Pauli y/o la regla de Hund?
↑
↑
a)
↑↑
↑↓
↑
↑↓
b)
↓
↑
↑
↑↓
c)
↑
↑
↑
d)
↑
↑
↑
e)
↓
↑↓
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓
f)
41.- ¿Qué significa el término “apantallamiento de electrones” en un átomo? Utiliza el átomo de Li como ejemplo
y describe el efecto pantalla en la energía de los electrones en un átomo.
5
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42.- Explica el significado de diamagnético y paramagnético. Menciona un ejemplo de un átomo que sea
diamagnético y uno que sea paramagnético. ¿Qué significa la expresión los electrones están apareados?
43.- ¿Cuál de las especies siguientes tiene más electrones no apareados? S+, S, o S-. Explica cómo llegaste a
la respuesta.
44.- Indica cuál de los siguientes conjuntos de números cuánticos son inaceptables en un átomo y explica por
qué:
a) (1,0,½,½)
b) (3,0,0,+½)
c) (2,2,1,+½)
d) (4,3,-2,+½)
e) (3,2,1,1)
45.- Los siguientes conjuntos de números cuánticos corresponden a cinco electrones distintos del mismo átomo.
Ordénalos por energía creciente. En caso de que dos tengan la misma energía, ¿qué puedes concluir al
respecto?
a) 3, 2, -1, +½
b) 1, 0, 0, +½
c) 2, 1, 1, -½
d) 3, 2, 1, +½
e) 2, 0, 0, +½
46.- La configuración electrónica de un átomo neutro es 1s22s22p63s2. Escribe un conjunto completo de
números cuánticos para cada uno de los electrones. Identifica el elemento.
47.- Asigna un conjunto de cuatro números cuánticos a:
a) Cada electrón del átomo de carbono
b) El electrón 4s del potasio
c) Todos los electrones p del azufre
d) Todos los electrones 3d del cobalto
48.- Un átomo puede absorber un cuanto de energía y promover uno de sus electrones a un orbital de mayor
energía. Cuando esto ocurre, se dice que el átomo está en un estado excitado. A continuación se
proporcionan las configuraciones electrónicas de algunos átomos excitados. Identifica estos átomos y
escribe sus configuraciones electrónicas en el estado fundamental:
a) 1s12s1
b) 1s22s22p23d1
c) 1s22s22p64s1
d) [Ar] 4s13d104p4
e) [Ne] 3s23p43d1
49.- Las configuraciones electrónicas siguientes corresponden a las especies hipotéticas A, B, D y E:
2
1
3A: 1s 2p
2
2
6
2
4
16B: 1s 2s 2p 3s 3p
2
2
1
1
6D: 1s 2s 2p 2d
2
2
3
8E: 1s 2s 2p
¿Cuáles son los estados electrónicos de A, B, D y E (estado excitado, estado fundamental de un átomo o
estado imposible)?
50.- Escribe las configuraciones electrónicas de Al, Cl, Ca, Cr, Ni, Fe, O, Na, S, Co, Al3+, Cl-, Ca2+, Cr2+, Cr3+,
Cr6+, Ni2+, Fe2+, Fe3+, O2-, S2-, Co2+, Co3+
a) ¿Cuántos electrones no apareados tiene cada uno de los átomos e iones anteriores? De acuerdo a tu
respuesta, clasifícalos como diamagnéticos o paramagnéticos.
b) ¿Cuáles tienen configuración de gas noble? ¿De qué gas noble son isoelectrónicos?
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RESPUESTAS A LOS PROBLEMAS DE LA UNIDAD 1
c) 4.69 x 10-23 nm
d) 6.66 x 10-4 nm
e) 1.97 x 10-25 nm
3.- a) Au emite la radiación de mayor energía; Na
emite la radiación de menor energía
b) λ = 455.23 nm; el elemento presente en la
muestra es Ba
37.- a) 4
b) f
c) 14
d) 4
4.- ν = 4.87 x 1014 s-1
5.- λ = 0.0326 nm; la radiación se encuentra en la
región de microondas
6.- λ = 1500 nm; es factible utilizar la película para
fotografía infrarroja
38.- a) 2p, 6 electrones
b) 3d, 10 electrones
c) 4f, 14 electrones
d) 2py, 2 electrones
e) 2pz, 1 electrón
7.- c < d < a < b
10.- 3.1 x 1019 fotones/s
11.- 1.2 x 102 fotones
12.- 1.31 x 10-22 kJ
13.- E = 1.29 x 10
-15
39.- a) 5
b) 4
c) 9
J
14.- b)
16.- Eunión = 4.34 x 10-19 J; ν0 = 6.55 x 1014 s-1
43.- S+
17.- 419 nm. En principio, sí; en la práctica no
44.- a), c) y e) son conjuntos de números cuánticos
inaceptables
18.- Un mol de fotones con λ = 113 nm
19.- a) Ef > Eamarilla. No es suficiente para extraer un
electrón del sodio, por lo tanto no presenta
efecto fotoeléctrico.
b) λ0 = 539.8 nm
45.- b) < e) < c) < a) = d)
20.- La luz amarilla generará más electrones. La luz
azul generará electrones con mayor energía
cinética.
48.- a) He
b) N
c) Na
d) As
e) Cl
46.- Mg
22.- ∆E = 182 kJ/mol; ν = 4.56 x 1014 s-1
24.- 5
49.- A es un estado excitado; B estado
fundamental; D estado imposible; E estado
fundamental
25.- a) λ = 142 nm
b) E = 5 x 10-19 J
c) λ = 198 nm
26.- a) EI = 1313.01 kJ/mol
b) λ = 9.12 x 10-5 m
c) Absorbe
d) EI = 328.25 kJ/mol
27.- a) ∆E = 4.58 x 10-19J; ν = 6.9 x 1014 s-1;
λ = 434 nm. Emisión
b) ∆E = 2.17 x 10-18J; ν = 3.28 x 1015 s-1;
λ = 91 nm. Absorción
c) ∆E = 2.04 x 10-18J; ν = 3.09 x 1015 s-1;
λ = 97 nm. Emisión
d) ∆E = 4.84 x 10-19J; ν = 7.31 x 1014 s-1;
λ = 410 nm. Absorción
28.- λ1 = (λ2 λ3) / (λ2 + λ3)
31.- a) 7 nm
b) 6.63 x 10-23 nm
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Unidad 2
TABLA PERIÓDICA
1.- Explica cuál fue la contribución de Moseley a la tabla periódica moderna.
2.- Describe los lineamientos generales de la tabla periódica moderna.
3.- ¿Cuál es la relación más importante entre los elementos de un mismo grupo en la tabla periódica?
Describe los lineamientos generales de la tabla periódica moderna.
CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
4.- Los elementos químicos que aparecen en la tabla periódica se han clasificado en metales, no metales
y metaloides. ¿En que se basa esta clasificación? Dibuja un esquema general de una tabla periódica.
Indica dónde se localizan los metales, los no metales y los metaloides. Compara las propiedades
físicas y químicas de los metales y de los no metales.
5.- ¿Qué es un elemento representativo? Menciona el nombre y símbolos de al menos cinco elementos
representativos (diferentes a los citados en el problema 6).
6.- ¿Qué son los electrones de valencia? Para los elementos representativos, el número de electrones de
valencia de un elemento es igual al número del grupo al que pertenece. Demuestra que esto se
cumple para los siguientes elementos: Al, K, Cl, P, O, C.
7.- ¿Cómo se relaciona la configuración electrónica de los iones derivados de los elementos
representativos con su estabilidad?
8.- ¿Qué se quiere decir cuando se afirma que dos iones o un átomo y un ion son isoelectrónicos?
9.- Escribe la fórmula (símbolo y carga) para cuatro átomos o iones que sean isoelectrónicos con cada
uno de los siguientes iones:
a) Brb) S2c) Xe
d) Mg2+
10.- Agrupa las configuraciones electrónicas de los siguientes elementos de acuerdo a aquellos que
presentan similitud en las propiedades químicas:
a) 1s2, 2s22p6, 4s23d10, 5s24d10, 5s25p4
b) 2s2, 2s22p4, 2s22p5, 4s24p4, 5s2
c) 1s2, 2s22p6, 4s24p3, 6s26p3, 3s23p3
d) 2s1, 3s23p3, 3s23p4, 5s25p3, 4s1
Identifica los elementos.
11.- Para cada uno de los siguientes elementos nuevos o no descubiertos, indica en qué grupo estarían
y cuál sería la configuración electrónica para los electrones más externos:
a) 106
b) 114
c) 118
12.- El elemento con Z=110 será :
a) un halógeno
b) un actínido
c) un gas inerte
d) un metal de transición
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CAPAS ELECTRÓNICAS Y TAMAÑO DE LOS ÁTOMOS
13.- De acuerdo al modelo atómico propuesto por la mecánica cuántica, ¿consideras que tiene sentido
hablar de un radio bien definido para un átomo? Justifica tu respuesta.
14.- La longitud del enlace As-I medida experimentalmente en triyoduro de arsénico, AsI3, es de 2.55 Å.
¿Qué tan cercano es este valor al que se predice con base en los radios atómicos de los elementos?
15.- ¿Cómo cambian los tamaños de los átomos conforme nos movemos,
a) de izquierda a derecha en una fila de la tabla periódica?
b) de arriba hacia abajo en un grupo de la tabla periódica?
16.- ¿Por qué el átomo de He tiene un radio más pequeño que el de H? ¿Por qué el átomo de He es más
pequeño que el de Ne?
17.- Define radio iónico. ¿Cómo cambia el tamaño de un átomo cuando se convierte en a) un anión y b)
un catión? Justifica tus respuestas.
18.- Explica por qué, para iones isoelectrónicos, los aniones son mayores que los cationes.
19.- Ordena los siguientes elementos de acuerdo a radio atómico creciente
a) O, P, Si , Ge
b) Mg, K, Na, Rb
c) F, O, Ne, S
d) Ca, al, Mg, Ba
20.- Los elementos que tienen valores cercanos de radio atómico son:
a) F, Cl, Br y I
b) C, P, Se y I
c) Mn, Fe, Co y Ni
d) O, P, Ge y Sn
21.- Acomoda en orden decreciente de radio iónico a las especies K+, Cl-, S2-, y Ca2+ .
22.- Indica el orden creciente de radio iónico para las especies O2--, Na+ , F- y Mg2+.
23.- ¿Qué tendencia debemos esperar en el tamaño iónico de una familia dada? Discútelo para los
alcalinos y los halógenos. ¿Qué sucede a lo largo de un periodo? Analízalo para los elementos
representativos.
ENERGÍA DE IONIZACIÓN Y AFINIDAD ELECTRÓNICA
24.- Define energía de ionización. ¿Por qué la segunda energía de ionización siempre es mayor que la
primera energía de ionización para cualquier elemento?
25.- Dibuja un esquema de la tabla periódica y muestra las tendencias de la primera energía de
ionización de los elementos en un grupo y en un periodo. ¿Qué tipo de elementos tienen las mayores
energías de ionización y qué tipo de elementos tienen las menores energías de ionización?
26.- Se sabe que dentro de cada periodo, la primera energía de ionización aumenta con el número
atómico, y que dentro de un grupo, la primera energía de ionización disminuye cuando el número
atómico crece. Sin utilizar los valores de las energías de ionización, dibuja una gráfica que represente
este comportamiento. ¿Por qué solo se observa esta tendencia con la primera energía de ionización y
no se observa con la segunda, la tercera o la cuarta energía de ionización? ¿Encuentras alguna
tendencia periódica en los valores de la segunda energía de ionización?
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27.- En general, la energía de ionización aumenta de izquierda a derecha a lo largo de un
determinado periodo. Sin embargo, el aluminio tiene una energía de ionización menor que el
magnesio. Explica esta tendencia de comportamiento.
28.- Dos átomos tienen las siguientes configuraciones electrónicas 1s22s22p6 y 1s22s22p63s1. La primera
energía de ionización de uno es 2080 kJ/mol, y la del otro es 496 kJ/mol. Asigna cada valor de energía
de ionización a cada una de las configuraciones propuestas. Justifica tu elección. Identifica los
elementos a los que corresponden dichas configuraciones electrónicas.
29.- Entre el Na y el Mg, ¿cuál tendrá la mayor energía de segunda ionización? Justifica tu respuesta.
30.- a) La cuarta energía de ionización del aluminio es 11600 kJ/mol, mientras que la cuarta energía de
ionización del silicio es 4354 kJ/mol. ¿Cómo se puede explicar esta gran diferencia?.
b) Para el magnesio, los valores sucesivos de las energías de ionización (en kJ/mol) son 738, 1450 y
7730. ¿Cómo puedes explicar estos valores?. Escriba las energías de ionización en electrón/voltios (1
electrón/voltio es igual a 96.49 kJ/mol).
31.- Escribe la reacción que represente a la primera energía de ionización del oxígeno molecular. El valor
de esta energía de ionización es igual a 1175 kJ/mol. Por otra parte, se sabe que el Xe reacciona con
el flúor, formando compuestos del tipo XeFn (n = 2, 4); investiga el valor de la primera energía de
ionización del xenón. Con esta información, ¿podrías esperar que el O2 reaccione con F2? Si lo
consideras factible, propón la reacción y los probables productos.
32.- Con los valores que se presentan en la siguiente tabla construya una gráfica. ¿Encuentras alguna
tendencia periódica? En caso afirmativo, ¿cómo lo explicas? ¿Algún elemento o elementos se
desvían de la tendencia observada?
Elemento
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
Tercera energía de ionización
(kJ/mol)
7730
2744
3228
2905
3375
3850
3945
33.- Define afinidad electrónica. La energía de ionización siempre es una cantidad positiva en tanto que la
afinidad electrónica puede ser positiva o negativa. ¿Por qué? Justifica tu respuesta.
34.- Especifica para cuál de los siguientes elementos se esperaría una mayor afinidad electrónica: He, K,
Co, S, o Cl.
35.- Considerando los valores de afinidad electrónica de los metales alcalinos, ¿sería posible que estos
metales formaran un anión M-, donde M representa un metal alcalino?
36.- Para la mayor parte de los átomos neutros y para los iones con carga positiva, se desprende energía
cuando se adiciona un electrón, por lo que la afinidad electrónica es negativa. ¿Cómo puede explicar
que se desprenda energía cuando se adiciona un electrón?. Si la afinidad electrónica es negativa,
mientras más negativo sea su valor, ¿será mayor o menor la atracción de los electrones?
37.- Para un átomo cuyo valor de energía de ionización es elevado:
a) La afinidad electrónica es baja
b) Los electrones de valencia están débilmente unidos
c) El elemento tiene propiedades metálicas
d) Los electrones de valencia están fuertemente unidos
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METALES Y NO METALES
38.- De los siguientes elementos : Li, Mg, As, O, F, Ar, V, y Nb, ¿cuáles esperarías que fueran buenos
conductores del calor y la electricidad?
39.- El arreglo de Al, Si y P en orden de su habilidad para conducir electricidad es :
a) Si>Al>P
b) Al>Si>P
c) Si>P>Al
d) Al>P>Si
40.- Compara la configuración electrónica, la carga iónica más común, la primera energía de ionización,
la reactividad frente al agua, la reactividad frente al hidrógeno y el radio atómico del oxígeno, el flúor y
el bromo. Explica las similitudes y diferencias.
41.- ¿Por qué el xenón reacciona con el flúor y el neón no? ¿Por qué el xenón reacciona con el flúor pero
no lo hace con el bromo ni con el yodo?
PROBLEMAS ADICIONALES
42.- La siguiente figura representa solamente un esquema de la tabla periódica y obedece la ley periódica
cumpliendo con todas sus características
A
E
I
M
B
F
J
O
C
G
K
P
D
H
L
Q
Los elementos han sido representados con letras y solamente debe observarse la posición entre estas
para responder a lo siguiente, marcando con una X el paréntesis que corresponda a cada uno de los
planteamientos:
El elemento M respecto al A tendrá el
número de electrones de valencia
El elemento G respecto al O tendrá una
afinidad electrónica
El elemento Q respecto al J tendrá una
energía de ionización
El elemento K respecto al E tendrá un
carácter metálico
El elemento H respecto al B tendrá un
radio atómico
Mayor
( )
Menor
( )
Igual
( )
( )
( )
( )
( )
( )
( )
( )
( )
( )
( )
( )
( )
43.- En el planeta Zerk, la tabla periódica de los elementos es ligeramente diferente de la nuestra. En
Zerk, existen sólo dos orbitales p, por lo que una subcapa p mantiene sólo 4 electrones. Hay sólo 4
orbitales d por lo que una subcapa d sólo retiene 8 electrones. Todo lo demás es igual que en la tierra,
como por ejemplo el orden de llenado (1s,2s, etc.), así como lo característico de los gases nobles,
metales y no metales. Construye una tabla periódica zerkiana utilizando los números para elementos
hasta el elemento número 50. Luego, responde las siguientes preguntas:
a) En el segundo período hay ___________ elementos.
b) En el cuarto período hay ___________ elementos.
c) Los números atómicos de los gases nobles al final del tercer y cuarto período son __________
y _________, respectivamente.
d) El elemento número 12 tendrá un radio atómico ___________ que el elemento número 13. El
elemento número 6 tendrá un radio atómico ___________ que el elemento número 12.
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e) El elemento número 15 tendrá una energía de ionización ___________ que el elemento
número 14.
f) La afinidad electrónica del elemento número 8 será __________ que la afinidad electrónica del
elemento número 10.
44.- Dos sólidos iónicos comunes son la sal de mesa (NaCl) y el compuesto que forma parte de los
huesos (Ca5(PO4)3OH). Mientras que la sal de mesa es soluble en agua, el compuesto que forma
parte de los huesos no lo es. Dé una explicación para la diferencia de solubilidad de estos
compuestos.
45.- Explica, en términos de configuraciones electrónicas, por qué el hidrógeno exhibe propiedades
similares tanto a las de Li como a las de F.
46.- El radio atómico de un elemento por lo regular se determina a partir de la forma más estable del
elemento a temperatura ambiente. El hierro metálico existe en tres formas diferentes, llamadas hierro
α-, γ-, y δ-, dependiendo de la temperatura. Las distancias Fe-Fe en estas formas son 2.48 Å (hierro
α), 2.58 Å (hierro γ) y 2.54 Å (hierro δ). Consulta una tabla con valores de radios atómicos y con base
a esta información determina qué forma del hierro es la más estable a temperatura ambiente.
RESPUESTAS A LOS PROBLEMAS DE LA UNIDAD 2
9.- a) Kr, Rb+, Sr2+, Se2b) Cl-, Ar, K+, Ca2+
c) I-, Te2-, Cs+, Ba2+
d) Ne, F-, O2-, Al3+
29.- Na, ya que Na+ es isoelectrónico con un gas
noble (Ne).
31.- Puesto que el Xe reacciona con el F2, y el O2
tiene aproximadamente la misma energía de
ionización que el Xe, es probable que el O2
reaccione con el F2. Los productos probables
serían O2F2 o OF2.
10.- a) 4s23d10 y 5s23d10
b) 2s2 y 5s2; 2s22p4 y 4s24p4
c) 3s23p3, 4s24p3 y 6s26p3
d) 2s1 y 4s1; 3s23p3 y 5s25p3
34.- Para Cl
electrónica.
se
11.- a) VI B
b) IV A
c) VIII A
37.- d)
12.- d)
38.- Li, Mg, V y Nb.
14.- Con base en la suma de los radios atómicos,
As-I = 2.54 Å. Este valor es muy cercano al valor
experimental de 2.55 Å.
39.- b)
esperaría
mayor
afinidad
41.- Los átomos de F tienen una mucho mayor
tendencia a ganar electrones que los átomos de
I y Br y son más reactivos hacia sustancias
relativamente inertes como el Xe.
19.- a) Mg < Na < K < Rb
b) Ne < F < O < S
c) Al < Mg < Ca < Ba
d) O < P < Si > Ge
45.- Al igual que el Li, el H sólo tiene un electrón de
valencia, y su estado más común de oxidación
es +1. Al igual que el F, el H sólo necesita un
electrón
para
adoptar
la
configuración
electrónica del gas noble más cercano; tanto el
H como el F pueden existir en el estado de
oxidación -1.
20.- c)
21.- S2- > Cl- > K+ > Ca2+
22.- Mg2+ < Na+ < F- < O228.- 1s22s22p6 EI = 2080 kJ/mol; 1s22s22p63s1 EI =
496 kJ/mol
46.- Hierro α.
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Unidad 3
SÍMBOLOS DE LEWIS Y REGLA DEL OCTETO
1.- ¿Qué es un símbolo de Lewis? ¿A qué elementos se aplica principalmente?
2.- Escribe los símbolos de Lewis para los átomos de los elementos Ca, N, Na, O y Cl. ¿Qué información
puedes obtener a partir de los símbolos de Lewis con respecto al tipo de enlace que
predominantemente formarían al unirse a otro átomo cualesquiera?
3.- Escribe los símbolos de puntos de lewis para los siguientes iones:
a) Be2+
b) Ic) S2d) Al3+
e) P3f) Mg2+
g) Pb4+
h) N34.- Escribe las configuraciones electrónicas y el símbolo de Lewis para cada uno de los átomos e iones
siguientes:
a) Ni, Ni2+ y Ni3+
b) Cu, Cu+, y Cu2+
Ordena cada una de las series en forma creciente de tamaño atómico.
¿Qué información te brindan las estructuras de Lewis con respecto al níquel y al cobre y sus
respectivos cationes, en términos del enlace que podrían formar al combinarse con átomos de oxígeno,
por ejemplo?
¿Por qué tanto el níquel como el cobre pueden formar diferentes tipos de óxidos y, generalizando, por
qué pueden actuar con diferentes estados de oxidación al combinarse con átomos de otros elementos?
4.- Utiliza símbolos de Lewis para representar la reacción de formación del sulfuro de hidrógeno. Indica
cuales pares de electrones en el H2S son enlazantes y cuáles son pares solitarios.
5.- Con la información proporcionada por las estructuras atómicas de Lewis, indica la fórmula molecular
más probable para compuestos binarios formados por:
a) silicio y cloro
b) arsénico e hidrógeno
c) flúor y azufre
ENLACE IÓNICO
6.- Explica qué es un enlace iónico.
7.- ¿Por qué la energía de ionización y la afinidad electrónica determinan que los elementos se combinen
entre sí para formar compuestos iónicos?
8.- ¿En cuál de los siguientes estados el KCl podría conducir electricidad?
a) Sólido
b) Fundido
c) Disuelto en agua
Justifica tus respuestas.
9.- El MgF2 es un compuesto iónico, ¿cuál de las afirmaciones siguientes es incorrecta?
a) El número de oxidación del Mg en este compuesto es igual a dos
b) Al formarse el compuesto el átomo de Mg gana dos electrones
c) Los átomos de flúor están como iones F-
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d) La atracción que une a los iones de flúor con el átomo de magnesio es de naturaleza
electrostática
10.- Escribe la fórmula química del compuesto iónico formado por los siguientes pares de elementos:
a) Ca y F
b) Na y S
c) Y y O
d) Li y Cl
11.- Un compuesto iónico tiene la siguiente composición en masa: Ca 30.3%, N 21.2%, O 48.5%. ¿Cuál
es la fórmula mínima y la estructura de Lewis del compuesto?
12.- Define el término energía de red. ¿Qué papel desempeña la energía de red en la estabilidad de los
compuestos iónicos? ¿Qué factores determinan la magnitud de la energía de red de un compuesto
iónico?
13- Identifica el tipo de proceso (energía de ionización, afinidad electrónica, energía de disociación de
enlace, entalpía estándar de formación, energía reticular) representado por las reacciones siguientes:
a) F(g) + e- → F-(g)
b) F2(g) → 2F(g)
c) Na(g) → Na+(g) + ed) NaF(s) → Na+(g) + F-(g)
e) Na(s) + 1/2 F2(g ) → NaF(s)
14.- Explica las siguientes tendencias en la energía de red:
a) MgO > MgS
b) LiF > CsBr
c) CaO > KF
15.- Calcula la energía reticular del NaBr utilizando el ciclo de Born-Haber. ¿En qué ley se basa este
procedimiento?
16.- La entalpía de sublimación del Mg(s) es 150 kJ/mol, la primera energía de ionización del Mg(g) es
738 kJ/mol, y la segunda es 1450 kJ/mol. La entalpía de disociación del O2(g) es 494 kJ/mol. La
primera afinidad electrónica del oxígeno es 141 kJ/mol y la segunda es 780 kJ/mol. La energía de la
red del MgO(s) es 3890 kJ/mol. A partir de la información anterior, calcula la entalpía de formación del
MgO(s).
ENLACE COVALENTE
17.- Explica qué es un enlace covalente. ¿Cuál es la contribución de Lewis para entender el enlace
covalente?
18.- Compara las propiedades físicas y químicas de los compuestos iónicos y los compuestos covalentes.
19.- ¿En qué difieren los enlaces del Cl2 de los del NaCl?
20.- Una muestra de un compuesto gaseoso formado por arsénico y flúor pesa 0.100 g y ocupa un
volumen de 14.2 ml a 23°C y 765 mm de Hg. ¿Cuál es la masa molar del compuesto? Escribe la
fórmula de Lewis para la molécula.
21.- Utilizando símbolos de Lewis, haz un diagrama de la reacción entre:
a) átomos de calcio y oxígeno para formar CaO
b) átomos de Al y F
c) átomos de P y H para formar PH3
Indica si los compuestos formados son iónicos o covalentes.
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REPRESENTACIÓN DE LEWIS Y RESONANCIA
22.- Con un ejemplo ilustra cada uno de los siguientes términos: estructura de Lewis, pares libres, regla
del octeto, longitud de enlace.
23.- ¿Cuál es la diferencia entre un símbolo de puntos de Lewis y una estructura de Lewis?
24.- Escribe las estructuras de Lewis para las moléculas siguientes:
a) ICl
b) PH3
c) P4
d) H2S
e) N2H4
f) HClO3
g) COBr2 (el átomo de C es el átomo central)
h) NO+
i) (NH4)+
j) (PO4)326.- Define longitud de enlace y distingue los enlaces sencillo, doble y triple en una molécula y escribe un
ejemplo de cada uno. Para los mismos átomos enlazados, ¿cómo cambia la longitud de enlace de un
enlace sencillo a uno doble y a uno triple?
27.- Explica en que consiste la resonancia y define el término “estructura de resonancia”.
28.- Construye una estructura de Lewis para el O2 en la que cada átomo alcance un octeto de electrones.
Explica por qué es necesario formar un doble enlace en la estructura de Lewis. El enlace O-O en el O2
es más corto que en los compuestos que contienen un enlace sencillo. Explica esta observación.
29.- Escribe las estructuras de resonancia para las especies siguientes:
a) SO3
b) (NO2)c) HNO3
d) H3C-NO2
e) O3
f) CO32g) HCO2- (el H y ambos átomos de O están unidos al C)
30.- ¿Qué son las cargas formales y cuál es su utilidad? Utiliza el criterio de cargas formales para
seleccionar la estructura de Lewis que describa adecuadamente la distribución electrónica en las
moléculas SOF2, HClO2, POCl3, ClO2F y SO2.
31.- Calcula las longitudes de los enlaces C-H y C-Cl en el cloroformo utilizando los valores de los radios
covalentes de los átomos respectivos. Los valores experimentales son 107 pm y 177 pm,
respectivamente. Discute las diferencias con los valores que calculaste.
32.- El ácido acético tiene la estructura CH3CO(OH) en la cual el grupo hidroxilo está enlazado a un
átomo de carbono. Los dos enlaces C-O tienen longitudes diferentes. Cuando la molécula del ácido
acético pierde el H del grupo OH para formar el ión acetato, los dos enlaces C-O son de igual longitud.
Explica tal situación.
33.- Los átomos en la molécula de N2O5 están enlazados de la siguiente forma: O2-N-O-N-O2. Determina
la(s) fórmula(s) de Lewis para este compuesto. Se sabe que las longitudes de enlace N-O pueden ser
de 118 pm o de 136 pm. De acuerdo a las estructuras de Lewis que propusiste, indica a cuales de los
enlaces les asignarías estas distancias
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EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO
34.- ¿Cuál es la excepción más común a la regla del octeto? Escribe la estructura de Lewis para cada
una de las especies siguientes: XeF2, XeF5+, TeF6, I3-, BH3, SO2, AsF6-, O2-, BrF5 y SO32-. Identifica los
que no obedecen la regla del octeto y explique por qué no lo hacen.
35.- El compuesto S2N2 tiene una estructura cíclica con átomos de S y N alternados. Dibuja todas las
estructuras de resonancia en las que los átomos cumplan con la regla del octeto. De éstas, selecciona
aquellas en las cuales la carga formal de todos los átomos sea cero.
36.- Las fórmulas de los fluoruros formados por los elementos del tercer periodo son NaF, MgF2, AlF3,
SiF4, PF5, SF6 y ClF3, respectivamente.
a) Clasifica cada uno de estos compuestos como iónico o covalente y escribe la fórmula de Lewis
correspondiente.
b) ¿Alguna de las estructuras de Lewis no obedece la regla del octeto?
c) ¿Observas alguna tendencia en el tipo de enlace formado conforme se avanza de izquierda a
derecha en el periodo?
d) ¿A qué propiedad o propiedades periódicas atribuyes la tendencia observada?
e) ¿Qué propiedades químicas esperaría para tales fluoruros?
ENERGÍA DE ENLACE Y ENTALPÍA DE LAS REACCIONES
37.- Explica por qué la energía de enlace de una molécula se define en general en función de una
reacción en fase gas. ¿Qué es la energía de disociación del enlace? ¿Por qué los procesos en los que
se rompen enlaces siempre son endotérmicos y en los que se forman enlaces siempre son
exotérmicos?
38 .- Las reacciones siguientes ocurren en fase gas:
H2C=CH2 + HBr → H3C-CH2-Br
H2C=CH2 + H2O → H3C-CH2-OH
a) Investiga los valores de las energías de enlace y a partir de esta información estima el ∆H de
formación para cada una de las reacciones
b) A partir de las entalpías de formación calcula el ∆H de la reacción:
HCN(g) → H(g) + C(g) + N(g).
c) Sabiendo que la energía de enlace C-H es de 411 kJ/mol, estima el valor de la energía del
enlace C≡N. Compara tu resultado con el valor reportado en tablas y discute la diferencia entre
los valores reportados y los que has calculado.
POLARIDAD DE LOS ENLACES Y ELECTRONEGATIVIDAD
39.- ¿Qué significa el término electronegatividad? En la escala de electronegatividad establecida por
Pauling, ¿cuánto abarca la gama de valores de electronegatividad de los elementos? ¿Qué elemento
tiene la electronegatividad más alta? ¿A cuál elemento corresponde la electronegatividad más baja?
40.- ¿Qué papel juega la electronegatividad con respecto al tipo de enlace que un átomo “x” forma con un
átomo “y”?
41.- ¿Qué es un enlace covalente polar?
42.- De acuerdo a la polaridad predicha por la electronegatividad de los átomos que forman el enlace,
ordena en forma creciente de polaridad los enlaces de las siguientes series:
c) Si-O, C-Br y As-Br
d) H-Se, P-Cl y N-Cl
e) H-F, O-F y Be-F
f) C-S, B-F y N-O
g) O-Cl, S-Br y C-P
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+
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DE QUIMICA
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-
Indica las cargas parciales (δ , δ ) que corresponden a cada uno de los átomos.
43.- Utilice los conceptos de carga formal y electronegatividad para explicar por qué la mejor estructura
de Lewis para el BF3 es la que tiene menos de un octeto alrededor del boro.
NÚMEROS DE OXIDACIÓN
44.- La gráfica representa el comportamiento de la variación periódica del grado de oxidación.
Explica, en términos de la estructura electrónica de átomos e iones, todas las observaciones que puedaS
hacer con respecto a la información proporcionada por la gráfica.
45.- Indica el nombre o fórmula química, según sea apropiado, de cada una de las sustancias siguientes:
c) óxido de manganeso (IV)
d) sulfuro de galio (III)
e) fluoruro de selenio (VI)
f) Cu2O
g) ClF3
h) TeO3
RESPUESTAS A LOS PROBLEMAS DE LA UNIDAD 3
4.- En el producto final (H2) se tienen dos pares de
electrones enlazantes y dos pares de electrones libres.
36.- Iónicos: NaF, MgF2, AlF3
Covalentes: SiF4, SF6, ClF3
5.- a) SiCl4; b) AsH3; c) SF2
44.- En el eje x se indica el número de protones que tiene
un átomo (Z, número atómico y que indica el
elemento al que corresponde el átomo) y el número
de electrones cuando el átomo se encuentra en
estado neutro.
9.- b)
10.- a) CaF2; b) Na2S; c) Y2O3; d) LiCl
11.- La fórmula química del compuesto iónico es CaN2O4
En el eje y la información corresponde al número de
oxidación del átomo respectivo. El número de
oxidación es un número entero, positivo o negativo,
que se asigna a un elemento con base en un
conjunto de reglas formales; en cierto grado refleja el
carácter positivo o negativo de ese átomo. El número
de oxidación de un átomo es la carga que resulta
cuando se asignan los electrones de un enlace
covalente al átomo más electronegativo; es la carga
que un átomo poseería si el enlace fuera iónico.
13.- a) afinidad electrónica
b) energía de disociación de enlace
c) energía de ionización
d) energía de red
e) entalpía estándar de formación
14.- a) El O2- es más pequeño que el S2-; el mayor
acercamiento de los iones con carga opuesta del
MgO da origen a una atracción electrostática más
grande.
b) Los iones tienen cargas 1+ y 1- em ambos
compuestos, pero los radios iónicos son mucho más
pequeños en el LiF, lo que da por resultado fuerzas
electrostáticas de atracción más grandes.
c) Los iones del CaO tienen cargas mayores que los
iones del KF.
Al leer un punto (x,y) en la gráfica, la información
proporcionada es el número átomico que identifica al
elemento y los números de oxidación que presenta al
combinarse con átomos de otro elemento.
Ejemplos:
15.- Ered = 751.9 kJ/mol
(x,y) =(9,-1) nos indica que el flúor tiene un estado de
oxidación –1 al combinarse con otros átomos.
16.- ∆Hf = -1446 kK/mol
(x,y) = (23,+2,3,4,5) nos indica que el vanadio puede
presentar los estados de oxidación +2,+3, +4 y +5 al
combinarse con otros átomos
19.- El enlace iónico en el NaCl se debe a la fuerte
atracción electrostática entre los iones Na+ y Cl-. El
enlace covalente del Cl2 se debe a que dos átomos
de cloro comparten un par de electrones.
20.- Masa molar = 169.82 gmol-1. El compuesto es AsF5.
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Unidad 4
MODELO DE REPULSIÓN DE PARES
1.- ¿Cómo se define la geometría de una molécula y por qué es importante el estudio de la geometría
molecular?
2.- ¿Cuál es el postulado básico de la teoría de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia
(T.R.P.E.C.V.)?
Explica por qué la magnitud de la repulsión disminuye en el siguiente orden: par libre - par libre > par
libre – par enlazante > par enlazante - par enlazante. ¿Cómo afecta este hecho la geometría de la
molécula?
3.- ¿Las capas internas contribuyen al enlace químico? Justifica tu respuesta.
4.- Qué geometría molecular esperarías si en la capa de valencia del átomo central se encuentran:
a) 3 pares de electrones enlazados y un par libre
b) 4 pares de electrones enlazados y dos pares libres
c) 2 pares de electrones enlazados y dos pares libres.
5.- Con los criterios de T.R.P.E.C.V. indica la geometría molecular para:
a) GaI3
b) SbCl5
c) TeCl6
d) VF5
e) H2S
f) NH3
g) CF4
h) NH4+
i) ZnCl2
j) IF5
k) ICl4l) SiF4
m) BF4n) TeCl4
o) I3p) PF6q) SO3
r) CHCl3
6.- Considera las moléculas CS2, ClO2- y S32-. ¿Cuál presenta una geometría lineal y a cuál corresponde
una geometría angular?
7.- Utilizando la teoría de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia, determina la
estructura de las moléculas siguientes:
a) CH4
b) NH3
c) H2O
Compara los valores de los ángulos de enlace y discute la tendencia observada.
8.- El ángulo de enlace observado para los hidruros PH3, AsH3 y SbH3 tiene un valor de 94°, 92° y 91°,
respectivamente. ¿A qué atribuyes que los ángulos de enlace tengan valores diferentes?
9.- Describe la geometría molecular alrededor de cada uno de los tres átomos centrales en la molécula
CH3COOH.
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MOMENTOS DIPOLARES
10.- Define qué es un momento dipolar. Indica sus unidades y su símbolo.
11.- a) ¿Qué diferencia hay entre una molécula polar y una no polar?
b) Los átomos X y Y tienen diferente electronegatividad. Indica si la molécula diatómica X-Y es
necesariamente polar. Justifica tu respuesta.
c) ¿qué factores afectan la magnitud del momento dipolar de una molécula diatómica.
12.- Indica si las siguientes moléculas son polares o no polares:
a) CCl4
b) CS2
c) SO3
d) SF4
e) NF3
f) PF5
13.- La molécula de PF3 tiene un momento dipolar de 1.03 D, pero BF3 tiene un momento dipolar de cero.
¿Cómo podrías explicar esta diferencia?
14.- Ordena las siguientes moléculas en orden creciente de momento dipolar: H2O, CBr4, H2S, HF, NH3 y
CO2
HIBRIDACIÓN
15.- ¿Qué es la hibridación de orbitales atómicos? ¿Un átomo aislado puede existir en estado de
hibridación? Justifica tu respuesta.
16.- ¿Cuál es el ángulo entre dos orbitales híbridos del mismo átomo en cada uno de los siguientes
casos?
a) orbitales híbridos sp
b) orbitales híbridos sp2
c) orbitales híbridos sp3
17.- ¿Cómo se puede distinguir un enlace sigma de un enlace pi?
18.- ¿Qué hibridación presenta el átomo de C en la molécula de HCN (ácido cianhídrico)?
19.- La estructura siguiente corresponde al ácido propílico. Los átomos de carbono se han etiquetado con
los números 1, 2 y 3 para su identificación dentro de la estructura molecular. ¿Qué hibridación
presenta cada uno de los átomos de carbono? ¿Cuál es la geometría alrededor de cada átomo de
carbono?
C(1)H3 - - C(2)H2 - -C(3) = O
l
OH
20.- Determina la hibridación que presenta el átomo central en las moléculas siguientes:
a) BF3
b) PF3
c) PF6d) TeCl4
e) BH3
f) PF2Br3
g) NFO
h) (BiCl5)2i) (InCl2)j) (AsH4)19
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21.- Escribe la configuración electrónica del Xe (Z=54). Ahora, considera que un electrón es promovido a
un orbital vacío,
a) ¿cuántos enlaces podría formar este átomo?
b) ¿cuál de los elementos siguientes Li, Na, Br, Cl o F, esperarías que tenga mayor probabilidad
de “forzar” al Xe a compartir electrones?
c) ¿cuál sería una posible fórmula para el compuesto formado por Xe y F?
d) si fuese posible preparar el compuesto XeF2, ¿qué geometría molecular presentaría?
e) ¿qué tipo de hibridación presentarían los orbitales del átomo central en la molécula de XeF2?
ORBITALES MOLECULARES Y ORDEN DE ENLACE
22.- ¿Qué es un orbital molecular? Define los términos orbital molecular de enlace, orbital molecular de
antienlace, orbital molecular sigma y orbital molecular pi.
23.- Explica el significado de orden de enlace y fuerza de enlace. ¿Qué información brinda el orden de
enlace para hacer comparaciones cuantitativas de las fuerzas de los enlaces químicos?
24.- Ordena en forma creciente de energía los orbitales moleculares siguientes: σ*2s,, Π*2py, Π2py, σ2s, σ2pz,
y σ*2pz
25.- Dibuja el diagrama de orbitales moleculares para la molécula de H2 y su relación con los orbitales
atómicos de los que provienen. ¿Por qué el orbital molecular de más alta energía en el H2 es llamado
orbital de antienlace?
26.- Para las moléculas homonucleares H2, H+2, H2, He2, Li2, Be2, B2, C2, O2+, O2-, O22+ y O2-2 :
a) dibuja el diagrama de orbitales moleculares.
b) calcula el orden de enlace y con esta base establece si es factible que existan
c) indica si se presentan propiedades magnéticas
d) escribe la configuración electrónica molecular
27.- Escribe la configuración de los orbitales moleculares para las moléculas de N2 y O2 y responde a lo
siguiente:
a) ¿cuántos orbitales de enlace y de no-enlace están presentes en cada caso?
b) ¿qué molécula posee menor longitud de enlace y cuál mayor energía de enlace?
c) ¿cuáles son sus órdenes de enlace?
28.- Escribe los diagramas de orbitales moleculares y la configuración electrónica de NO- y de NO y
compáralas en términos de su estabilidad.
29.- Considera las especies CN, CN-, CN+ y determina para cada una de ellas:
a) la estructura de Lewis
b) la configuración electrónica molecular
c) las propiedades magnéticas
d) el orden de enlace
e) clasifícalas en orden creciente de unión y de energía de enlace
30.- A partir de los diagramas de orbitales moleculares respectivos, indica qué molécula en cada par tiene
la más alta energía de enlace y el mayor orden de enlace:
a) O2, O+2
b) O2, O-2
c) N2, N+2
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RESPUESTAS A LOS PROBLEMAS DE LA UNIDAD 4
4.- a) piramidal trigonal; b) cuadrada plana; c)
angular
5.-
i)
j)
sp2
sp3d
a)
b)
c)
d)
e)
2
F
XeF2
Lineal
sp3d
21.a)
b)
c)
d)
e)
f)
g)
h)
i)
j)
k)
l)
m)
n)
o)
p)
q)
r)
plana trigonal
bipiramidal trigonal
octaédrica
bipiramidal trigonal
angular
piramidal trigonal
tetraédrica
tetraédrica
lineal
piramidal cuadrada
cuadrada plana
tetraédrica
tetraédrica
balancín
lineal
octaédrica
plana trigonal
tetraédrica
24.- σ2s < σ*2s < σ2pz < Π2py < Π*2py < σ*2pz
26.Molécula
Orden de
enlace
Carácter magnético
H2
1
Diamagnética
H2+
½
Paramagnética
He2
0
NO EXISTE
6.- CS2 es lineal; CLO2- y S32- son angulares
Li2
1
Diamagnética
7.- Los pares de electrones no enlazantes ejercen
fuerzas repulsivas mayores sobre los pares de
electrones adyacentes y tienden a disminuir los
ángulos entre los pares de electrones
enlazantes.
Be2
0
NO EXISTE
B2
1
Diamagnética
C2
2
Diamagnética
O2+
5/2
Paramagnética
O2-
3/2
Paramagnética
O22+
3
Diamagnética
O22-
1
Diamagnética
12.a)
b)
c)
d)
e)
no polar
no polar
no polar
polar
polar no polar
18.- El átomo de C presenta una hibridación de
tipo sp.
27.- a) N2 : 5 orbitales de enlace y 2 orbitales de no
enlace
O2: 5 orbitales de enlace y 3 orbitales de no
enlace
b) N2 tiene la menor longitud de enlace y la
mayor energía de enlace
c) N2 tiene un orden de enlace de 3 y O2 tiene
un orden de enlace de 2
19.- Los átomos (1) y (2) presentan hibridación tipo
sp3 mientras que el átomo (3) presenta una
hibridación de tipo sp2.
20.a)
b)
c)
d)
e)
f)
g)
h)
sp2
sp3
sp3d2
sp3d
sp2
sp3d
sp2
sp3d2
28.- NO- orden de enlace = 2
NO orden de enlace = 5/2
NO tiene la mayor estabilidad de enlace
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Unidad 5
TEORÍA CINÉTICA-MOLECULAR DE GASES
1.- ¿Cuáles son los postulados básicos de la teoría cinética-molecular de los gases?
2.- Escribe la expresión de la raíz de la velocidad cuadrática media para un gas a un temperatura T. Define
cada término de la ecuación e indica las unidades que debes utilizar en los cálculos.
3.- El hexafluoruro de uranio (UF6) es un gas mucho más pesado que el helio. Sin embargo, a una temperatura
dada, las energías cinéticas promedio de las muestras de los dos gases son iguales. Explica tal situación.
4.- Se tienen dos frascos de 1 L, uno contiene N2 a TPE, el otro contiene SF6 a TPE. Compara estos sistemas
con respecto a:
a) cantidad de moléculas
b) densidad
c) energía cinética promedio de sus moléculas
d) La velocidad de efusión de sus moléculas a través de un orificio de alfiler
5.- El recipiente A contiene H2 gaseoso a 0°C y 1 atm. El recipiente B contiene O2 gaseoso a 20°C y 0.5 atm.
Los dos recipientes tienen el mismo volumen.
a) ¿Cuál recipiente contiene el mayor número de moléculas?
b) ¿Cuál recipiente contiene más masa?
c) ¿En cuál recipiente es más alta la energía cinética de las moléculas?
d) ¿En cuál es más alta la velocidad cuadrática media de las moléculas?
6.- Coloca los gases siguientes en orden de velocidad molecular media creciente a 25°C: CO, SF6, H2S, Cl2, HI.
7.- Compara los valores de las raíces de la velocidad cuadrática media del O2 y del UF6 a 80°C.
8.- La temperatura en la estratosfera es de –23°C. Estima las raíces de la velocidad cuadrática media de las
moléculas de N2, O2 y O3 en esta región.
9.- Utilizando el H2 como referente, y suponiendo condiciones estándar, estima las velocidades relativas de
efusión de los siguientes gases: CO, N2, NH3 y CHCl3.
10.- Una muestra de gas O2, inicialmente a TPE, se transfiere de un recipiente de 2 L a un recipiente de 1 L a
temperatura constante. Indica el efecto que tiene este cambio sobre:
a) La energía cinética promedio de las moléculas de O2
b) La velocidad promedio de las moléculas de O2
c) El total de colisiones de las moléculas de O2 con las paredes del recipiente por unidad de tiempo
DESVIACIONES DEL COMPORTAMIENTO IDEAL
11.- ¿En qué condiciones experimentales de temperatura y presión los gases suelen comportarse de forma no
ideal?
12.- ¿En cuáles de las siguientes condiciones esperarías que un gas se comportara en forma casi ideal?
a) Temperatura elevada y presión baja
b) Temperatura y presión elevadas
c) Baja temperatura y presión elevada
d) Temperatura y presión bajas
13.- En las mismas condiciones de temperatura y densidad, ¿cuál de los siguientes gases esperarías que tenga
un comportamiento menos ideal, CH4 o SO2? Justifica tu respuesta.
14.- a) Explica brevemente el significado físico de las constantes a y b en la ecuación de Van der Waals.
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b) Con base en las respectivas constantes de Van der Waals cuál de los gases, O2 o Cl2 se comporta en
forma más ideal a presiones elevadas?
15.- El planeta Júpiter tiene una masa 318 veces mayor que la de la Tierra, y la temperatura de su superficie es
de 140 K. Mercurio tiene una masa 0.05 veces la de la Tierra, y la temperatura de su superficie es de
aproximadamente 700 K. ¿En qué planeta es más factible que la atmósfera obedezca las leyes de los gases
ideales? Explica tu respuesta.
16.- a) ¿Cuáles son las causas de que algunos gases reales tengan valores de pV/RT menores a los de un gas
ideal?
b) ¿Cuál es la causa de que pV/RT para algunos gases reales sea mayor que para un gas ideal?
c) ¿Por qué la diferencia entre los valores pV/RT para los gases reales y los gases ideales se hace menor
al aumentar la temperatura?
17.- Considerando que, en la ecuación de Van der Waals, b es aproximadamente 4 veces el volumen de las
moléculas, determina el radio aparente de Van der Waals para las sustancias He y N2 sabiendo que para el
He la constante b = 0.0237 L/mol y para el N2 el valor de b es igual a 0.0391 L/mol.
ORIGEN MOLECULAR DEL COMPORTAMIENTO MACROSCÓPICO
18.- A cierta temperatura, las fases líquido y vapor de una sustancia A se encuentran en equilibrio. Compara las
siguientes propiedades en las dos fases:
a) La compresibilidad
b) Velocidad de difusión
c) Energía cinética promedio de las moléculas
d) Energía potencial de las moléculas
Justifica tus respuestas en términos de la teoría cinética.
19.- En términos de la teoría cinética, explica por qué el volumen de la mayoría de los líquidos se incrementa al
aumentar la temperatura.
20.- Explica, en términos de la teoría cinética-molecular, las siguientes observaciones:
a) Los sólidos son esencialmente incompresibles, mientras que los gases son fácilmente compresibles.
b) Los sólidos tienen forma definida y los líquidos fluyen.
c) La difusión en los sólidos es más lenta que en los líquidos y que en los gases.
d) Los sólidos se rompen en ciertos ángulos característicos.
FUERZAS INTERMOLECULARES
21.- Define y da un ejemplo de cada uno de los siguientes tipos de fuerzas intermolecualres
a) Fuerzas dipolo-dipolo
b) Fuerzas ion-dipolo
c) Fuerzas de dispersión de London
d) Fuerzas de Van der Waals
e) Puentes de hidrógeno
22.- Explica el término “polarizabilidad”. ¿Qué clase de moléculas tienden a tener polarizabilidades altas? ¿qué
relación existe entre polarizabilidad y fuerzas intermoleculares?
23.- Explica la diferencia entre un momento dipolar temporal y un momento dipolar permanente.
24.- ¿Qué propiedades físicas se deberían considerar al comparar la intensidad de las fuerzas intermoleculares
en los sólidos y líquidos?
25.- ¿Cuáles elementos pueden participar en la formación de enlaces de hidrógeno? ¿Por qué el hidrógeno
es único en este tipo de interacción? Describe brevemente la importancia de formación de puentes de
hidrógeno en el comportamiento de las propiedades físicas y químicas de la materia. Ilustra tu descripción
con algunos ejemplos.
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26.- ¿Qué tipo de fuerzas de atracción hay que vencer para
a) fundir hielo?
b) hervir Br2?
c) fundir NaCl?
d) disociar la molécula de F2 en átomos de F?
27.- ¿Cuál es la naturaleza de la principal fuerza de atracción entre las moléculas de:
a) CH3OH(l)
b) CH3F(l)
c) H2O y Cl- en CaCl2(ac) ?
28.- Acomoda las siguientes moléculas en orden decreciente de polarizabilidad: F2, Cl2, Br2, I2. Justifica tu
respuesta.
29.- a) ¿Por qué el hielo flota en el agua líquida?
b) ¿Por qué el volumen del hielo se reduce al fundirse?
c) ¿Por qué el agua hierve a 100°C, pero el análogo de la misma familia química, el H2S, es un gas a
temperatura ambiente?
30.- El tetracloruro de carbono, CCl4, es una molécula simétrica no polar mientras que el cloroformo CHCl3, es
una molécula no simétrica y polar. Sin embargo, el punto de ebullición normal del CCl4 es más alto. ¿Por
qué?
31.- Indica el tipo de fuerzas intermoleculares que existen entre los siguientes pares de moléculas:
a) HBr y H2S
b) Cl2 y CBr4
c) I2 y NO3d) NH3 y C6H6
32.- Indica cuál(es) de las siguientes moléculas no puede(n) formar puentes de hidrógeno:
a) HF
b) CH3NH2
c) CH3CH2OH
d) CH4
En el caso de las moléculas con capacidad para formar puentes de hidrógeno, dibuja el puente de
hidrógeno formado.
33.- ¿Qué estado de agregación forman las siguientes substancias?
a) BaO
b) H2S
c) Na2S
d) BF3
e) Cu + Zn
34.- ¿Qué tipos de sólidos elementales conoces? Menciona al menos dos ejemplos de cada tipo.
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RESPUESTAS A LOS PROBLEMAS DE LA UNIDAD 5
4.- a) Existen igual número de moléculas de N2 y SF6
b) ρSF6 > ρN2; ya que el PMSF6 > PMN2.
c) Tienen aproximadamente la misma energía cinética.
d) Tiene mayor velocidad de efusión el N2.
5.- a) A; b) B; c) B; d) B.
6.- SF6 < HI < Cl2 < H2S < CO
10.- a) igual; b) igual; c) aumenta.
13.- CH4
14.- La constante a refleja las fuerzas de atracción entre las moléculas de un gas. Aumenta con la masa de la
molécula o la complejidad de la estructura. La constante b es la medida del volumen real ocupado por las
moléculas del gas.
15.- Mercurio
16.- a) Debido a las fuerzas de atracción intermoleculares a presiones elevadas, que disminuyen la frecuencia
de los choques con las paredes; dando como resultado una presión menor a la de un gas ideal.
b) El incremento en pV/RT a presiones elevadas para los gases, se debe a los volúmenes finitos de las
moléculas de un gas.
c) En general, los gases se desvían significativamente del comportamiento ideal a temperaturas cercanas a
sus puntos de congelación; esto es, las desviaciones aumentan a medida que la temperatura disminuye.
17.- rHe=1.329x10-8 cm
rNe=1.571x10-8 cm
19.- Aumenta la energía cinética, aumenta el número de colisiones y el volumen se incrementa.
26.- a) Puentes de hidrogeno
b) Fuerzas de London.
c) Fuerzas dipolo-dipolo
d) Fuerzas covalentes
28.- I2 > Br2 > Cl2 > F2. Porque la energía de las fuerzas de dispersión de London tiende a aumentar coforme se
incrementa el tamaño molecular.
30.- Porque en el CCl4 existen fuerzas de dispersión de London, mientras que en el CHCl3 hay fuerzas de
dispersión de London y puentes de hidrógeno.
33.- a) sólido; b) gas; c) sólido; d) líquido; e) sólido.
34.- Sólidos cristalinos: SiO2, diamante. Sólidos amorfos: caucho, vidrio. Sólidos moleculares: CO2, azúcar.
Sólidos covalentes: cuarzo, diamante. Sólidos iónicos: NaCl, Ca(NO3)2. Sólidos metálicos: aleaciones.
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Unidad 6
VISCOSIDAD Y TENSIÓN SUPERFICIAL
1.- ¿Por qué los líquidos, a diferencia de los gases, son prácticamente incompresibles?
2.- Dos propiedades importantes de los líquidos son la viscosidad y la tensión superficial. Indica en qué
consisten estas propiedades y cita ejemplos prácticos en los cuales la viscosidad y la tensión superficial
determinen la aplicación del líquido en cuestión.
3.- ¿Cuál es la relación entre las fuerzas intermoleculares y la tensión superficial? ¿Cuál es la relación entre las
fuerzas intermoleculares y la viscosidad?¿Cómo cambian la viscosidad y la tensión superficial de los líquidos
al hacerse más intensas las fuerzas moleculares?
4.- ¿Cómo cambian la viscosidad y la tensión superficial de los líquidos al aumentar la temperatura?
5.- ¿Qué son las fuerzas de cohesión, de adhesión y la acción capilar? Utiliza el agua y el mercurio como
ejemplos para explicar la adhesión y la cohesión.
6.- A pesar de que el acero inoxidable es mucho más denso que el agua, una navaja de rasurar puede flotar en
el agua. ¿Por qué?
7.- ¿Por qué el hielo es menos denso que el agua?
8.- ¿Cuál de los líquidos siguientes tiene menor tensión superficial:
(CH3OCH3)?
etanol (C2H5OH) o éter dimetílico
9.- ¿Qué líquido esperarías que tuviera la menor viscosidad: agua o éter dietílico?
10.- Explica por qué, a la misma temperatura, el helio líquido tiene una tensión superficial menor que la del neón
líquido.
CAMBIOS DE ESTADO
11.- ¿Qué es un cambio de fase? Menciona todos los posibles cambios de fase que pueden ocurrir entre los
diferentes estados de una sustancia. ¿Cuáles de estos cambios de fase son exotérmicos y cuáles son
endotérmicos?
12.- ¿Qué información puedes obtener a partir de una curva de calentamiento?
13.- Explica por qué el punto de ebullición de un líquido varía sustancialmente con la presión, mientras que el
punto de fusión de un sólido casi no depende de la presión.
14.- Ordena los siguientes compuestos de menor a mayor punto de fusión: CH3CH2CH3, Na2S, CH4 y H2O.
Justifica tu respuesta.
15.- Indica para cuál sustancia en cada uno de los pares siguientes esperarías un mayor punto de fusión:
a) C6Cl6 o C6H6
b) HF o HCl
c) Ar o Xe
Explica brevemente tus respuestas.
16.- Las sustancias ICl y Br2 tienen aproximadamente igual masa molar, pero el Br2 funde a -7.2°C, mientras
que el ICl funde a 27.2°C. Explica este comportamiento.
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PUNTO DE EBULLICIÓN, VOLATILIDAD Y PRESIÓN DE VAPOR
17.- ¿Qué es el punto de ebullición normal de una sustancia y cuál es la importancia de conocerlo?
18.- Acomoda los compuestos siguientes en orden creciente de sus puntos de ebullición: H2S, H2O, CH4 y KBr.
19.- Indica cuál sustancia en cada uno de los pares siguientes presentará un mayor punto de ebullición:
a) Ne o Xe
b) CO2 o CS2
c) CH4 o Cl2
d) F2 o LiF
e) NH3 o PH3
20.- Los compuestos binarios formados por el hidrógeno con los elementos del grupo IVA son: CH4 (-162°C),
SiH4 (-112°C), GeH4 (-88°C) y SnH4 (-52°C), respectivamente. Los valores de temperatura mostrados entre
paréntesis corresponden a los puntos de ebullición. Explica la tendencia de incremento en los puntos de
ebullición al descender en el grupo.
21.- ¿Para cuál de los líquidos siguientes esperarías la mayor volatilidad: CCl4, CBr4 o CI4? Justifique tu
elección.
22.- ¿Cuáles, de las siguientes propiedades, influyen en la presión de vapor de un líquido en un recipiente
cerrado?
a) El volumen sobre el líquido
b) La cantidad de líquido presente
c) La temperatura
d) Las fuerzas intermoleculares entre las moléculas del líquido
23.- A continuación se muestran varias mediciones de presión de vapor para el mercurio a distintas
temperaturas. Determina por medio de una gráfica el calor molar de vaporización del mercurio.
t (°C)
P (mm Hg)
200
17.3
250
74.4
300
246.8
320
376.3
340
557.9
24.- La presión de vapor del líquido X es menor que la del líquido Y a 20°C, pero es mayor a 60°C. ¿Qué
podrías inferir acerca de la magnitud relativa de los calores molares de vaporización de los líquidos X e Y?
25.- Estima el calor molar de vaporización de un líquido cuya presión de vapor se duplica cuando la temperatura
se eleva de 85°C a 95°C.
VOLATILIDAD, PRESIÓN DE VAPOR Y PUNTO DE EBULLICIÓN
26.- ¿Qué es un diagrama de fases? ¿Qué información útil puedes obtener a partir del análisis de un diagrama
de fases?
27.- Explica en qué difiere el diagrama de fases del agua del de la mayoría de las sustancias puras. ¿Qué
propiedad del agua determina la diferencia?
28.- A partir del diagrama de fases del agua, describe los cambios de fase que pueden ocurrir en los casos
siguientes:
a) El vapor de agua, originalmente a 1x10-3 atm y -0.10°C, se comprime lentamente a temperatura
constante hasta que la presión final es de 10 atm.
b) una cierta cantidad de agua, originalmente a -10°C, y 0.30 atm, se calienta a presión constante hasta
llegar a 80°C.
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29.- El punto de ebullición normal y el punto de congelación normal del dióxido de azufre son -10°C y -72.7°C,
respectivamente. El punto triple es -75.5°C y -1.65x10-3 atm, y su punto crítico es 157°C y 78 atm. Con esta
información, dibuja el diagrama de fases para el SO2.
ESTRUCTURA Y ENLACE EN SÓLIDOS
30.- Menciona la clasificación de los sólidos de acuerdo a las fuerzas que hay entre sus partículas, indicando
sus propiedades y citando ejemplos de cada uno de ellos.
31.- ¿En qué se diferencian los sólidos cristalinos de los sólidos amorfos?
32.- Un estudiante recibe cuatro muestras de sólidos W, X, Y y Z, todas presentan lustre metálico. Se le informa
que los sólidos podrían ser oro, sulfuro de plomo, mica (cuarzo o SiO2) y yodo. Los resultados de sus
investigaciones son:
a) W es un buen conductor de la electricidad; X, Y y Z son malos conductores eléctricos.
b) Cuando se golpean los sólidos con un martillo, W se puede laminar, X se quiebra en pedazos, Y se
convierte en polvo, y Z no se ve afectado.
c) Cuando los sólidos se calientan en un mechero bunsen, Y se funde con algo de sublimación, pero X,
W y Z no se funden.
d) El tratamiento con HNO3 6M disuelve X, pero no tiene efecto en W o Z.
Con la información obtenida por el estudiante, identifica los tipos de sólidos que son W, X, Y y Z.
33.- a) Un sólido es muy duro y tiene un punto de fusión muy alto. Ni el sólido ni su producto de fusión conducen
la electricidad. Indica qué tipo de sólido puede ser.
b) Un sólido es suave y tiene bajo punto de fusión (debajo de 100°C). Ni el sólido como tal ni el sólido
fundido ni la solución del sólido en agua conduce la electricidad. Indica qué tipo de sólido puede ser.
34.- Esquematiza un sistema cúbico simple, un sistema cúbico centrado en el cuerpo y un sistema cúbico
centrado en las caras. Utiliza KCl, ZnS y aluminio como ejemplos de sólidos que cristalizan en los tipos de
retículos citados.
35.- La densidad de un metal desconocido es 10.2 g/cm3 a 25°C. Se sabe además que cristaliza con retículo
cúbico centrado en el cuerpo y que la longitud de la arista de la celda unitaria es 3.147 Å. Determina el peso
atómico e identifica el metal.
36.- El seleniuro de cinc, ZnSe, cristaliza con una celda unitaria cúbica centrada en las caras y tiene una
densidad de 5.267 g/cm3. Determina la longitud de la arista de la celda unitaria.
37.- La celda unitaria del tungsteno es cúbica centrada en las caras y tiene un volumen de 31.699 Å3. Los
átomos del centro de las caras tocan a los átomos de los vértices. A partir de esta información, determina el
radio atómico y el volumen atómico del tungsteno.
38.- La celda unitaria del aluminio metálico es cúbica con una longitud de arista de 4.05 Å. Determina el tipo de
celda unitaria (simple, centrada en la cara o centrada en el cuerpo) si el metal tiene una densidad de 2.70
g/cm3.
RESPUESTAS A LOS PROBLEMAS DE LA UNIDAD 6
4.- Al aumentar la temperatura aumenta la energía de las moléculas y la velocidad de fusión, provocando que
estas venzan las fuerzas de atracción que existen entre ellas
6.- Porque la tensión superficial del agua es muy grande
8.- CH3OCH3
9.- CH3CH2OCH2CH3
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10.- La tensión superficial es una medida de la energía para aumentar la unidad de área. Volumen atómico: He
(31.8). Ne (16.8). Así, a menor unidad de área mayor tensión superficial.
14.- CH4 < CH3CH2CH3 < Na2S < H2O
15.- a) C6Cl6; b) HF; c) Xe.
18.- CH4 < Ne < H2S < H2O < KBr
19.- a) Xe (número de e-)
b) CS2 (número de e-)
c) Cl2 (número de e-)
d) LiF (compuesto iónico)
e) NH3 (número de e-)
32.- W = Oro, X = PbS, Y = SiO2 y Z = I
35.- P.M.= 95.765 g/mol. Se trata de Mo.
36.- arista = 5.67x10-8 cm
37.- r = 1.12 Å y V = 5.88 Å3
38.- Cúbica centrada en la cara
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Unidad 7
PROPIEDADES DE LAS SOLUCIONES, PROCESO DE DISOLUCIÓN, CONCENTRACIÓN Y SOLUBILIDAD
1.- ¿Es factible hablar de soluciones sólidas? Si tu respuesta es afirmativa, menciona algunos ejemplos.
2.- En general, las fuerzas intermoleculares de atracción entre las partículas de disolvente y de soluto deben ser
comparables a las interacciones soluto-soluto, o mayores para que se observe una solubilidad apreciable.
Explica esta afirmación en términos de los cambios de energía globales durante la formación de soluciones.
3.- ¿Por qué el agua es un excelente disolvente de compuesto iónicos?
4.- a) ¿La disolución de una sal en agua es un proceso endotérmico o exotérmico? Justifica tu respuesta.
b) ¿Qué factores determinan la solubilidad de una sal en agua?
5.- ¿Qué significado tienen los términos solvatación e hidratación ?
6.- Indica el tipo de interacción soluto-disolvente que considere sea el más importante en cada una de las
soluciones siguientes:
a) CCl4 en benceno
b) cloruro de calcio en agua
c) alcohol propílico en agua
d) HCl en acetonitrilo
7.- En cada uno de los pares siguientes, indique la sustancia que tiene mayor probabilidad de ser soluble en
agua:
a) butanol o etanol
b) tetracloruro de carbono o cloruro de calcio
c) benceno o fenol
d) C4H9OH o C4H9SH
Justifica tu respuesta en cada caso.
8.- ¿Qué es una solución sobresaturada?
9.- Menciona una posible justificación por la cual el etanol (C2H5OH) y el propanol (C3H7OH) se disuelven en
agua en cualquier proporción, mientras que las solubilidades del butanol (C4H9OH), pentanol (C5H11OH) y
hexanol (C6H13OH) son de 7.9, 2.7 y 0.6 g por cada 100 g de agua.
10.- ¿Se ve afectada la solubilidad de una especie química en un disolvente al modificar la temperatura? Si tu
respuesta es afirmativa, indica cómo es la dependencia entre la solubilidad y la temperatura. Discute las
diferencias en esta relación si el soluto es un gas o un sólido iónico.
11.- La solubilidad de MnSO4·H2O en agua a 20°C es de 70 g por 100 mL de agua.
Una solución 1.22 M de MnSO4·H2O en agua a 20°C, ¿está saturada, sobresaturada o insaturada?
Dada una solución de MnSO4·H2O cuya concentración se desconoce, ¿qué experimento podrías realizar
para determinar si la nueva solución está saturada, sobresaturada o insaturada?
12.- La solubilidad de la serie Mg(OH)2, Ca(OH)2, Sr(OH)2 y Ba(OH)2 es creciente. Explique esta tendencia de
comportamiento.
13.- Explica en términos de interacciones moleculares por qué comúnmente se aplica la expresión “lo similar
disuelve a lo similar” a las solubilidades de materiales no iónicos en diversos disolventes.
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14.- Completa la tabla para las soluciones siguientes:
soluto
densidad
(g/mL)
molaridad
KCl
1.011
0.273
(NH)2CO
(urea)
1.045
Pb (NO3)2
1.252
C3H703
molaridad
% en masa
fracción
molar
5.0
0.907
0.9
1.0
15.- ¿Cuál es la molaridad y la fracción molar de una mezcla formada por 30 g de sal de mesa disueltos en 100
ml de agua? (Considera una densidad de 1.1 g/mL).
16.- ¿Qué molaridad tiene una solución de metanol al 5% en masa? (Considera una densidad de 0.96 kg/L).
17.- Al destapar un envase que contiene refresco, se aprecia la formación de burbujas. Explica esta
observación.
18.- A 25°C, los valores de pka para los ácidos acético (CH3COOH), cloroacético (ClCH2COOH), dicloracético
(Cl2CHCOOH) y tricloroacético (Cl3CCOOH) son 4.8, 2.9, 1.3 y 0.52, respectivamente. ¿A qué atribuyes la
diferencia en los valores de pka de los ácidos mencionados?
19.- A 25°C los valores de pka para los ácidos fluoroacético, cloroacético, bromoacético y yodoacético son:
2.059, 2.9 y 2.902 y 3.17, respectivamente. Discute por qué esta serie de compuestos tiene una variación
menos marcada en sus valores de pka que los ácidos del problema anterior.
PROPIEDADES COLIGATIVAS
20.- ¿Cuáles son las características de una solución ideal?
21.- ¿Qué significa que una propiedad de una solución sea coligativa? Menciona al menos tres ejemplos de
propiedades coligativas, explicando en qué consiste cada una de ellas.
22.- ¿A qué se deben las desviaciones positivas de la ley de Raoult?
23.- Indica en cuál de los casos siguientes esperas un cambio más drástico de los puntos de fusión y ebullición
con respecto al solvente puro:
a) en una solución de 10 g de etanol en un litro de agua
b) en una solución de 10 g de glucosa (C6H1206) en un litro de agua
24.- Al disolver 0.131 g de una sustancia en 25.4 g de agua se observa una disminución de 0.104 K en la
temperatura de congelación. Determina la masa molar del soluto.
25.- Los valores de Kc (en K/m) para el ácido acético, el benceno y el agua son: 3.59, 5,065 y 1.858,
respectivamente. Con base en esta información, ¿cuál de estos disolventes es el más adecuado para
determinar la masa molar de un soluto? ¿Debe considerarse algún otro factor para tomar la decisión sobre el
disolvente más adecuado?
26.- ¿Cuál sería el cambio esperado en la presión de vapor y en los puntos de fusión y ebullición del agua si en
500 ml de este líquido se disuelven 5 g de NaCl (un electrolito fuerte)?
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COLOIDES
27.- Compara las características y propiedades de una solución y de un coloide.
28.- Michael Faraday fue el primero en preparar coloides rojo rubí de partículas de oro en agua que eran
estables durante periodos indefinidos. Estos coloides de color brillante no se pueden distinguir de soluciones
a simple vista. ¿cómo determinarías si una preparación colorida dada es una solución o un coloide?
RESPUESTAS A LOS PROBLEMAS DE LA UNIDAD 7
9.- El número de átomos de carbono de un
alcohol afecta su solubilidad en agua. Al
aumentar la longitud de la cadena de carbono, el
grupo polar OH se convierte en una parte cada
vez más pequeña de la molécula, y ésta se
asemeja cada vez más a un hidrocarburo. La
solubilidad del alcohol disminuye de manera
acorde.
1.- Sí es factible hablar de soluciones sólidas;
soluto y solvente son sólidos. El latón es una
solución sólida de zinc en cobre.
2.- Si la magnitud de ∆H3 es pequeña en relación
con la magnitud de ∆H1, ∆Hsoln será grande y
endotérmica (energéticamente desfavorable) y no
se disolverá mucho soluto.
10.- La solubilidad de la mayor parte de los solutos
sólidos en agua se incrementa al aumentar la
temperatura de la solución. A diferencia de los
solutos sólidos, la solubilidad de los gases en
agua disminuye al aumentar la temperatura.
3.- Cuando se agrega una sal en agua, las
moléculas de agua se orientan en la superficie de
los cristales de la sal. El extremo positivo del dipolo
del agua se orienta hacia los iones negativos, y el
extremo negativo del dipolo del agua se orienta
hacia los iones positivos. Las atracciones ión-dipolo
entre los iones positivos y
negativos y las
moléculas del agua tienen la fuerza suficiente para
sacar dichos iones de sus posiciones en el cristal.
15.- 5.13 M; χ=0.077
17.- La bebida gaseosa se embotella bajo una
presión de dióxido de carbono un poco mayor
que 1 atm. cuando la botella se abren al aire, la
presión parcial del CO2 sobre la solución se
reduce, la solubilidad del CO2 disminuye, y el
CO2 se desprende de la solución como burbujas.
5.- El proceso de solvatación consiste en la
agrupación de moléculas de disolvente en torno a
una partícula de soluto. El proceso de solvatación
recibe el nombre de hidratación cuando el
disolvente es agua.
20.- Una solución ideal obedece la ley de Raoult.
23.- a)
6.- a) dispersión
b) ion-dipolo
c) puentes de hidrógeno
d) dipolo-dipolo
28.- Para determinar si la dispersión de Faraday es
una solución verdadera o un coloide, dirija un
haz de luz sobre ella. Si la luz se dispersa, la
dispersión es un coloide.
7.- a) etanol
b) cloruro de calcio
c) fenol
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Unidad 8
MATERIALES MODERNOS: CRISTALES LÍQUIDOS, POLÍMEROS, MATERIALES CERÁMICOS Y
PELÍCULAS FINAS
1.- ¿A qué tipo de materiales se les ha denominado materiales modernos y cuáles son las expectativas en torno
a sus aplicaciones futuras? Menciona algunos ejemplos de materiales modernos.
2.- ¿Qué son los cristales líquidos? ¿En qué se utilizan los cristales líquidos y cuál es la base molecular que
permite su aplicación?
3.- Describe los diferentes tipos de fases líquido-cristalinas y con ayuda de diagramas compara los diferentes
tipos de cristales líquidos con un líquido normal.
4.- Dibuja las estructuras moleculares de tres cristales líquidos e indica las características que deben tener
estas moléculas.
5.- Describe el funcionamiento de las pantallas de cristal líquido.
6.- Explica el efecto de la temperatura en aquellos compuestos que forman cristales líquidos.
7.- Un reloj con carátula de cristal líquido no funciona correctamente cuando se expone a bajas temperaturas
durante un viaje al continente Antártico. Explica por qué el LCD podría presentar problemas en su
funcionamiento a bajas temperaturas.
8.- ¿Qué es un polímero? Menciona los tipos de reacciones de polimerización.
9.- Menciona al menos diez polímeros de importancia comercial, incluyendo su estructura química y usos. Indica
si es un polímero natural o sintético.
10.- ¿Qué son los plásticos? ¿Cuál es la diferencia entre un material termoplástico y un plástico termofijo?
11.- ¿Qué es un elastómero y en qué se aplican estos materiales?
12.- Explica la relación entre la estructura química de un polímero y sus propiedades físicas.
13.- ¿Cuál es la función de un plastificante?
14.- ¿Qué es el entrecruzamiento en la estructura de un polímero? Menciona ejemplos.
15.- ¿Qué son los materiales cerámicos? ¿Cuáles son sus propiedades? Menciona ejemplos de materiales
cerámicos comunes.
16.- ¿Qué diferencias hay entre un material cerámico y un polímero orgánico, tanto en términos de estructura
molecular como de propiedades físicas?
17.- Los productos cerámicos suelen ser duros, estables a muy altas temperaturas y quebradizos. ¿Cómo se
explican estas propiedades en términos de sus estructuras moleculares y enlaces?
18.- El polietileno de alta densidad y el vidrio de sílice son materiales poliméricos en gran medida amorfos, pero
difieren mucho en términos de sus propiedades físicas. Haz una lista de algunas diferencias en sus
propiedades químicas y físicas y explícalas en términos de la estructura y los enlaces de cada material.
¿En qué consiste el proceso sol-gel y cuál es su utilidad en la síntesis de materiales modernos?
19.- ¿Qué es un composite y en qué se aplican estos materiales?
20.- ¿Qué utilidad tiene el que un material cerámico sea piezoeléctrico? ¿En qué se utilizan este tipo de
materiales?
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21.- ¿Qué es la superconductividad? ¿Qué tipo de materiales presentan superconductividad y cuáles son las
principales aplicaciones de los materiales superconductores?
22.- ¿Qué es la temperatura de transición superconductora?
23.- Los materiales cerámicos superconductores tienen algunas limitaciones como conductores eléctricos si se
les compara con un conductor ordinario como el alambre de cobre. Menciona algunas de esas limitaciones.
24.- En el superconductor cerámico YBa2Cu307, ¿cuál es el estado de oxidación medio del cobre, suponiendo
que el Y y el Ba están en sus estados de oxidación esperados? El itrio puede sustituirse por otra tierra rara,
como La, y el Ba puede sustituirse por otros elementos similares sin alterar fundamentalmente las
propiedades semiconductoras del material. Sin embargo, la sustitución del cobre por cualquier otro elemento
origina la pérdida de la superconductividad. ¿en qué sentido la estructura electrónica del cobre es diferente
de la de los otros dos elementos metálicos de este compuesto?
25.- Ahora, considera que el material superconductor considerado en la pregunta anterior tiene la fórmula
YBa2Cu306.9. Explique el significado del subíndice fraccionario para el oxígeno. ¿Cuál es la composición
elemental de este material?
26.- ¿Cuáles son las características de una película fina?
27.- Menciona las principales aplicaciones de las películas finas.
28.- Describe los métodos más comúnmente utilizados para la formación de películas finas.
29.- Para formar un conductor en un circuito integrado se aplica una película de oro de diez micras de grosor.
Estima el número de átomos de oro que se requiere para alcanzar ese grosor. ¿Qué masa de oro es
necesaria para aplicar una tira de conductor de 400X50 micras con el grosor anterior? ¿Cómo cambiaría los
resultados si se tratara de átomos de cobre?
Nota: Este cuestionario es una guía de los temas tratados en el capítulo 12 del texto “Química La Ciencia
Central”, Séptima Edición, de Brown, Lemay, Bursten. Se te recomienda consultar detenidamente dicho
texto, y cualquier otro complementario, y analizar a estos materiales modernos en términos de los temas ya
tratados en el curso, como es el caso de enlace químico y fuerzas intermoleculares. El trabajo primordial
para este unidad es la investigación bibliográfica, por lo que no se incluyen respuestas.
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PROGRAMA DE ESTUDIOS
Casa abierta al tiempo
1/2
UNIVERSIDAD AUTONOMA METROPOLITANA-IZTAPALAPA
Unidad
División
Iztapalapa
Licenciatura en Química
Clave
Créditos
214009
9
Horas Teoría 3.0
Horas Práctica 3.0
Ciencias Básicas e Ingeniería
Trimestre
III
Unidad de Enseñanza-Aprendizaje
Estructura de la Materia
Oblig.( X ) Opt. ( )
Seriación: Cálculo Integral (213027)
y Transformaciones Químicas (214008)
OBJETIVO (S) Que el alumno:
-Identifique la importancia del conocimiento de la química en la vida cotidiana y en la profesión
elegida.
-Aplique modelos cuantitativos simples que permitan explicar y predecir el comportamiento químico
de productos que se aplican en la vida cotidiana y en la profesión elegida.
-Identifique las relaciones existentes de la química con otras ciencias y disciplinas.
-Comprenda y critique las noticias químicas que aparecen en los medios de difusión masivos.
-Explique el comportamiento de la materia en términos de la periodicidad química de los elementos y
los compuestos.
-Relacione propiedades de los sistemas fisicoquímicos con modelos simples de la estructura molecular
y el enlace químico.
-Integre los conocimientos adquiridos a problemas cotidianos y de otras disciplinas.
CONTENIDO SINTETICO (CARTA DESCRIPTIVA)
1. Antecedentes de la mecánica cuántica (absorción y emisión y radiación electromagnética).
2. Estructura electrónica: formulación, solución de la partícula en una caja, átomos hidrogenoides,
números cuánticos y orbitales atómicos.
3. Principio de construcción y tabla periódica.
4. Periodicidad atómica: radios, energía de ionización, afinidad electrónica, electronegatividad,
números de oxidación.
5. Enlace iónico: interacción coulómbica, energía reticular, solubilidad y electrolitos.
6. Enlace covalente: estructura de Lewis, geometría molecular, teoría de enlace valencia, orbitales
moleculares, propiedades magnéticas.
7. Fuerzas intermoleculares.
8. Tendencias en el comportamiento químico de las sustancias: estequiometría de los compuestos,
temperaturas de transición de fase, solubilidad.
9. Tendencias en el comportamiento químico de las familias de compuestos por grupos funcionales.
10. Otras aplicaciones (fuerza de ácidos y bases, aleaciones, cristales líquidos, teoría de bandas y
semiconducción.
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2/2
UNIDAD DE ENSEÑANZA-APRENDIZAJE:
Estructura de la Materia (214009)
MODALIDADES DE CONDUCCION DEL PROCESO DE ENSEÑANZA-APRENDIZAJE
Estará dividida en dos tipos de sesiones: clase teórica y taller de problemas. En una semana habrá dos
clases de teoría con duración de una hora y media cada una y una sesión de taller de tres horas al final
de la semana.
Clases de teoría. Los grupos serán de sesenta alumnos máximo. Se considera principalmente la
exposición del profesor mediante un discurso auxiliado por instrumentos de apoyo audiovisual, tales
como pizarrón, diapositivas, transparencias y experiencias de cátedra.
Taller de problemas. Los grupos serán de 60 alumnos máximo. El profesor y los alumnos contarán
con un banco de problemas que se trabajarán en los talleres. Se sugiere que los alumnos se organicen
en mesas de trabajo y resuelvan los problemas por equipo. Este proceso será coordinado por el
profesor y un docente auxiliar. El profesor resolverá algunos de los problemas en el pizarrón. Se
recomienda la asignación de tareas para complementar las actividades prácticas y teóricas.
MODALIDADES DE EVALUACION
Exámenes departamentales cuya calificación promedio corresponderá al 75% de la calificación total.
El otro 25% se otorgará a actividades complementarias como series de ejercicios de tarea,
investigaciones documentales pequeñas, etc. Los exámenes departamentales serán aplicados en un
horario diferente al que se asigna para impartir el curso.
El curso podrá acreditarse mediante una evaluación de recuperación global departamental.
BIBLIOGRAFIA NECESARIA O RECOMENDABLE
1. R. Chang. "Química" 4ª. Edi. McGraw-Hill, México, 1992
2. T.L. Brown, H.E. LeMay, Jr., y B.E. Bursten "Química: La ciencia central. " 5a. Edición, Ed.
Prentice Hall Hispanoamericana, l993.
3. K.W. Whitten y K.D. Gailey, "Química General." Ed. McGraw-Hill, México, l989.
Libros de consulta:
1. B.H. Mahan, R. J. Myers, "Química: Curso universitario." 4ª. Edición, Ed. Addison-Wesley
Iberoamericana, 1990.
2. L. Pauling "Química General.", Ed. Aguilar, Madrid, 1960.
3. P. Ander y A. J. Sonnessa, "Principios de química. Introducción a los conceptos teóricos.", 1ª.
Edición, Ed. Limusa, México, 1982.
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Valores para constantes físicas comunes
Constante
Símbolo
Valor *
Velocidad de la luz en el vacío
c
299 792 458 m s-1 exactamente
Constante de Planck
h
6.626 07 x 10-34 J s
Carga elemental
e
1.602 176 x 10-19 C
Masa del electrón en reposo
me
9.109 38 x 10-31 kg
Masa del protón en reposo
mp
1.672 62 x 10-27 kg
Masa del neutrón en reposo
mn
1.674 93 x 10-27 kg
Número de Avogadro
NA
6.022 14 x 1023 mol-1
Radio de Bohr
a0
5.291 772 x 10-11 m; 0.5291772 Å
Cero de la escala Celsius
273.15 K exactamente
Constante de los gases
R
8.3145 J K-1 mol-1; 0.082058 atm L K-1 mol-1
Constante de Rydberg
RH
2.18 x 10-18 J
* En esta tabla no se reportan los valores con todas las cifras significativas conocidas ni se
reporta la incertidumbre (en los casos en los que no son exactas) con la que se encuentran
reportadas en institutos como el National Institute of Standards and Technology (NIST, EUA).
Para
mayor
información
se
recomienda
consultar
la
dirección
electrónica
http://physics.nist.gov/cgi-bin/cuu/Info/Constants/index.html.
Unidades fundamentales o básicas del Sistema Internacional de unidades (SI)
Propiedad o
dimensión
Nombre
Símbolo
longitud
metro
m
masa
kilogramo
kg
tiempo
segundo
s
mol
mol
ampere
A
candela
cd
kelvin
K
cantidad de
sustancia
corriente
eléctrica
intensidad
luminosa
temperatura
termodinámica
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Problemario de Talleres de Estructura de la Materia (versión electrónica).
Frase en inglés
Traducción al español
Relaciones de las unidades
Relationships of the SI
derivadas del SI con
derived units with special
nombres y símbolos
names and symbols and
especiales y las unidades
the SI base units
básicas del SI
ABSORBED DOSE
DÓSIS ABSORBIDA
ACCELERATION
ACELERACIÓN
ACTIVITY (OF A
ACTIVIDAD (DE UN
RADIONUCLIDE)
RADIONÚCLIDO)
CANTIDAD DE
AMOUNT OF SUBSTANCE
SUSTANCIA
AREA
ÁREA
CAPACITANCE
CAPACITANCIA
DCBI/UAM-I . Obra Colectiva del
DEPARTAMENTO
DE QUIMICA
. Mayo de 2004.
Frase en inglés
Traducción al español
Solid lines indicate
multiplication, broken lines
indicate division
Las líneas continuas
indican multiplicación, las
líneas punteadas indican
división
LENGTH
LUMINOUS FLUX
LONGITUD
FLUJO LUMINOSO
LUMINOUS INTENSITY
INTENSIDAD LUMINOSA
DENSIDAD DE FLUJO
MAGNÉTICO
MASA
ÁNGULO PLANO
CELSIUS TEMPERATURE
TEMPERATURA CELSIUS
CONDUCTANCE
CONDUCTANCIA
MAGNETIC FLUX
DENSITY
MASS
PLANE ANGLE
POTENTIAL,
ELECTROMOTIVE
FORCE
POWER,
DOSE EQUIVALENT
DOSIS EQUIVALENTE
HEAT FLOW RATE
ELECTRIC CHARGE
ELECTRIC CURRENT
ENERGY, WORK,
QUANTITY OF HEAT
CARGA ELÉCTRICA
CORRIENTE ELÉCTRICA
ENERGÍA, TRABAJO,
CANTIDAD DE CALOR
PRESSURE, STRESS
RESISTANCE
POTENCIA,
VELOCIDAD DEL FLUJO
DE CALOR
PRESIÓN, TENSIÓN
RESISTENCIA
SOLID ANGLE
ÁNGULO SÓLIDO
FORCE
FUERZA
FREQUENCY
ILLUMINANCE
FRECUENCIA
ILUMINANCIA
INDUCTANCIA
MAGNÉTICA
TEMPERATURE
THERMODYNAMIC
TIME
VELOCITY
TEMPERATRUA
TERMODINÁMICA
TIEMPO
VELOCIDAD
VOLUME
VOLUMEN
INDUCTANCE
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POTENCIAL, FUERZA
ELECTROMOTRIZ
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DEPARTAMENTO
DE QUIMICA
. Mayo de 2004.
The (left) diagram shows graphically how the 21 SI derived units with special names and symbols are related to
the seven SI base units. In the first column, the symbols of the SI base units are shown in rectangles, with the
name of the unit shown toward the upper left of the rectangle and the name of the associated base quantity
shown in italic type below the rectangle. In the third column the symbols of the derived units with special names
are shown in solid circles, with the name of the unit shown toward the upper left of the circle, the name of the
associated derived quantity shown in italic type below the circle, and an expression for the derived unit in terms
of other units shown toward the upper right in parenthesis. In the second column are shown those derived units
without special names [the cubic meter (m3) excepted] that are used in the derivation of the derived units with
special names. In the diagram, the derivation of each derived unit is indicated by arrows that bring in units in the
numerator (solid lines) and units in the denominator (broken lines), as appropriate. Two SI derived units with
special names and symbols, the radian, symbol rad, and the steradian, symbol sr (bottom of the third column of
the diagram), are shown without any connections to SI base units – either direct or through other SI derived
units. The reason is that in the SI, the quantities plane angle and solid angle are defined in such a way that their
dimension is one – they are so-called dimensionless quantities. This means that the coherent SI derived unit for
each of these quantities is the number one, symbol 1. That is, because plane angle is expressed as the ratio of
two lengths, and solid angle as the ratio of an area and the square of a length, the SI derived unit for plane angle
is m/m = 1, and the SI derived unit for solid angle is m2/m2 = 1. To aid understanding, the special name radian
with symbol rad is given to the number 1 for use in expressing values of plane angle; and the special name
steradian with symbol sr is given to the number 1 for use in expressing values of solid angle. However, one has
the option of using or not using these names and symbols in expressions for other SI derived units, as is
convenient. The unit “degree Celsius,’’ which is equal to the unit “kelvin,” is used to express Celsius temperature
t. In this case, “degree Celsius’’ is a special name used in place of “kelvin.’’ This equality is indicated in the
diagram by the symbol K in parenthesis toward the upper right of the °C circle. The equation below “CELSIUS
TEMPERATURE’’ relates Celsius temperature t to thermodynamic temperature T. An interval or difference of
Celsius temperature can, however, be expressed in kelvins as well as in degrees Celsius.
Traducción al español.- El diagrama de la izquierda muestra cómo se relacionan las 21 unidades derivadas
con las fundamentales o básicas del SI, así como sus nombres y símbolos especiales. En la primera columna
de la figura se muestran las unidades fundamentales encerradas en rectángulos, con el nombre de la unidad
sobre la esquina superior izquierda del mismo y el nombre de la magnitud básica asociada en letras itálicas
debajo de él. En la tercera columna los símbolos de las unidades derivadas con nombres especiales se
muestran encerrados en círculos, con el nombre de la unidad sobre la esquina superior izquierda del círculo y el
nombre de la magnitud derivada asociada en letras itálicas bajo el mismo; una expresión algebraica de la
unidad derivada en términos de otras unidades se muestra en la esquina superior derecha del círculo, entre
paréntesis. En la segunda columna se muestran las unidades derivadas sin nombre especial [con excepción del
metro cúbico] que son usadas en la deducción de las unidades derivadas con nombres especiales. En el
diagrama, la deducción de cada unidad derivada se indica con flechas que llevan esas unidades en el
numerador (líneas continuas) y otras en el denominador (líneas punteadas), según sea necesario. Dos unidades
derivadas del SI con nombres especiales y símbolos, el radián —símbolo rad— y el esteroradián —símbolo sr—
(en la parte inferior de la tercera columna del diagrama), se muestran sin correcciones a las unidades
fundamentales del SI —ya sea directamente o a través de otras unidades del SI como en los otros casos. Esto
se debe a que en el SI las magnitudes de ángulo plano y ángulo sólido se definen de manera tal que su
dimensión es uno —por lo que se llaman magnitudes adimensionales. Esto significa que, por coherencia, la
unidad SI deducida para cada una de estas dos magnitudes es el número uno, con símbolo 1. Por lo tanto, ya
que el ángulo plano se expresa como el cociente de dos longitudes, su unidad SI deducida es m/m = 1; en tanto
que para el ángulo sólido es m2/m2 = 1. Para ayudar a la comprensión, el nombre especial de radián con
símbolo rad se le está dando al número 1 cuando se usa para expresar valores de un ángulo plano, y el nombre
especial de esteroradián con símbolo sr se le está dando al número 1 cuando se usa para expresar valores de
un ángulo sólido. Sin embargo, se tiene la opción de usar o no usar estos nombres y símbolos en expresiones
para otras unidades derivadas del SI, según convenga. La unidad “grado Celsius”, que es igual a la unidad
“kelvin", se usa para expresar la temperatura de Celsius t. En este caso, “grado Celsius” es un nombre especial
que se usa en lugar de “kelvin". Esta igualdad se indica en el diagrama por el símbolo K en el paréntesis de la
esquina superior derecha del círculo de °C. La ecuación bajo “TEMPERATURA DE CELSIUS” relaciona la
temperatura de Celsius t con la temperatura termodinámica T. Un intervalo o diferencia de temperaturas de
Celsius, sin embargo, puede ser expresado en kelvins o en grados Celsius.
Tomado del National Institute of Standards and Technology, EUA.
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. Mayo de 2004.
Unidades usuales
Relaciones con el SI y factores de
conversión relevantes
Propiedad o
dimensión
Nombre
Símbolo
longitud
metro (unidad fundamental SI)
m
centímetro
cm
10-2 m
angstrom
Å
10-10 m
kilogramo (unidad fundamental SI)
kg
gramo
g
tiempo
segundo (unidad fundamental SI)
s
cantidad de
sustancia
mol (unidad fundamental SI)
mol
energía
joule (unidad SI)
J
kg m2 s-2
erg
erg
g cm2 s-2 = 10-7 J
electrónvolt
eV
1e x 1V ≅ 1.602177 x 10-19 J
caloría (termoquímica)
cal(t)
4.184 J
pascal (unidad SI)
Pa
N m-2 = kg m-1 s-2
atmósfera
atm
101325 Pa (= 760 torr = 760 mm Hg)
kelvin (unidad fundamental SI)
K
masa
presión
temperatura
termodinámica
10-3 kg
Prefijos del Sistema Internacional de unidades
Nombre
Símbolo
Factor
deca
da
101
hecto
h
kilo
Nombre
Símbolo
Factor
deci
d
10-1
102
centi
c
10-2
k
103
mili
m
10-3
mega
M
106
micro
µ
10-6
giga
G
109
nano
n
10-9
tera
T
1012
pico
p
10-12
peta
P
1015
femto
f
10-15
exa
E
1018
atto
a
10-18
zetta
Z
1021
zepto
z
10-21
yotta
Y
1024
yocto
y
10-24
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