Curso de Nivelación Preuniversitaria
Anuncio
Curso de Nivelación Preuniversitaria Asesoría Preuniversitaria Dra. Paula Jiménez Contactos: Telf. (0414) 3724701 / (0426) 9086950. 1 Contactos Telf: (0414) 3724701 www.propedeuticoucv.blogspot.com [email protected] Twiter: @webuniversidad Asesoría Preuniversitaria Dra. Paula Jiménez Contactos: Telf. (0414) 3724701 / (0426) 9086950. 2 CAPITULO I LA MATERIA La materia es todo lo que tiene masa y ocupa un volumen. Podemos clasificar la materia por: 1. Sustancias Puras: Formadas por un solo tipo de sustancia, poseen una composición fija o definida en los diferentes estados físicos de la materia (Líquido, sólido y gaseoso), presentan propiedades características, como la temperatura de ebullición (específica y constante) o la densidad. Por ejemplo: los elementos y compuestos químicos. a) Elementos Químicos: Sustancias simples compuestas por un solo tipo de partículas (átomos) y no se pueden descomponer en otras sustancias más sencillas. Se representan mediante símbolos en la tabla periódica por ejemplo el Oxígeno (O). b) Compuestos Químicos: Unión de dos o más sustancias (átomos) diferentes, en cantidades fijas y exactas. Se pueden descomponer en sustancias más simples a través de métodos químicos. Se representan mediante fórmulas químicas Propiedades No Características o Generales: Son propiedades que no permiten distinguir una sustancia de otra. Por ejemplo: Volumen, masa y temperatura. METODOS DE SEPARACION DE MEZCLAS Separación de líquidos miscibles: es decir líquidos que se pueden disolver entre sí. Separación de líquidos inmiscibles: es decir que no se pueden disolver entre ellos. Decantación: separa líquidos inmiscibles. Separa líquidos que tienen diferentes densidades. Ejemplo: Agua y aceite. Destilación: separa líquidos miscibles que tienen diferentes tipos de puntos de ebullición. Ejemplo la mezcla de alcohol y agua. Filtración: separa solido del líquido. Las partículas solidas quedan retenidas en el papel de filtro. Evaporación: también separa solido de un líquido, debido a la liberación de vapor. CAMBIOS DE ESTADO DE LA MATERIA 2. Mezclas: Combinación de dos o más sustancias puras, que pueden estar en cantidades variables conservando sus propiedades individuales. Sus componentes pueden ser separados u obtenidos mediante métodos físicos. Se clasifican en: a) Mezclas Homogéneas: Son mezclas cuyos componentes se encuentran distribuidos de manera uniforme o en una fase y no se pueden distinguir a simple vista. Ejemplos: El vinagre (Solución líquida), el aire (solución gaseosa), el agua con sal después de ser revuelto (solución líquida), el Acero (Solución sólida). Teoría cinética La materia está compuesta por partículas que están en constante movimiento y más deprisa cuando aumenta la temperatura. b) Mezclas Heterogéneas: En ellas se pueden observar a simple vista o con instrumentos de laboratorio los componentes que la constituyen, porque estos se distribuyen en forma irregular o en fases. Ejemplo: agua con aceite. En el sólido las partículas están muy juntas y ordenadas a diferencia del estado gaseoso donde las partículas están desordenadas y en constante movimiento. PROPIEDADES DE LA MATERIA Propiedades características: Se refiere a las características propias de una sustancia. Por ejemplo: Densidad, Pto de ebullición, Pto de fusión, solubilidad, color y sabor. A MAYOR TEMPERATURA Y MENOR PRESION: MAYOR ES EL MOVIMIENTO DE LAS PARTICULAS QUE ESTAN DESORDENADAS. A MENOR TEMPERATURA Y MAYOR PRESION : MENOR ES EL MOVIMIENTO DE LAS PARTICULAS QUE ESTAN ORDENADAS. Asesoría Preuniversitaria Dra. Paula Jiménez Contactos: Telf. (0414) 3724701 / (0426) 9086950. 3 MASA, PESO Y VOLUMEN La masa es la medida de la cantidad de materia que tiene un cuerpo y se expresa en kilogramos. Luego se colocan los dos factores anteriores A y B, de manera que sus unidades se eliminan y el resultado se expresa en Kg, con lo cual tenemos la respuesta a la pregunta original. 75.2 mg x = 7.52 x 10 -5 Kg x El peso es la fuerza con que la tierra atrae un cuerpo hacia su centro. Factor A x Factor B = Resultado El volumen es la medida del espacio que ocupa un cuerpo. Su unidad es el metro cubico m3 o el litro L. Un cubo mide un metro de largo, por un metro de ancho por un metro de profundidad. 1m x 1m x 1m es igual a 1m Recuerde que esto se debe calcular de forma manual sin calculadora y reflexione en este ejercicio como se uso la notación científica. La densidad es la relación que existe entre la masa y el volumen. Su unidad es Kg/m3 3 Si el cubo se divide en 1000 cubitos cada uno medirá 1 decímetro cubico y si un cubito se vuelve a dividir en 1000, se obtiene 1 cm3. 1 cm3: es igual a 1ml. Ejemplo: La densidad del agua es 1.0 g/cm cúbico, ¿Qué volumen ocupara una masa de 3000 gr? Según los datos del problema: d = 1 g / cm3 m = 3000 gr Reemplazando en la formula de la densidad: d=m/V 1 gr / cm3 = 3000 gr / V V = 3000 / 1 cm3 V = 3000 cm3 Ejemplo: Calcule el volumen en mililitros a 20° C que ocupan 1.25 Kg de cloroformo. Para el cloroformo d = 1.49 x Kg/ m3 La densidad convierte la masa a volumen (metros cúbicos), pero el volumen desconocido tiene unidades en mililitros. Por tanto, para convertir metros cúbicos a mililitros, debemos saber que : 1 ml = 1 cm3 Usando la potenciación: 1 m = 100 cm 1m3 = (100 cm)3 = 1000000 cm3 = 1x 10 6 cm3 1.25 Kg x Factor de Conversión Este método permite resolver ejercicios de estequiometria mediante el uso de factores, sustituyendo el uso de la regla de tres. Esto te permitirá tener mayor rapidez en el examen de admisión. x x = 8.39 ml Ejemplo: La densidad relativa de cierto líquido orgánico es 1.20. Calcule el número de litros en 840 gr del líquido. La densidad relativa es 1.20. Por lo tanto, en el sistema métrico decimal, es 1.00 g/ ml x 1.20 = 1.20 gr/ ml Ejemplo: Convertir 75,2 mg a Kilogramos. 840 g x x = 0.700 L Factor A: 1gr = 1000 mg Factor B: 1 Kg = 1000 gr Lo primero que se debe colocar es el dato: 75.2 mg EJERCICIOS PARA LLEVAR A LA CLASE 1) ¿Cuál será el volumen ocupado por 7 gramos de un metal si su densidad es de 0.799 g/ml? 2) Calcule la densidad del alcohol, si 80 cm3 de el pesan 64 gramos. 3) Calcule la densidad de una aleación de hierro (acero), si un cubo de este material, con una arista de 2 cm pesa 60 gramos. 4) Un cubo de hierro mide 2 cm por lado y tiene una masa de 62.9 gr. Calcule su densidad en Kg/m3. (R = 7.86 X 103 Kg/m3). 5) Realice las siguientes conversiones: a) 25 mg a kg b) 600 ml a litros Asesoría Preuniversitaria Dra. Paula Jiménez Contactos: Telf. (0414) 3724701 / (0426) 9086950. 4 c) 18000 gr kg d) 4.2 ml a centímetros cúbicos b) Todo lo que pueda pesarse y determinar su masa. c) Aquello que tenga masa y ocupe espacio. d) Todo lo que posea masa y peso. Preguntas Tipo Examen de Admisión 11) De las listas ofrecidas a continuación están conformados únicamente por ejemplos de materia: 1) En el punto de fusión de un material coexisten las fases: a) b) a) sólida y líquida b) líquida y gaseosa c) gaseosa y líquida d) sólida y gaseosa e) gaseosa y líquida 2) ¿Cuál de las siguientes opciones contiene las propiedades características de la materia? a) Color, solubilidad y conductividad b) Color, temperatura y densidad c) Volumen, estructura cristalina y solubilidad d) Densidad, Punto de ebullición, y peso 3) ¿Cuáles de las siguientes series contienen solo mezclas? a) Escombro, Acido acético, oxido de zinc, Plomo b) Cerveza, Mercurio, Madera, Acero c) Escombro, Cerveza, Acero d) Acido acético, oxido de zinc, Plomo 4) ¿Qué técnica permitir separar un líquido de un sólido? a) Filtración b) Destilación c) Evaporación d) Todas las anteriores 5) El cambio de estado de gaseoso a líquido de cualquier sustancia, supone: a) El aumento de la temperatura b) El aumento de la distancia entre las moléculas c) La disminución de la distancia entre las moléculas d) La disminución de la entalpia de reacción 6) ¿Cuál de las siguientes series contiene compuestos en 3 estados de la materia? a) Granizo, hielo, vapor b) Hielo, agua, vapor c) Roca, fango, agua d) Metal, oxido, oxigeno 7) La fusión y la evaporación se ven favorecidas por: a) Aumento de la temperatura o aumento de la presión b) Aumento de la presión o disminución de la temperatura c) Disminución de la temperatura o disminución de temperatura o disminución de la presión d) Aumento de la Temperatura o disminución de la presión 8) ¿Qué volumen de acido sulfúrico tendrá que verterse en un cilindro, para disponer de 110,4 g de ácido? Densidad del acido es de: 1,84 gr/cm3 a) 600 cm b) 6. 10 ml c) 60000. 10 ml d) 0.6. 10 cm 9) Si un cuerpo de 3m3de aluminio tiene una masa de 8100 kg y la densidad del agua es de 103 ¿Cuál es la densidad relativa del aluminio?. a) 2,7 b) 2,5 c) 5 d) 3 10) De todas las proposiciones ofrecidas a continuación, seleccione la que mejor defina el concepto de materia: a) Aquello que ocupe un espacio y tenga volumen. El aire, el sonido, una roca. Una piedra, el agua, la luz. imagen en un espejo. c) Una roca, el aire, el agua. d) Un trozo de hierro, una roca, la 12) ¿Cuáles de las siguientes alternativas son fenómenos exclusivamente químicos? a) Fotosíntesis, combustiones, precipitaciones atmosféricas b) Combustión de un cigarrillo, oxidación del hierro, acción de ácido nítrico sobre el cobre c) Enmohecimiento de metales, destilación del agua, fusión del hielo d) Trituración de la madera, mezcla de alcohol y agua, calcinación de papel e) Encendido de un fósforo, congelación del agua, cromado del hierro 13) Con la sublimación se permite: a) Un cambio químico b) Un cambio físico c) Modificar la variación de la entalpía d) Alterar la energía de activación e) Detener la formación del complejo activado 14) ¿Cuál(es) de los siguientes fenómenos son exclusivamente físicos? I. Evaporación II. Condensación III. Combustión a) Sólo I b) Sólo II c) Sólo III d) I y II e) I, II y III 15) La condensación es el cambio físico de la materia basado en el paso del estado: A) Sólido a líquido B) Sólido a gaseoso C) Líquido a gaseoso D) Gaseoso a líquido E) Líquido a sólido 16) Señale la alternativa que presenta la secuencia correcta de términos en la siguiente afirmación: “Una sustancia.........está formada por............conteniendo sólo............de un mismo............” A) compuesta, moléculas, elementos, átomo. B) compuesta, moléculas, átomos, elemento. C) química, elementos, moléculas, átomo. D) simple, átomos, moléculas, elemento. E) simple, moléculas, átomos, elemento. 17) Con respecto a las propiedades físicas de los metales, es incorrecto afirmar que: A) son buenos conductores de la electricidad y el calor. B) en su gran mayoría son dúctiles y maleables. C) poseen brillo. D) tienen altos puntos de fusión. E) sólo existen en estado sólido. 18) A 100 ºC y 1 atmósfera de presión, el agua líquida se transforma en gas. El fenómeno físico se denomina: A) ebullición. B) condensación. C) solidificación. D) oxidación. E) sublimación. Asesoría Preuniversitaria Dra. Paula Jiménez Contactos: Telf. (0414) 3724701 / (0426) 9086950. 5 CAPITULO II Isotopos del litio: MODELOS ATOMICOS Teoría atómica de Dalton: El átomo como partícula indivisible. Modelo de Thompson: Propuso un modelo atómico que representaba al átomo como una esfera con carga positiva y dentro de ella están los de carga negativa como pasas de un pastel. Modelo de Rutheford: Descubre el núcleo atómico. 2. Isobaros: Modelo de Bohr: Propuso un modelo atómico formado por un núcleo de carga positiva alrededor del cual giran los electrones con carga negativa en niveles de energía u órbitas circulares, a semejanzas del sistema planetario. Son núclidos que pertenecen a elementos diferentes, poseen igual número de masa, diferente numero atómico y diferente numero de neutrones, es decir igual número de nucleones fundamentales. DESCRIPCION DE UN ATOMO El número atómico de un elemento es el número de protones que posee cualquier átomo de ese elemento. Se designa por la letra Z. En un átomo neutro, como el número de protones coincide con el número de electrones, el número de electrones presente también es Z. iso = igual baro = masa Son núclidos con propiedades físicas y químicas diferentes. El número másico de un elemento se define como el número de protones (Z) más el número de neutrones (n) que posee un átomo. Se designa por la letra A. A=Z+n Numero de neutrones: numero másico – número atómico Para representar un átomo se indica su símbolo, y junto a él sus números atómico y másico: 3. Isótonos: Son núclidos pertenecientes a elementos diferentes. Poseen diferente numero de protones e igual número de neutrones; por lo tanto tienen diferentes números de masa: También son núclidos con propiedades físicas y químicas diferentes. 1. Isotopos: También llamados hílidos, son núclidos de un mismo elemento químico, por tanto poseen igual número de protones, diferente numero de neutrones y diferente numero de masa. Los isotopos poseen propiedades químicas iguales y propiedades físicas diferentes. El nombre de isotopos se debe a que ocupan el mismo lugar en la tabla periódica porque pertenecen al mismo elemento. iso= igual topo = lugar Los isotopos pueden ser naturales o artificiales, estos últimos son todos inestables o radioactivos (radioisótopos), los isotopos artificiales fueron descubiertos por Irene Joliot Curie en 1934. Asesoría Preuniversitaria Dra. Paula Jiménez Contactos: Telf. (0414) 3724701 / (0426) 9086950. 6 CONFIGURACION ELECTRONICA Regla de las diagonales: esta regla describe el orden de llenado de los electrones, los que tienden siempre a ubicarse en los orbitales de menor energía. TABLA PERIODICA Periodos: Son los renglones o filas horizontales de la tabla periódica. Actualmente se incluyen 7 periodos en la tabla periódica. Grupos: Son las columnas o filas verticales de la tabla periódica. La tabla periódica consta de 18 grupos. Éstos se designan con el número progresivo, pero está muy difundido el designarlos como grupos A y grupos B numerados con números romanos. GRUPO Subnivel orbitales s p d f 1 3 5 7 Capacidad máxima de e2 6 10 14 Como escribir configuraciones electrónicas: - Buscar el numero de electrones en el átomo, es decir Z - Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de energía, según la regla de las diagonales. - Respetar la capacidad máxima de cada subnivel. Ejemplos: FAMILIA IA Metales alcalinos II A Metales alcalinotérreos III A Metales térreos IV A Metales carbonoides VA Familia del nitrógeno VI A Calcógenos VII A Halógenos VIII A Gases nobles Clases: Se distinguen 4 clases en la tabla periódica: ELEMENTOS REPRESENTATIVOS: Están formados por los elementos de los grupos "A". ELEMENTOS DE TRANSICIÓN: Elementos de los grupos "B", excepto lantánidos y actínidos. ELEMENTOS DE TRANSICIÓN INTERNA: Lantánidos y actínidos. GASES NOBLES: Elementos del grupo VIII A (18) Bloques: Es un arreglo de los elementos de acuerdo con el último subnivel que se forma. Electrones apareados: quiere decir dos electrones en un orbital. Electrones desapareados: quiere decir electrones solos en un orbital. BLOQUE "s" GRUPOS IA Y IIA BLOQUE "p" GRUPOS III A al VIII A BLOQUE "d" ELEMENTOS DE TRANSICIÓN BLOQUE "f" ELEMENTOS DE TRANSICIÓN INTERNA Asesoría Preuniversitaria Dra. Paula Jiménez Contactos: Telf. (0414) 3724701 / (0426) 9086950. 7 Un elemento x está situado en el periodo 3, grupo 7 del sistema periódico. Contestar las siguientes cuestiones: a) ¿Cual es su configuración electrónica? Si esta en el periodo 3, tendrá completos los dos primeros niveles electrónicos. Como esta en el grupo 7, su configuración será: 1s2, 2s2p6, 3s2p5 b) ¿Cual es su número atómico? Su número atómico es 17, porque tiene 17 protones y 17 electrones alrededor del núcleo. c) ¿De qué elemento se trata? Se trata del cloro. ACTIVIDAD PARA LLEVAR A CLASE 1) Complete el siguiente cuadro. ¿Existe algún isotopo en la tabla? Los elementos ubicados en el orbital s y p pertenecen al grupo A. Los elementos ubicados en el orbital d y f pertenecen al grupo B. Reglas que permitirán ubicar un elemento en la tabla periódica Capa de valencia es la última capa electrónica de un átomo y la denominación electrón de valencia designa los electrones existentes en esa capa. Esto nos permite saber el grupo. 2) Realice la configuración electrónica mediante la regla de las diagonales para los siguientes elementos, indique la serie, el periodo y el grupo al cual pertenece. a) Sodio Z = 11 b) Oxigeno Z = 8 c) Zinc Z = 30 PROPIEDADES PERIODICAS El número cuántico principal mayor: va a representar el periodo. En este caso sería así: Energía de Ionización: Es la energía necesaria para separar totalmente el electrón mas externo del átomo en estado gaseoso convirtiéndolo en un ion positivo o catión. Afinidad electrónica: Es la energía que libera un átomo cuando capta un electrón y se transforma en un ion de carga -1. Periodo 2 Electronegatividad: es la tendencia que tienen los átomos para captar electrones. Un elemento es más electronegativo mientras más se acerca al Fluor. Si en la penúltima capa la configuración posee los orbitales s y p quiere decir que el elemento pertenece a la serie A. Si en la penúltima capa la configuración posee los orbitales s y d quiere decir que el elemento pertenece a la serie B. Ejemplo: Dado el átomo , expresar toda la información acerca de su estructura y sus propiedades, que se puede sacar con esta representación. El número atómico es 13, lo que indica que este átomo tiene 13 protones en su núcleo. Por tanto, también tendrá 13 electrones de la corteza. El numero másico es 27. Esto quiere decir que habrá 27-13 = 14 neutrones el núcleo. Ejemplo: Ordene de forma Creciente la electronegatividad de Zn, Rb, O, Cr, Al. Creciente significa de menor a mayor, si es electronegatividad, los menos electronegativos están abajo a la izquierda. Se ordenan de abajo hacia arriba, de izquierda a derecha y utilizando el símbolo < (menor). El orden es: Rb<Cr,<Zn,<Al<O. Asesoría Preuniversitaria Dra. Paula Jiménez Contactos: Telf. (0414) 3724701 / (0426) 9086950. 8 Preguntas Tipo Examen de Admisión 1) Los elementos de transición interna se caracterizan porque sus electrones de máxima energía llenan los orbitales: a) s b) p c) d d) f e) g 2) Qué tipos de orbitales pueden ser ocupados hasta un máximo de 6 electrones? a) f b) d c) s d) p 3) Para un átomo cuyo número cuántico principal “n” es igual a 2, los electrones suelen distribuirse en los orbitales atómicos: a) Solo s b) Solo p c) S y p d) s, p y d 4) El átomo de oxigeno (Z=8) posee: a) 2 electrones en su último orbital b) 8 electrones en su último orbital c) 2 electrones en su último nivel de energía d) 6 electrones en su último nivel de energía 5) Ordene en forma creciente de electronegatividad (subíndice indica el número atómico) a) Be4 , Mg12, Ca20, Ba56 b) Be4, B5, C6, N7 c) Cl17. S16, P15, Si14, Al13 d) K19 , Br35, H1, Ca20 11) El ión A) 1s22s22p63s23p6 1s22s22p4 tiene por configuración electrónica: B) 1s22s22p63s23p4 C) 1s22s22p63s2 D) 1s22s22p6 E) 12) Las especies 16 S35 y 17Cl35, tienen igual número de: A) protones B) neutrones C) electrones D) protones + electrones E) protones + neutrones 13) La siguiente configuración electrónica 1s22s2, corresponde a un elemento perteneciente al grupo: A) 1 B) 2 C) 3 D) 5 E) 7 14) En el esquema que representa la Tabla Periódica, se han dividido los elementos en 4 grupos indicándose sus denominaciones: ¿En cuál de los siguientes casos se puede esperar que se produzca unión iónica? A) 1-2 B) 1-3 C) 1-4 D) 3-3 E) 3-4 15) El Carbono tiene 4 electrones de valencia y el Oxígeno tiene 6. Por lo tanto, la estructura de Lewis para el compuesto CO2 debe ser: 6) ¿A cuál (es) de las siguientes especies podría corresponder la configuración electrónica expresada por 1s2? +1 I. H1 II. He2 III. Li3 A) Sólo I B) Sólo II C) Sólo III D) I y II E) II y III 7) En la tabla periódica, los elementos pertenecientes a los grupos I A, II A y III A, generalmente suelen transformarse en CATIONES, ¿cuál sería la explicación para este hecho? A) La pérdida de uno o varios electrones B) La pérdida de uno o varios protones C) La pérdida de uno o varios neutrones D) Disminución de su carga positiva E) Disminución de su carga negativa 8) La configuración electrónica fundamental del elemento Z = 14 es: 16) La configuración electrónica ns2np5 es característica de los elementos llamados: A) Halógenos B) Alcalinos térreos C) Alcalinos D) Calcógenos E) Gases nobles 17) La notación 14Si+4 nos indica que este ión A) tiene configuración electrónica 1s2, 2s2 2p6, 3s2 3p2 B) es de mayor tamaño que el átomo de silicio C) tiene configuración electrónica 1s2, 2s2 2p6 D) es isoelectrónico con el ión 16S-2 E) tiene 10 neutrones 18) ¿Cuál de los siguientes elementos se considera de transición? a)Al (Z=13) b) P (Z=15) c) Na (Z=11) d) Ga (Z=31) e) Mn (Z=25) 19) El elemento menos electropositivo del sistema periódico es el: A) litio (Li) B) hidrógeno (H) C) francio (Fr) D) helio (He) E) flúor (F) 9) ¿Qué información entrega la simbología química del elemento A) Tiene 27 electrones y 14 protones B) Tiene 13 protones y 14 neutrones C) Tiene 14 protones y 13 electrones D) Tiene 13 neutrones y 14 protones E) Tiene 27 neutrones y 13 electrones 20) Un elemento químico tiene la siguiente configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s2, a partir de esta información se puede deducir que: I. su número atómico es 12. II. pertenece al tercer período de la clasificación periódica. III. pertenece al grupo II de la clasificación periódica. A) Sólo I B) Sólo III 2 2 C) I y II D) I y III E) I, II y III 5 10) Si la configuración electrónica del F es 1s 2s 2p , entonces la configuración electrónica del anión F- será: A) 1s22s22p6 B) 1s22s22p4 C) 1s22s22p43s1 D) 1s22s22p53s1 E) 1s22s22p63s1 21) ¿Cuántos electrones de valencia presenta un átomo ubicado en el período 3 y grupo V-A del sistema periódico? A) 2 B) 3 C) 4 D) 5 E) 6 Asesoría Preuniversitaria Dra. Paula Jiménez Contactos: Telf. (0414) 3724701 / (0426) 9086950. 9 22) Un determinado elemento químico tiene una distribución electrónica 1s2, 2s2 2p3, entonces es correcto afirmar que este elemento A) pertenece al grupo III-A del sistema periódico. B) presenta cinco electrones desapareados. C) es un metal. D) puede presentar estados de oxidación -3 y +5. E) se puede estabilizar electrónicamente como ión con carga +3. 23) Si un compuesto presenta fórmula MX, entonces, los posibles grupos a los que pertenecen los elementos M y X debieran ser, respectivamente I. I-A y VII-A II. II-A y VI-A II. IV-A y VI-A Lo correcto es: A) Sólo I B) Sólo II C) Sólo III D) I y II E) I y III 24) Un elemento M del grupo II-A al unirse con un elemento X del grupo VII-A, formará un compuesto de fórmula A) MX B) M2X C) MX2 D) M2X7 E) M7X2 25) Si un elemento presenta Z = 50, entonces a) desarrolle su configuración electrónica. b) mencione el grupo y período al cual pertenece. c) ¿es metal, NO metal o anfótero? d) ¿cuántos electrones de valencia posee? e) ¿cuántos electrones desapareados presenta? . . 26) El número atómico (Z) para un elemento ubicado en el grupo III-A y período 2 debe ser A) 5 B) 6 C) 7 D) 8 E) 9 27) El concepto de electronegatividad, se refiere a la: A) tendencia del átomo a ceder electrones. B) la fuerza del átomo para atraer iones. C) energía necesaria para sacar un electrón del átomo. D) capacidad del átomo para atraer electrones. E) energía liberada cuando el átomo capta un electrón. 28) Un elemento químico presenta configuración electrónica 1s 2, 2s2 2p6, 3s2 3p3. De acuerdo a esta información se puede deducir todo lo siguiente, excepto A) pertenece al grupo V-A del sistema periódico. B) presenta tres electrones desapareados. C) corresponde a un elemento metálico. D) pertenece al período 3 del sistema periódico. E) puede presentar estados de oxidación -3 y +5. 29) Si 2 elementos presentan distinto número atómico (z) igual (z + n), donde n es el número de neutrones. Seguramente de trata de A) isóbaros. B) isótopos. C) isótonos. D) isómeros. E) isoelectrónicos. 32) El inglés John Dalton enunció la Teoría Atómica que dice: a) La energía no se crea ni se b) Cada elemento tiene su propio átomo destruye, sólo se transforma con características específicas. Al combinarse los átomos en cantidades determinadas, se transforman las moléculas de compuestos. c) Las moléculas de los gases no interactúan se mueven constantemente y sus choques son elásticos. d) A temperatura constante, la presión de un gas es inversamente proporcional al volumen ocupado por dicho gas. e) El átomo es la menor cantidad de materia. 33) Propuso un modelo atómico que representaba al átomo como una esfera con carga positiva y dentro de ella están los de carga negativa como pasas de un pastel. a) Einstein b) Thomsom c) Bohr d) Rhuterford e) Lewis 34) Propuso un modelo atómico formado por un núcleo de carga positiva alrededor del cual giran los electrones con carga negativa en niveles de energía u órbitas circulares, a semejanzas del sistema planetario: a) Planck b) Einstein c) Bohr d) Rydberg e) Thomsom 35) Configuración electrónica del Nitrógeno (número atómico = 7): a) 1s2 b) 1s2 2s2 c) 1s2 3p4 d) 1s2 3s2 2s2 e) 1s2 2s 2p4 3 2p 36) El K+ es un átomo de potasio al que se ha “arrebatado” un electrón, quedando cargado positivamente, por lo tanto, se trata de un: a) Catión b) Isótopo c) Anión d) Protón e) Neutrón 37) Las filas o renglones de la tabla periódica representan el número de órbitas en un átomo. Estas filas o renglones se llaman: a) Familias b) Clases c) Periodos d) Grupos e) Valencias 38) Las columnas en la tabla periódica se caracterizan con números romanos y letras mayúsculas (A o B). Estas columnas se llaman: a) Clases b) Familias o c) Periodos o d) Subclases e) Índices grupos valencias CAPITULO III ENLACE QUIMICO +2 30) El catión 20 Ca presenta configuración electrónica igual a: A) 1s2, 2s2 2p6, 3s2 3p6, 4s2 3d2 B) 1s2, 2s2 2p6, 3s2 3p6, 4s2 3d1 C) 1s2, 2s2 2p6, 3s2 3p6, 4s2 D) 1s2, 2s2 2p6, 3s2 3p4, 4s2 E) 1s2, 2s2 2p6, 3s2 3p6 31) Átomos de magnesio (Z=12) se unen con átomos de fósforo (Z=15) formando compuestos iónicos de fórmula: A) MgP B) Mg2P C) Mg2P3 D) Mg3P2 E) Mg3 Es la fuerza de atracción que permite unir los átomos que integran una molécula. La finalidad de un átomo al unirse a otro átomo es lograr la estabilidad. TIPOS DE ENLACE QUIMICO Enlace Iónico - Entre dos átomos de electronegatividades muy distintas. - Transferencia de uno o más electrones, generalmente desde un elemento metálico hacia otro no metálico. Asesoría Preuniversitaria Dra. Paula Jiménez Contactos: Telf. (0414) 3724701 / (0426) 9086950. 10 Un átomo cede electrones, quedando con carga positiva y el otro átomo capta electrones, quedando con carga negativa. Características químicas de los compuestos iónicos Son sólidos con punto de fusión altos (por lo general, > 400ºC) Las sustancias iónicas conducen la corriente eléctrica (electrolitos) cuando están fundidos o en solución acuosa. - El enlace iónico se establece principalmente entre átomos de los grupos: I A - VI A II A - VI A I A - VII A II A - VII A - Enlace covalente polar Cuando los átomos que forman una molécula son heteronucleares y la diferencia en E.N. < 2 entonces forman enlaces covalentes polares. Ejemplo el HCl: HEN= 2,1 H. + .Cl Cl EN=2,9 H+ Cl - Ejemplo del H20: Ejemplo: la sal de mesa (NaCl), el salitre (KNO3), el sulfato de cobre (CuSO4). Enlace covalente - Átomos enlazantes comparten electrones, formando ambos un octeto y/o dueto. Las sustancias con enlaces covalentes son, generalmente, insolubles en agua, no conducen la corriente eléctrica. Dentro de este enlace, se distinguen dos tipos: - Enlace covalente apolar. Enlace covalente polar. Enlace covalente apolar Se da entre átomos de igual electronegatividad (diferencia de EN = 0). Características químicas de los compuestos covalentes - Este enlace lo presentan, principalmente, los gases diatómicos, tales como el H2, O2, N2, etc. - Enlace covalente puro H-H - - - - - Son gases, líquidos o sólidos con punto de fusión bajos (por lo general, < 300ºC) Muchos de ellos son insolubles en disolventes polares. La mayoría es soluble en disolventes no polares, como el hexano C6H14. Los compuestos líquidos o fundidos no conducen la electricidad. Las soluciones acuosas suelen ser malas conductoras de la electricidad porque no contienen partículas con carga Asesoría Preuniversitaria Dra. Paula Jiménez Contactos: Telf. (0414) 3724701 / (0426) 9086950. 11 Enlace covalente coordinado o Dativo Consiste en compartir un par de electrones, proveniente del mismo átomo. - - Un enlace covalente coordinado es un enlace formado cuando ambos electrones del enlace son donados por uno de los átomos. El otro átomo solo aporta el orbital vacio. Ejemplo: Enlaces metálicos Enlace químico que mantiene unidos los átomos de metales entre sí. Ejemplo son las aleaciones: Bronce ( cobre, estaño) Latón ( Bronce y Zinc) Acero ( Hierro y carbono) Dos reglas que se deben cumplir para lograr la estabilidad son: Regla del Dueto: Un átomo debe tener dos electrones en su entorno. Regla del Octeto: Un átomo debe tener ocho electrones alrededor. Estructura de Lewis Es una representación gráfica que muestra los pares de electrones de enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios o desapareados que puedan existir. Electrones de valencia: es la cantidad de electrones que se encuentran en el último nivel de energía de cada elemento al hacer su configuración electrónica. - Elemento electronegativo va en el centro. - Los hidrógenos van a la periferia - Cada enlace representa un par de electrones. - La meta es lograr el dueto o el octeto. En moléculas compuestas por varios átomos de un mismo elemento y un átomo de otro elemento distinto, éste último se utiliza como el átomo central, lo cual se representa en este diagrama con 4 átomos de hidrógeno y uno de silicio. Asesoría Preuniversitaria Dra. Paula Jiménez Contactos: Telf. (0414) 3724701 / (0426) 9086950. 12 Preguntas Tipo Examen de Admisión 1) ¿Cuál de las siguientes series contienen moléculas con: un enlace iónico, uno covalente y uno metálico? a) KBr, CsCl, CH4 b) HCl, CCl4, Fe2O3 c) Bronce, O2, NaCl d) Bronce, acero, 02 2) Diga qué tipo de enlace, se encuentra en cada aseveración: - Es el enlace donde los dos átomos comparten sus electrones por igual ____________________ - Es el enlace, donde un átomo es capaz de donar un electrón y el otro átomo recibirlo________________ - Es el enlace, donde uno de los átomos aporta dos electrones y el otro átomo aporta orbitales vacios, es decir, recibe los dos electrones __________________ - Es el enlace, formado por metales y posee una nube de electrones a su alrededor____________ 3) Las electronegatividades del sodio, potasio, cloro y bromo son: Na K Cl Br 0,9 0,8 3,0 2,8 E) iónica, iones, sal 8) Si se unen 2 átomos muy cercanos en el sistema periódico, es muy probable que: I. ocurra un enlace covalente. II. ambos tengan una alta electronegatividad. III. ocurra un enlace iónico. Es (son) correcta(s): A) Sólo I B) Sólo II C) I y II D) II y III E) I, II y III 9) Respecto a la molécula de hidróxido de litio (LiOH) es correcto afirmar que: I. presenta un enlace iónico. II. tiene un enlace covalente polar. III. existe solo 1 par de electrones no enlazados. A) Sólo I E) I, II y III B) Sólo II C) Sólo III D) I y II 10) Respecto a los compuestos iónicos, es incorrecto afirmar que: A) son altamente solubles en agua. B) en estado fundido son muy buenos conductores de la corriente eléctrica. C) presentan en estado sólido un alto punto de fusión. D) en solución acuosa se disocian generando iones. E) los compuestos iónicos son moléculas apolares. 11) La única molécula hidrofobica es: ¿Cuál de las siguientes especies presentará un enlace covalente apolar? A) NaCl B) BrCl C) Cl2 D) KCl E) KBr A) Na-Cl D) K-F 4) En una mezcla homogénea están presentes agua (H2O), sal común (NaCl) y cloruro de calcio (CaCl2). Estas sustancias presentan sus átomos unidos, respectivamente, por enlaces: A) Iónico, Iónico y Iónico B) Covalente, Covalente y Covalente C) Iónico, Covalente y Covalente D) Covalente, Iónico y Iónico E) Covalente, Iónico y Covalente 2 12) ¿En cuál de las siguientes estructuras la hibridación del carbono es sp ? I. H2C2 II. H4C2 III. H6C2 5) El enlace covalente se caracteriza por una o más de las siguientes condiciones: I. Entrega de electrones II. Captación de electrones III. Compartición de electrones A) Sólo I B) Sólo II C) Sólo III D) I y II E) II y III I. SO2 6) Los tipos de enlaces que presentan los siguientes compuestos, son respectivamente: (Ver grupos a los que pertenecen los elementos en la tabla periódica) 1. NaCl 2. CCl4 3. SO2 1 2 3 A) Covalente Covalente Iónico B) Iónico Iónico Iónico C) Covalente Iónico Covalente D) Iónico Covalente Covalente E) Iónico Covalente Iónico 7) “El NaOH es una molécula ……………, muy soluble en agua, que se disocia generando ……………, que le dan a la solución características de ……………” En las líneas punteadas debe decir respectivamente A) iónica, iones, electrolito. B) covalente, moléculas, mezcla. C) iónica, moléculas, solución heterogénea. D) covalente, moléculas, electrolito. A) Sólo II E) II y III B) CH2=CH2 C) Na-NO3 E) Na-OH B) Sólo III C) I y II D) I y III 13) Presenta(n) enlace dativo: A) Sólo I E) I, II y III II. H3O+ III. NaNO3 B) Sólo II C) I y II D) II y III 14) En relación al concepto de enlace químico, sólo una de las siguientes afirmaciones es errónea, indíquela: A) En general, los átomos se unen entre sí para estabilizarse energéticamente. B) Es común, que al unirse dos átomos a través de un enlace químico, liberen energía. C) Al unirse dos átomos diferentes, pero del mismo grupo, lo hacen a través de enlace covalente apolar. D) La polaridad del enlace es proporcional a la diferencia de electronegatividad de los átomos que se unen. E) Si dos átomos están muy alejados en el sistema periódico, es probable que se unan a través de enlace iónico. 15) El cloruro de sodio es una molécula que presenta enlace químico iónico debido a: a) Los átomos comparten un electrón. b) Se da transferencia de electrones de un átomo a otro. c) Los átomos comparten un par de electrones de manera coordinada. d) Aumenta el calor de reacción. Asesoría Preuniversitaria Dra. Paula Jiménez Contactos: Telf. (0414) 3724701 / (0426) 9086950. 13 CAPITULO IV Valencias de los Elementos Químicos Lista de radicales inorgánicos Asesoría Preuniversitaria Dra. Paula Jiménez Contactos: Telf. (0414) 3724701 / (0426) 9086950. 14 Asesoría Preuniversitaria Dra. Paula Jiménez Contactos: Telf. (0414) 3724701 / (0426) 9086950. 15 RECORDAR PARA EL EXAMEN DE ADMSION Óxidos básicos: Metal + oxigeno Anhídridos: no metal + oxigeno Hidróxidos: oxigeno + hidrogeno + metal Sales binarias: No metal + Metal Sales Terciarias: No metal+ oxigeno+ metal Ácidos Hidrácidos: Hidrogeno + No metal Ácidos terciarios: Hidrogeno + No metal + Oxigeno EJERCICIOS PARA ENTREGAR EN CLASE Por favor entregar la tarea y colocar solo la fecha y nombre y apellido del alumno en hojas blancas u hojas de examen. Por favor no llevar la tarea en hojas de cuaderno. Si prefiere para que ahorre tiempo puede colocar el número de la pregunta y la respuesta, sin necesidad de escribir la pregunta. EJERCICIOS PARA ENTREGAR EN CLASE 1) Escriba la formula química de los siguientes óxidos básicos: a) Oxido de litio b) oxido de rubidio c) Oxido de Calcio d) Oxido de Radio e) Oxido Ferroso f) oxido férrico g) Oxido niqueloso h) oxido niquelico i) oxido cobaltoso j) oxido cobaltico k) oxido de aluminio l) oxido de zinc m) oxido mercurioso n) oxido mercúrico o)oxido cúprico p) oxido cuproso q) oxido de manganeso (IV) r) oxido de cromo (III) 2) Escriba la formula química de los siguientes anhídridos: a) Anhídrido sulfúrico b) Anhídrido hipocloroso c) anhídrido clórico d) anhídrido carbónico e) anhídrido periódico f) anhídrido nitroso g) anhídrido fosfórico h) anhídrido brómico i) anhídrido nítrico j) anhídrido hiposulfuroso k) anhídrido fosforoso l) anhídrido iodoso 3) Escriba la formula química de las siguientes ácidos: a) acido bromhídrico b) acido clórico c) acido sulfúrico d) acido nitroso e) acido hipocloroso f) acido periódico g) acido clorhídrico h) acido sulfhídrico j) acido fosfórico k) acido hipobromoso l) acido carbónico l) acido nítrico m) acido iodico n) acido fosforoso 4) Escriba la formula química de las siguientes sales: a) Cloruro de plata b) Sulfato de sodio c) clorato de Bario d) fosfato de aluminio e) fluoruro de calcio f) nitrito de plata g) sulfito mercurioso h) sulfuro de Zinc i) fosfito Cúprico j) Periodato Niqueloso k) Bromato de plata l) yodato de magnesio m) nitruro de aluminio n) sulfuro cúprico 5) Nombre los siguientes compuestos. a) Ca (NO3)2 b) Fe2S3 c) CoCl3 d) Ca(ClO3)2 e) LiH f) Fe2(SO4)3 g) Cu2S h) HNO2 Asesoría Preuniversitaria Dra. Paula Jiménez Contactos: Telf. (0414) 3724701 / (0426) 9086950. 16 c) Cloruro de Antimonio (III) d) Carbonato de Calcio e) Manganato de Sodio f) Sulfuro de Aluminio g) Sulfito Hidrógeno de Potasio h) Cromato de Sodio i) Hidruro de Potasio j) Permanganato de Calcio k) Óxido de Nitrógeno (I) l) Ortofosfato dihidrógeno de Potasio m) Óxido Nítrico n) Cianuro de Calcio o) Ácido Pirofosfórico p) Tiosulfato de Potasio i) Ba(OH)2 j) Fe2O3 k) H2SO3 l) CoAsO3 m) KHCO3 n) PbSO4 o) NaH2PO4 p) Fe(OH)3 6. Escriba la fórmula de los siguientes compuestos. a) Bromato de Magnesio b) Sulfato de Cobre (II) 7. Complete el siguiente cuadro Sustancia Sal Terciaria No metal metal Acido binario Na2O Ag CO2 Br2o7 Cu (OH) H2CO3 Li2S Oxido Anhídrido Hidróxido c) H2CrO4 8.1 La fórmula del óxido de nitrógeno V es: d) HCrO4 b) N2O5 c) N5O2 d) Ninguna de las anteriores Acido Terciario X 8. Señale la opción correcta a) N5O Sal Binaria 8.6 ¿Cuál es la fórmula química del fosfato de estroncio? a) Sr3(PO4)3 b) Sr2(PO3)3 c) Sr3(PO3)2 8.2 La fórmula del hidruro de litio es: d) Sr3(PO4)2 a) Li2H b) Li3H 8.7 La fórmula del carbonato de zinc es: c) LiH a) Zn2CO2 d) Ninguna de las anteriores b) Zn2CO3 c) Zn(CO3)2 8.3 La fórmula del sulfuro de hidrógeno es: d) ZnCO3 a) H2S b) H2S2 8.8 ¿Cuál es la fórmula del hipoclorito c) HS2 de plata? d) HS a) Ag2ClO b) Ag2ClO2 8.4 ¿Cuál es la fórmula química del ácido perclórico? c) AgClO3 a) HClO3 d) AgClO b) H2ClO3 c) HClO4 8.9. ¿Cuál es la fórmula química del ión d) H2ClO3 amonio? + a) NH3 8.5 La fórmula del ácido crómico es: a) H2CrO3 b) HCrO3 b) NH4 + + c) NH2 + d) NH3 Asesoría Preuniversitaria Dra. Paula Jiménez Contactos: Telf. (0414) 3724701 / (0426) 9086950. 17 Responda las siguientes preguntas tipo Examen de Admisión 1) Nombre el siguiente compuesto: Na2SO4 a) hiposulfito de potasio b) sulfato de sodio c) persulfato de sodio d) Ninguna D) Sulfito de potasio y fosfuro de magnesio E) Sulfato de potasio y fosfato de magnesio 13) El símbolo químico Sr representa al elemento denominado: A) Sodio B) Estroncio C) Escandio D) Estaño E) Selenio 2) Identifique la lista de sustancia que contenga solo Anhídridos: a) N2O3, SnO2, HgO, Cl2O5 c) SO3, CO2, Ag2O, F2O b) P2O5, SO2, CO2, Cl2O3 d) Br2O3, P2O5, Cl2O7, Cu2O 3) La reacción entre un óxido metálico y agua, da lugar a la formación de un(a): A)ácido. B)base. C)sal. D)hidruro. E)peróxido. 4) “Cuando el agua reacciona con un anhídrido forma oxiácidos”. ¿Cuál de las siguientes alternativas ejemplifica a un anhídrido? A) K2O B) CO2 C) MgH2 D) H2O2 E) NH3 5) ¿Cuál de los siguientes compuestos corresponde a la formula química de una SAL de rubidio? a) RbBr b) RuBr c) RhBr d) RaBr 6) Identifique entre las proposiciones siguientes, la opción que contiene solo los compuestos terciarios: a) Sulfuro argenico, tetraoxofosfato (v) de hidrogeno, HAsO3 b) Hidróxido de magnesio, H2SO5, acido selénico, c) Tiocinato de sódico, hidróxido de rubidio, Mg(OH)2 d) Dioxidode silicio, sulfato tetrabasico de aluminio, NH4Cl 7) El compuesto Al(OH)3, se puede clasificar químicamente como un: A) Ácido B) Óxido C) Hidróxido D) Hidruro E) Alcohol 8) ¿Qué compuestos son respectivamente KOH, K2O y KClO? A) Alcohol, anhídrido y ácido B) Hidróxido, oxido y sal C) Alcohol, peróxido y sal D) Ácido, anhídrido y ácido E) Hidróxido, anhídrido y sal 9) El mármol (CaCO3), el gas carbónico (CO2) y el yeso (CaSO4) se pueden clasificar genéricamente como: A) Carbonato, óxido y sulfuro B) Carbonato, anhídrido y sulfato C) Cloruro, óxido y sulfito D) Carburo, anhídrido y sulfato E) Carbonato, anhídrido y sulfito 10) Si el hipoclorito de calcio tiene por fórmula Ca(ClO)2, entonces el ácido hipocloroso se escribirá como: A) HClO4 B) HClO3 C) HClO2 D) HClO E) H2Cl2O 11) Las siguientes sales respectivamente: A) sulfato, nitrato y sulfuro B) tiosulfato, nitrato y sulfito C) sulfato,fosfato y nitrato D) tiosulfato, nitrito y sulfato E) sulfito, nitrato y sulfuro 14) Cuando los iones Na+ y CO3–2 se unen químicamente se forma el compuesto carbonato de sodio. Teniendo en cuenta que las fórmulas químicas son eléctricamente neutras, la fórmula correcta que representa al carbonato de sodio es: A) NaCO3 B) Na2CO3 C) Na(CO3)2 D) Na3CO3 E) Na(CO3)3 15) Si los estados de oxidación del Na y S son respectivamente +1 y –2; el compuesto que formarán estará representado por: A) NaS B) NaS2 C) Na2S D) (NaS)2 E) Na2S2 16) El nombre correcto para el compuesto HBr es: A) Ácido hipobromoso B) Hidruro de bromo C) Hidróxido de bromo D) Ácido bromhídrico 17) ¿Cuál de los siguientes pares Nombre-Fórmula es incorrecto? A) Ácido sulfúrico: H2SO4 B) Ácido sulfhídrico: H2S C) Hidróxido de calcio (II): Ca(OH)2 D) Nitrato de potasio: KNO2 E) Óxido cúprico: CuO 18) Los compuestos que resultan de combinar un anhídrido con agua son: a)Hidróxido b)Oxiácido c)Hidrácido d)Oxisal e)Oxidrácido 19) Al combinarse se produce una sal haloidea y agua: por neutralización: HCl + NaOH NaCl +H2O a) Óxidos y anhídridos b) Hidruros y oxidos c) Óxidos y sales d) Oxácidos y anhídridos e) Hidrácidos e hidróxidos 20) El compuesto HCl se llama: a)Ácido b)Ácido c)Ácido clórico hipocloroso clorhídrico d)Ácido perclórico e)Ácido nítrico se denominan 12) Los siguientes compuestos K2SO3 y Mg3(PO4)2 se denominan respectivamente: A) Sulfito de potasio y fosfato de magnesio B) Sulfuro de potasio y fosfato de manganeso C) Sulfato de calcio y fosfito de magnesio 21) El compuesto NaNO3 se llama: a)Nitrito b)Nitrato c)Nitruro de sodio de sodio de sodio d)Politrato de sodio e)Hiponitrato de sodio 22) La fórmula química del dióxido de carbono es: a) CO b) CO3 c) CO2CO3 d) CO2 e) C2O3 23) La fórmula del ácido nítrico es: a) HNO3 b) HNO2 c) HNO e) H3NO d) H2NO4 Asesoría Preuniversitaria Dra. Paula Jiménez Contactos: Telf. (0414) 3724701 / (0426) 9086950. 18 24) De acuerdo a las reglas de nomenclaturas, todos los hidrácidos se nombran con terminación: a) Uro b) Ico c) Oico d) Hídrico e) Hidruro Tipos de Reacciones Químicas a. Combinaciones: es cuando se unen átomos diferentes para formar un compuesto. 1. Metal + oxigeno Calcio + ½ oxigeno gaseoso Ca + ½ 02 oxido básico oxido de calcio CaO 2. No metal + oxigeno Nitrógeno gas + 5/2 oxigeno N2 + 5/2 O2 Oxido acido o Anhídrido Anhídrido Nítrico N205 Efervescencia: se refiere a la producción de gas en una reacción química. Por ejemplo la liberación de dióxido nitroso. 3. Oxido básico + agua Oxido de calcio + agua CaO + H2O hidróxido hidróxido de calcio Ca (OH)2 4. oxido acido o anhídrido + agua Anhídrido fosforoso + agua P203 + 3H2O Acido Terciario Acido fosfórico 2H3 (PO3) b. Descomposición: es la separación de los elementos que constituye a un compuesto químico. 1. Oxido básico Oxido Mercúrico HgO Metal + oxigeno Mercurio + oxigeno Hg + ½ 02 2. Sal Clorato de potasio KClO3 3. Agua H20 Sal + Oxigeno Cloruro de potasio + oxigeno (gas) KCl + 3/2 02 Hidrogeno (gas) + oxigeno (gas) H2 + ½ 02 c. Desplazamiento: cuando un elemento se encuentra solo, es decir, sin combinarse, reacciona con un compuesto, sacando de allí a un elemento y tomando lugar. 1. Metal + Acido binario o terciario Hierro + Acido Iodrico Fe + 2HI Zinc Zn + Acido sulfúrico + H2 SO4 2. Metal (alcalino) + agua Litio + agua Li + H20 Sal + Hidrogeno Ioduro Ferroso + hidrogeno FeI2 + H2 Sulfato de Zinc + hidrogeno Zn (SO4) + H2 Hidróxido + Hidrogeno Hidróxido de litio + hidrogeno Li (OH) + H2 d. Doble descomposición: se da un intercambio de pareja. El positivo de uno de los compuestos se queda con el negativo; y el negativo del primero se queda con el positivo del segundo. 1. Oxido básico + Acido (Binario o ternario) Oxido de calcio + Acido bromhídrico CaO + HBr Oxido de magnesio + acido nítrico MgO + HNO3 Sal + agua Bromuro de calcio + agua CaBr2 + H2O nitrato de magnesio + agua Mg (NO3)2 + H2O Asesoría Preuniversitaria Dra. Paula Jiménez Contactos: Telf. (0414) 3724701 / (0426) 9086950. 19 2. Acido binario o terciario + Hidróxido Acido clorhídrico + hidróxido de sodio HCl + NaOH sal cloruro de sodio NaCl + agua + agua + H 2O Este tipo de reacción es un ejemplo de neutralización. 3. sal + sal sal + sal Cloruro de litio + nitrato de plata LiCl + AgNO3 cloruro de plata + nitrato de litio AgCl + LiNO3 Precipitación: ocurre al mezclar dos sustancias en la cual se forma un sólido que se deposita en el fondo del envase. Por ejemplo precipitado blanco de cloruro de plata. e. Reacción de combustión La combustión es un tipo de reacción química en la que los reactivos son el combustible y el oxígeno del aire, y los productos suelen ser (aunque no siempre) dióxido de carbono y vapor de agua. Fijémonos en los siguientes ejemplos. Butano + oxigeno ⇒ dióxido de carbono + agua Alcohol + oxígeno ⇒ dióxido de carbono + agua Carbono + oxígeno ⇒ dióxido de carbono Las reacciones de combustión son exotérmicas: desprenden energía; ésta es una de las aplicaciones más importantes: se utilizan como fuente de energía f. Reacción de Neutralización La reacción entre un ácido y una base es una reacción de neutralización. En una reacción de neutralización, el ácido y la base son los reactivos, y la sal y el agua, los productos: ácido + base → sal + agua Balanceo de ecuaciones químicas Cuando la reacción química se expresa como ecuación, además de escribir correctamente todas las especies participantes (nomenclatura), se debe ajustar el número de átomos de reactivos y productos, colocando un coeficiente a la izquierda de los reactivos o de los productos. El balanceo de ecuaciones busca igualar el de átomos en ambos lados de la ecuación, para mantener la Ley de Lavoisier. Por ejemplo en la siguiente reacción (síntesis de agua), el número de átomos de oxígenos de reactivos, es mayor al de productos. H2 + O2 H2O Para igualar los átomos en ambos lados es necesario colocar coeficientes y de esta forma queda una ecuación balanceada. 2 H2 + O2 2 H2O Nota: Para calcular el número de átomos, el coeficiente multiplica a los subíndices y cuando el cuando el coeficiente es igual a 1 "se omite" por lo que el número de átomos es igual al subíndice. Orden de balanceo Balancear primero Metales y/o no metales Oxígenos Hidrógenos Asesoría Preuniversitaria Dra. Paula Jiménez Contactos: Telf. (0414) 3724701 / (0426) 9086950. 20 EJERCICIOS PARA LLEVAR A CLASE e) MgO + H20 1.1) Balancear las siguientes ecuaciones f) NaCl + AgNO3 RECORDAR PARA EL EXAMEN Metal + Oxigeno g) HBrO + Cu (OH)2 3) Formule, complete y balancee: Oxido básico a) Cloruro de Bario + Sulfato de sodio No metal + oxigeno anhídrido o oxido acido Oxido básico + agua hidróxido Anhídrido + agua Metal + acido c) Manganeso (+2) + Oxigeno acido ternario d) Anhídrido clórico + agua e) Acido Perbromico + hidróxido de aluminio sal + hidrogeno (gas) Metal (alcalino) + agua b) Oxido de Zinc + Acido sulfúrico hidróxido + hidrogeno (gas) f) Potasio + agua g) oxido plúmbico + agua Oxido básico + acido binario sal + agua Acido binario o terciario + hidróxido Sal + sal sal + agua sal + sal h) Zinc + acido clorhídrico CAPITULO V ESTEQUEOMETRIA Leyes fundamentales de las reacciones químicas 1.2) Escriba el nombre de los compuestos de los reactivos y los productos Ley de Lavoisier o ley de la conservación de las masas 1.3) Identifique el tipo de reacción química “La masa no se destruye solo se transforma” a) Al + H2SO4 Al2 (SO4)3 + H2 “En una reacción química se cumple que la suma de las masas de los reactantes es igual a la suma de las masas de los productos” b) Ni + Cl2 NiCl2 c) HNO3 + Ca (OH)2 Ca (NO3)2 + H20 d) KMnO4 + HCl KCl + MnCl2 + Cl2 + H20 e) Pt (OH)4 + H2S PtS2 + H20 f) Al203 + H2SO4 Al2(SO4)3 + H20 g) C2H50H + O2 CO2 + H20 h) Al4C3 + H2O CH4 + Al (OH)3 i) HNO3 + Cu Cu (NO3)2 + NO2 + H20 2) Complete las siguientes reacciones químicas: a) (+3) Ni + O2 b) Ca + O2 c) (+3) Cl2 + O2 d) Cl2O + H20 Ejemplo: CaCO3 CaO + CO2 120 gr 60 gr + 60gr Ejemplo: Sabiendo que por cada 46 gramos de alcohol etílico, que reacciona con el oxigeno en una combustión, se producen 88 gramos de anhídrido carbónico y 54 gramos de agua. Calcule la cantidad de oxigeno que reacciona en los 46 gramos de alcohol etílico y la cantidad de anhídrido carbónico que se produciría si se hacen reaccionar 8 gramos de alcohol con suficiente oxigeno. Alcohol etílico + O2 46 gramos + ? 142 gr CO2 + H20 88 gr + 54 gr 142 gr Para que ambos lados de la ecuación tengan la misma masa el oxigeno debe valer 96 gr. Asesoría Preuniversitaria Dra. Paula Jiménez Contactos: Telf. (0414) 3724701 / (0426) 9086950. 21 Para la segunda parte del problema plantamos lo siguiente: 0: Factor de Conversión: 46 gr de alcohol producen 88 gramos de anhídrido carbónico La relación entre los dos compuestos es 1: 2. Si tenemos disponible 8 gr de alcohol ¿cuántos gramos de anhídrido carbónico se producirán ? =1 C: =2 Fórmula Química: Es la relación de los átomos o moles de átomos que se combinan. 1 molécula de H2SO4 : posee 2 átomos de H , 1 átomo de S y 4 átomos de O. X = 8 gr alcohol x = 15.3 gr de anhídrido. 1 mol de de H2SO4 : posee 2 moles de H, 1 moles de S y 4 moles de 0. Resolver los siguientes problemas 1) Al analizar una muestra de oxido férrico, se encontraron 70 gramos de hierro, sin embargo de haber estado completamente pura, su contenido tendría que haber sido 84 gramos. ¿Cual es la pureza de la muestra? RESP: 83.3 % 2) 18 gramos de agua contienen 16 gramos de oxigeno. ¿Qué cantidad de oxigeno e hidrogeno se encuentran en 50 gramos de agua? RESP: 44.4 gr de O y 5.6 gr de H. 3) Calcule la cantidad de oxido metálico formado al hacer reaccionar 12 gramos de oxigeno con 6 ml de metal fundido, con una densidad de 8 gr/ml. RESP: 60 gr de oxido Cuando dos elementos se combinan para formar compuestos lo hacen en proporciones fijas de peso. 20 gr 1 MOL es igual 1 mol He = 6,02 x1023 átomos de He. 1 mol N2 = 6,02 x1023 moléculas de N2. 1 mol Cl - = 6,02 x1023 iones de Cl - . Ley de las proporciones definidas Ejemplo: Fe + 02 El mol: Es la cantidad de sustancias que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas, iones) igual que el numero de átomos contenidos en 12 gr de C. FeO Peso molecular: es la masa de 1 mol. Es la suma del resultado del número de átomos multiplicados por el peso atómico de cada elemento Ejemplo: Calcule el peso molecular del H20. H = (2) 1gr/mol = 40 gr 2 gr/ mol 0 = (1) 16 gr/mol = 16 gr/mol Proporción fija 7: 2 . Por cada 7 gr de Fe hay 2 gr de O. 18 gr/mol Ley de las proporciones múltiples o Ley de Dalton Las cantidades de un mismo elemento que se unen con una cantidad fija de otro elemento para formar, cada caso, un compuesto distinto, están en relación números enteros y sencillos. Calculo de moles ¿Cuántos moles hay en 5 gramos de NaOH? Ejemplo: Monóxido de carbono CO . Hay 12 gr de Carbono y 16 gr de Oxigeno. Dióxido de carbono C02. Hay 6 gr de Carbono y 16 gr de Oxigeno. Ejemplo: Interprete la siguiente tabla. Pesos atómicos a considerar: H=1 C = 12 N de moles de moléculas 1 mol de C --1 mol de H2 1 142 gr de Cl2 2 115 gr de Na --- Na = 23 Cl = 35.5 N de moles de átomos 1 2 4 5 N de moléculas --6,02 x1023 6,02 x1023 --- N de átomos 6,02 x1023 2 x 6,02 x1023 4 x 6,02 x1023 5 x 6,02 x1023 Asesoría Preuniversitaria Dra. Paula Jiménez Contactos: Telf. (0414) 3724701 / (0426) 9086950. 22 Relaciones entre moles ¿Qué productos se formara de 02 a partir de 1.5 mol de H2? 2H2 + 02 2H20 c) El numero de átomos de cloro 2 mol H2 ------ d) El numero de moles 1 mol 02 1,5 mol ------- 2 moles H20 x 78 gr x Moles de oxigeno necesario = = 0.75 moles de 02. Volumen molar Avogadro predice que un gas sometido a la presión de 1 atmosfera y 0 °C ocupa un volumen exacto de 22,4 L. Las condiciones antes mencionadas se conocen como condiciones normales de temperatura y presión (CNPT). 2H2 + 02 2H2O ¿Cuántos litros de agua se formaran, al hacer reaccionar 3 moles de 02 ? 1 mol 02 2 moles de H20 3 moles x La cantidad de moles de agua es 6. 1 mol 22.4 L 6 moles x La cantidad de agua formada es de 134.4 L. Método 2. Cálculos de estequiometria utilizando factor de conversión. Ejemplo: Calcule la cantidad de moles de átomos de oxigeno que hay en 24 gr de átomos de oxigeno. Planteamiento El PM del 0xigeno es 16 gr/ mol. Quiere decir que en 1 mol de oxigeno hay 16 gr. 24 gr O X = 1.5 mol de átomos de oxigeno Ejemplo: Sabiendo que el peso atómico del sodio es 23 gr/mol, calcule cuantos átomos habrá en 6 gr? 6 gr Na x 4.23 x 1023 moléculas CaCl2 x x = 1.57 x 1023 átomos de Na. Ejemplo: Se tiene una masa de 78 gr de CaCl2. Sabiendo que el peso atómico de calcio es 40 gr/mol y del cloro 35.5 gr/mol, calcule: = 8.46 x 1023 átomos de Cl. = 0.7 moles de cloruro de calcio. ACTIVIDAD PARA LA CASA 1) Calcule la cantidad de moles de moléculas de oxigeno que hay en 24 gr de oxigeno gaseoso O2. RESP: 0.750 moles de moléculas oxigeno. 2) Calcule el número de moles de dióxido de azufre S02 que hay en 24.5 gr de dióxido de azufre. RESP: 0.382 mol de S02. 3) Calcule la cantidad de moles de agua que hay en 9.65 x 1023 moléculas de agua. 4) Calcule la cantidad de moles de iones de sodio en 1.3 mol de sulfato de sodio. Recuerde que el Na2SO4 hay dos iones de sodio. RESP: 2.6 mol de Na+. 5) Calcule la masa del sulfato de sodio que hay en 1.30 mol de sulfato de sodio. RESP: 185 gr de Na2SO4. 6) Calcule la cantidad en gramos del sulfato de sodio que hay en 4.54 x 1023 átomos de sulfato de sodio. Recuerde que 1 mol de Na2SO4 tiene 6.02 x 1023 átomos de Na2SO4. RESP: 107 gr de Na2SO4. 7) Calcule la masa del oxigeno presente en 1.30 moles de sulfato de sodio. Recordar que en 1 mol de Na2SO4. Hay 4 átomos de oxigeno. RESP: 83.2 gr de oxigeno. 8) Calcule la cantidad de moléculas de agua presentes en 4.50 gr de agua. RESP: 1.50 X 1023 moléculas de agua. 9) ¿Cuantos moles de CH4 contendrán 78.9 x 1023 moléculas? RESP: 13.1 moles de CH4 10) ¿Cuantas moléculas hay en 0.84 moles de cloruro de Bario? RESP: 5.06 X 1023 moléculas. 11) Cantidad de átomos de oxigeno presentes en una muestra de 0.4 moles de hidróxido de bario. RESP: 4.82 X 1023 átomos de oxigeno. 12) Cantidad de átomos de fosforo, oxigeno e hidrogeno contenidos en 0.5 moles de acido fosfórico H3PO4. RESP: H = 9.03 X 1023 átomos; P = 3.01 x 1023 átomos; O = 12.04 x 1023 átomos. a) El numero de moléculas que se encuentran presentes. Volumen molar 78 gr x x 23 = 4.23 x 10 moléculas de Cloruro de calcio. b) El numero de átomos de calcio 4.23 x 1023 moléculas CaCl2 x = = 4.23 x 1023 átomos de Ca. (TPN): condiciones de temperatura y presión normal. Temperatura 0 C y presión atmosférica de 760 mm Hg. 1 mol contiene 22.4 L. Ejemplo: Calcule el numero de gramos de oxigeno que hay en 5.6 L de oxigeno gaseoso (02) en TPN. 5.6 L X X = 8 gr O2 Asesoría Preuniversitaria Dra. Paula Jiménez Contactos: Telf. (0414) 3724701 / (0426) 9086950. 23 ACTIVIDAD PARA LA CASA Rendimiento de una reacción 1) Calcule el volumen que ocuparía 5 gr de oxigeno gaseoso a TPN. RESP: 3.50 L oxigeno a TPN. ¿Cuántos gramos de anhídrido fosforoso (P203) se obtienen con 15 gramos de fosforo, si el rendimiento del proceso es de un 85 %? 2) ¿Cuantos cc (ml) de hidrogeno en TPN se obtienen al hacer reaccionar 20 gramos de cinc con suficiente acido clorhídrico? RESP: 6.890 cc de H2 Formalizando la ecuación química 3) ¿Cuantos litros de hidrogeno (gas) se combinan con 2.7 litros de oxigeno, para formar vapor de agua? Determine el número de moles de agua que se forman. RESP: 5.4 L de H2 y 0.24 moles de agua. 2P + 2(31 gr) + 3/2 (16 x2) gr 62 gr 3/2 02 P203 (31 x 2 +3 x 16) gr 48 gr 110 gr Método molar Paso 1: dato conocido 62 gr de fosforo produce 110 gr de anhídrido, realizando el siguiente factor de conversión: Paso 2: Uso del PM del compuesto conocido. 15 gr de P x Paso 3: Moles desconocidos (Información se ve en los coeficientes de la reacción química) Este numero de gramos se obtendrían si la reacción tuviera un rendimiento del 100 %; pero no es así; solo tiene un 85 %. Por lo tanto: Paso 4: Uso del PM del compuesto que se quiere para obtener el resultado. = 26.61 gr de P203 Porcentaje de rendimiento = x 100 Tipos de problemas Estequeometricos 85 % = x 100 Ejemplo: Calcular la cantidad de gramos de oxigeno que se necesitan para quemar 72 gr de C2H6 hasta CO2 y H20. La ecuación para la reacción es: Rendimiento real = 22.61 gr de anhídrido. 2 C2H6 + 7 O2 Reactivo limitante 72 gr x Paso 1 4 CO2 + 6 H20 x x Paso 2 = 269 gr de O2 Paso 3 ACTIVIDAD PARA LA CASA En una reacción química, el reactivo limitante, es aquel que se encuentra en una proporción inferior respecto a los demás reactivos. El reactivo limitante se consume primero y limita la formación de más productos. Los reactivos que participan en una reacción y que no son limitantes se llaman reactivos en exceso, porque al consumirse completamente el reactivo limitante, sobra una cantidad (un exceso) de aquéllos. 1) Calcule el numero de gramos de moléculas de cloro que se producen al hacer reaccionar 22.1 gr de oxido de manganeso IV con acido clorhídrico en exceso. RESP: 18 gr Cl2 Ejemplo: Mn02 + 4 HCl Para cada una de las reacciones químicas siguientes, suponga que tiene 25 gramos de cada reactivo. Determine el reactivo limitante, la cantidad de producto del resaltado en negritas y la cantidad de gramos en exceso. MnCl2 + Cl2 + 2 H20 2) Calcule el numero de moles de oxigeno que se producen al calentar 1.65 gr de clorato de potasio. Recuerde revisar en el examen de admisión que la ecuación este balanceada antes de realizar los cálculos. RESP: 0.0202 mol O2 KClO3 KCl + 02 3) Calcule el número de gramos de 02 que se producen al calentar 0.105 mol de KClO3. RESP: 5.04 gr 02 KClO3 KCl + 02 4) Consideremos la siguiente ecuación balanceada: 2 Na + 2H2O 2 NaOH + H2 Si reaccionan 0.15 mol de átomos de Na con agua, calcule el numero de moles de moléculas de H2 que se producen. RESP: 0.075 mol H2 N2 + 02 2 NO 1- Para determinar el Reactivo limitante se determina la cantidad de moles formada con cada uno de los reactivos. 25 gr N2 x 25 gr O2 X X X = 1.7 mol NO = 1.56 mol NO 2- Como podemos observar el oxigeno formó 1.56 mol NO, la cual es la menor cantidad de moles NO formada, por lo tanto el Oxigeno es el Reactivo Limitante. ¿Qué cantidad de NO se formaron? 1.56 mol NO x = 46.8 gr NO Asesoría Preuniversitaria Dra. Paula Jiménez Contactos: Telf. (0414) 3724701 / (0426) 9086950. 24 ¿Cual es la cantidad de gramos en exceso? 2) Dada la siguiente reacción, H2SO4+Al(OH)3 Al2(SO4)3+H2O , después de balancearla sus coeficientes son: 1.56 mol NO x x = 21.84 gr N2 3- Recordemos que el N2 es el reactivo en exceso .Si dispongo 25 gr de N2 y use solamente 21.84 gr de N2 entonces: 25 gr de N2 - 21.84 gr de N2 = 3.16 gr de N2 en exceso. ACTIVIDAD PARA LA CASA a) NaClO2 + Cl2 NaCl ClO2 + NaCl RESP: NaClO2 es limitante; 16.2 gr de b) H2 + N2 NH3 RESP: N2 es el limitante; 30,4 gr de NH3 Resuelve los siguientes problemas basados en ecuaciones químicas a) ¿Cuantos gramos de magnesio será necesario hacer reaccionar con acido clorhídrico para obtener 5 gramos de hidrogeno? (Pesos atómicos H= 1 ; Cl = 35.5 ; Mg = 24 ). RESP: 60 gr Mg b) ¿Qué cantidad de sulfato de potasio se formara al hacer reaccionar 36 gramos de hidróxido de potasio con suficiente cantidad de acido sulfúrico? ( Pesos atómicos S =32 ; O =16; K= 39 ; H = 1). RESP: 55.83 gr de sulfato de potasio. c) Se hacen reaccionar 25 gr de calcio con 15 gramos de oxigeno. (Pesos atómicos: Ca = 40; O = 16) Calcule: Ca + ½ 02 CaO 1) La cantidad sobrante del reactivo en exceso. RESP: 5 gr de oxigeno. 2) Cantidad de oxido formado. RESP: 35 gr de CaO. d) Calcule la cantidad de hidróxido de calcio que se podrá obtener a partir de 0.5 Kg de oxido de calcio, haciéndolo reaccionar con agua. El oxido tiene una pureza del 95 %. (Ca = 40 ; O = 16 ; H = 1). RESP: 627.8 gr de hidróxido de calcio. ACTIVIDAD PARA LA CASA 1) Se deja reaccionar una muestra de 20.2 gr de carbonato de calcio con 13.2 gr de HCl. Calcule: CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + CO2 + H20 a) El numero de gramos de cloruro de calcio que se puede producir. RESP: 20.1 gr b) El porcentaje de rendimiento, si en realidad se obtienen 18.3 gr de Cloruro de calcio. RESP: 91 % Preguntas Tipo Examen de Admisión 1) El número de moléculas de agua contenidas en dos moles de agua es: 23 a) 6,02.10 24 b) 1,20.10 24 d) 2,01.10 23 e) 4,40.10 23 c) 3,01.10 A) 1+2 2+1 d) 3+2 1+6 B) 3+1 1+6 C) 2+3 6+1 3) El compuesto descrito por la formula química KMnO4, indique que se compone de: A) Un átomo de potasio, un átomo de manganeso y 4 átomos de oxigeno B) Un átomo de potasio, un átomo de mangnesio y 4 átomos de oxigeno C) Un átomo de calcio, un átomo de magnesio y 4 átomos de oxigeno D) Una molécula de potasio, una molécula de manganeso y 4 moléculas de oxigeno 4) Qué tipo de reacción química es: Nitrato de plata + acido clorhídrico plata a) Combinación b) Descomposición c) Desplazamiento o sustitución d) Doble descomposición acido nítrico + cloruro de 5) El enunciado “cuando dos o más elementos se combinan para formar un determinado compuesto lo hacen en una relación de peso invariable” corresponde: A) La ley de las proporciones definidas B) La ley de la conservación de la masa C) La ley de las proporciones múltiples D) La ley de las proporcionan reciprocas 6) ¿Cuáles son los coeficientes correctos para balancear la siguiente reacción química? V I2 + W HNO3 X HIO3 + Y NO + Z H20 a) V = 4, W = 12, X= 5, Y= 12, Z= 2 b) V = 3, W = 10, X= 6, Y= 10, Z= 2 c) V = 3, W = 5, X= 6, Y= 5, Z= 2 d) V = 3, W = 8, X= 3, Y= 8, Z= 2 7) De los cambios ofrecidos a continuación seleccione aquel que corresponda a un doble desplazamiento: a) 4Al + 3O2 2Al2O3 c) CaO + H2O Ca(OH)2 b) HA + BOH BA + H2O d) 2HgO 2Hg + O2 8) La ecuación que representa una reacción química es la siguiente: Fe2O3+ 3CO 2Fe + 3CO2 ¿Cuántos gramos de hierro se producen a partir de 1.6 Kg de óxido férrico? (Pesos atómicos: Fe: 56; O: 16; C:12) a) 1120 g b) 560 g c) 160 g d) 112 g e) 56 g 9) ¿Cuántos átomos de oxígeno están contenidos en 63,5 g de Cl2O7 ? (Cl = 35,5; O = 16,0 g/mol. a) (63,5/183) N b) (763,5/167) N c) (763,5/183) N d) (263,5/183) N Asesoría Preuniversitaria Dra. Paula Jiménez Contactos: Telf. (0414) 3724701 / (0426) 9086950. 25 10) De la siguiente reacción química 2 N3 + 3 02 2 N2O3 La cantidad máxima de N2O3 que se puede obtener a partir de 6 moles de N2 y de la misma cantidad de O2 es: a) 2 b) 4 c) 6 d) 8 11) La masa molar del agua es 18 gr/mol, ello significa que: a) Una molécula de agua tiene una masa de 18 gr b) 6,02 x 10 moléculas tiene una masa de 18 gr c) 18 moléculas de agua tiene una masa de 1gr d) Una molécula de agua tiene 18 X 6,02 x 10 gr 12) El calcio y el oxigeno se combinan en una proporción 5:2. Si introduce 25 gramos de calcio y se colocan 90 gramos de oxigeno, calcule la cantidad de oxido formado, y la cantidad que sobre del reactivo que se encuentra en exceso. a) 35 gr de oxido formado y sobran 80 gramos de 0xigeno a) 80 gr de oxido formado y sobran 35 gramos de 0xigeno 13) Al mezclar Zn con HCl se produce la siguiente reacción: Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2 (g) Si ud mezcla 1 mol de Zn con 1 mol de HCl, la cantidad máxima de moles de H2 (g) que se puede producir es: A) 0,5 moles B) 1 mol C) 1,5 moles D) 2 moles E) no se puede determinar III. Un mol de nitrógeno reacciona con tres moles de hidrógeno para producir dos moles de amoníaco. A) Sólo I B) Sólo II C) Sólo III D) II y III E) I, II y III 17) Del compuesto FeO se sabe que el 30% de este es oxígeno. Si se poseen 200 gr de este compuesto, ¿cuántos gramos corresponden a Fe? A) 30 g B) 140 g C) 70 g D) 60 g E) 120 g 18) Las paredes pintadas con cal extinta (apagada) cuya fórmula es hidróxido de calcio, con el tiempo quedan recubiertas por una película de carbonato de calcio, debido a la reacción de la cal con el anhídrido carbónico del aire. La ecuación que representa esa reacción es: 19) La descomposición térmica de 1 mol de dicromato de amonio es representada por la siguiente ecuación: (NH4)2Cr2O7 → N2 + CrxOy + Z H2O Los valores X, Y y Z son respectivamente: A) 2, 3 y 4 B) 2, 7 y 4 C) 2, 7 y 8 D) 3, 2 y 4 E) 3, 2 y 8 20) Dada la ecuación química: 14) Un mol de magnesio reacciona completamente con ácido clorhídrico según la siguiente Ecuación: La cantidad de H2 que se obtiene, en condiciones normales, según la ecuación, corresponde a: I. 22,4 litros II. 1 mol III. 2 gramos Es (son) correcta (s): A) Sólo I B) Sólo II C) Sólo III D) I y II E) I, II y III ¿Cuál será la masa de carbonato de sodio (Na2CO3) que reacciona completamente con 0,25 moles de ácido clorhídrico (HCl)? (PM Na2CO3= 106 g/mol) 15) Hidrógeno y oxígeno forman agua según la siguiente ecuación 21) ¿Qué masa tienen dos moles de oxígeno molecular (2O2). (peso atómico O = 16) A) 16 g B) 32 g C) 48 g D) 64 g E) 80 g Es (son) verdadera (s): A) Sólo I B) Sólo II C) I y III D) II y III E) I, II y III 16) La reacción N2 (g) + 3H2(g) → 2NH3 (g) Se puede interpretar así, basado en que la reacción sucede en condiciones normales de presión y temperatura. (Ver masas atómicas en la tabla periódica) I. Un gramo de nitrógeno reacciona con tres gramos de hidrógeno para producir 2 gramos de amoníaco. II. 22,4 litros de nitrógeno reaccionan con 67,2 litros de hidrógeno para producir 44,8 litros de amoníaco. 22) El peso molecular de la glucosa, C6H12O6, es 180 g/mol. Entonces la (s) afirmación (es) correcta (s) es (son): I. Una molécula de glucosa pesa 180 gramos II. Un mol de glucosa pesa 180 gramos III. 6,02 x 1023 moléculas de glucosa pesan 180 gramos A) Sólo I B) Sólo II C) Sólo III D) I y II E) II y III Asesoría Preuniversitaria Dra. Paula Jiménez Contactos: Telf. (0414) 3724701 / (0426) 9086950. 26 23) Al hacer reaccionar la plata con el ácido nítrico se produce una reacción de oxidación, como lo muestra la ecuación: 32) En condiciones normales de temperatura y presión (0ºC y 1 atmósfera), 1 mol de cualquier gas siempre ocupa un volumen de 22,4 litros. De acuerdo con lo anterior, la masa en gramos que presentan 0,112 litros de N2 a 0ºC y 1 atmósfera será de: (ver tabla periódica) A) 0,07 B) 0,10 C) 0,12 D) 0,14 E) 0,28 ¿Cuántos moles de NO2 se producirán cuando reaccionan 0,5 moles de HNO3? A) 0,25 moles B) 0,5 moles C) 1 mol D) 2 moles E) 4 moles 33) En 64 gramos de metano CH4(g), el número de átomos totales es: 23 23 23 A) 1·6,02·10 B) 4·6,02·10 C) 5·6,02·10 24) El número de átomos de cobre existentes en 1 x 10–8 g de ese metal es aproximadamente: (peso atómico Cu: 63,5 g/mol) A) 9,4 x 10 13 átomos B) 9,4 x 10 29 átomos C) 6,35 x 10 –7 átomos D) 1,05 x 10 –30 átomos E) 2,6 x 10 –34 átomos 25) ¿Cuántos moles existen en 106 g de K3PO4? (PM K3PO4 = 212 g/mol) A) 0,5 moles B) 0,8 moles C) 1 mol D) 1,75 moles E) 2 moles 26) ) Si la masa atómica del cloro es 35,5 se puede afirmar que 1 mol de Cl2: I. contiene 6,02 x 1023 moléculas II. tiene una masa de 71 g III. tiene una masa de 35,5 g Es (son) correcta (s): A) I y II B) II y III C) Sólo I D) Sólo II E) Sólo III 27) El número de átomos que integran una muestra de un gramo de uranio es: (Pat U = 238 g/mol) D) 10·6,02·10 29) ¿Cuántos átomos contienen 20 moléculas de amoniaco (NH3)? A) 10 B) 20 C) 40 D) 80 E) 100 30) En la reacción NaOH + HCl ⎯→⎯ NaCl + H2O, con 40 gramos de NaOH, la máxima cantidad de NaCl (en gramos) que se puede obtener es: (ver tabla periódica) A)40,0 B) 58,5 C)72,2 D) 117,0 E) 120,1 31) Un compuesto XO2 tiene masa molar igual a 44, entonces el peso atómico de X debe ser: (ver tabla periódica) A) 6 B) 10 C) 12 D) 24 E) 32 E) 20·6,02·10 23 34) 0,8 moles de un compuesto con una masa de 40 gramos, entonces la masa molar (en g/mol) de la sustancia será: A) 30 B) 35 C) 40 D) 45 E) 50 35) El nitrógeno reacciona con el óxido a altísimas temperaturas, formando dióxido de nitrógeno, de acuerdo con la ecuación N2 + 2 O2 → 2 NO2 La cantidad máxima de NO2 (en moles) que se puede formar a partir de 2 moles de ambos reactivos es: A) 0,5 mol. B) 1 mol. C) 2 moles. D) 3 moles. E) 6 moles. 36) 28 gramos de nitrógeno (N2) se combinan con 6 gramos de hidrógeno (H2) formando 34 gramos de NH3(g), si reaccionan 14 gramos de N2 con 14 gramos de H2 A) se forman 28 gramos de NH3 B) faltarían 3 moles de N2 C) se forman 34 gramos de NH3 D) se forman 56 gramos de NH3 E) sobran 11 moles de H2 37) En 2 moles de C2H4 hay: I) 12 moles de átomos totales. átomos de carbono. A) Sólo I 28) 294 gramos de ácido sulfúrico (H2SO4) equivalen en moles a:(ver tabla periódica) A) 1 B) 2 C) 3 D) 4 E) 5 23 B) Sólo II C) Sólo III II) 2·6,02·10 D) I y II 23 moléculas. III) 4 moles de E) I, II y III 38) El cloro y el agua reaccionan según lo siguiente: 2 Cl2(l) + 2 H2O(l) ⎯⎯⎯⎯→ 4 HCl(l) + 2O2(g) De acuerdo a lo anterior, calcule: ¿Cuántos litros de O2 se producirían a partir de 50 g de H2O? Suponga condiciones normales de presión y temperatura (0º C y 1 atmósfera) A) 62,22 B) 12,44 C) 31,11 D) 15,56 E) 40,18 39) En 1 mol de moléculas de H2CO3, ¿cuántos moles de átomos hay? 23 23 23 A)6 B) 6,02 · 10 C) 6/6,02 · 10 D)6 · 6,02 · 10 E)1 40) ¿Cuántos moles de átomos hay en 2 moléculas de CaCO3? a) 10 b) 10/6,02 · 1023 c) 10 · 6,02 · 1023 23 d) 6,02 · 10 e) 1/10 41) Según la ecuación A2(g) + 3 B2(g) ⎯⎯→2 AB3(g), cuando reaccionan 2 moles de A2(g) con 6 moles de B2(g), la máxima cantidad de moles de AB3(g) que se obtendrá será de A) 4 B) 8 C) 10 D) 12 E) 16 Asesoría Preuniversitaria Dra. Paula Jiménez Contactos: Telf. (0414) 3724701 / (0426) 9086950. 27 42) ¿Cuántos moles de ozono (O3) se requieren para oxidar a 1 mol de hierro (Fe) hasta óxido férrico (Fe 2O3)? A) 0,5 B) 1 C) 2 D) 3 E) 4 43) Un mol de una sustancia es: a) El peso de una sustancia ejemplo 100g. De dicha sustancia. c) El peso de una molécula. e) El peso molecular expresada en kilogramos. 44) ¿El número de Avogrado es? a) Es igual a 2000. c) El número de átomos gramos. e) Numero de electrones en un átomo. 45) Una reacción de síntesis es: a) 4 Na + O2-----2Na2O c) H2SO4 + KOH----K2SO4 + H2O e) 2HK b) El número de átomos que hay en un gramo de sustancia. d) El peso molecular de una sustancia expresada en gramos. b) La cantidad de partículas que hay en una mol de sustancia. d) Es una cantidad que expresa el número de protones del átomo. b) HCl +Na---- Na Cl + H d) 2H2O ------2H2 + O2 CAPITULO VI SOLUCIONES Una disolución química es una mezcla homogénea formada por un soluto y un solvente. Clasificación de soluciones Concentradas: si la proporción de soluto con respecto del solvente es grande. Ejemplo: una disolución de 25 gramos de sal de mesa en 100 gramos de agua. Saturadas: se dice que una disolución está saturada a una determinada temperatura cuando no admite más cantidad de soluto disuelto. Ejemplo: 36 gramos de sal de mesa en 100 gramos de agua a 20º C. Si intentamos disolver 38 gramos de sal en 100 gramos de agua, sólo se disolvería 36 gramos y los 2 gramos restantes permanecerán en el fondo del vaso sin disolverse. Sobresaturadas: disolución que contiene mayor cantidad de soluto que la permitida a una temperatura determinada. La sobresaturación se produce por enfriamientos rápidos o por descompresiones bruscas. Ejemplo: al sacar el corcho a una botella de refresco gaseoso. La solubilidad se define como la cantidad máxima de soluto que puede disolverse en 100 gr de disolvente a una temperatura determinada. Asesoría Preuniversitaria Dra. Paula Jiménez Contactos: Telf. (0414) 3724701 / (0426) 9086950. 28 Factores que afectan la solubilidad Naturaleza que afectan la solubilidad Los solutos polares son más solubles en disolventes polares y los solutos apolares son mas solubles en disolventes apolares. Efecto de la temperatura La solubilidad aumenta al aumentar la temperatura, ya que aumenta el número de partículas en la disolución. Ejemplo: Generalmente se expresa en gramos de soluto por cada 100 g de solvente tal y como se muestra en la siguiente gráfica. En este caso se presenta el comportamiento de una sal como KNO3, que a nivel general muestra que a medida que se incrementa la temperatura también lo hace la solubilidad de la misma y de forma particular establece, por ejemplo, que a una temperatura de 30 °C, 100 g de agua disuelven 60 g de KNO3 (la solución en ese punto estaría saturada), sin embargo, si a esa misma temperatura se adicionan a los 100 g de agua, 100 g de la sal esto resultaría en una solución sobresaturada y si se llegase a añadir 40 g de sal a 100 g de agua a una temperatura de 60 °C se presentaría una solución insaturada. Para cada una de las siguientes proporciones, Indique si es Verdadera o Falsa. a. Si aumentamos la temperatura de una solución saturada, se tendrá una solución diluida, mientras permanezca así. b. Si agregamos soluto a una solución diluida podremos convertirla en solución sobresaturada. c. Con una alteración de la temperatura podremos obtener una solución sobresaturada a partir de una saturada o al revés. Unidades físicas de concentración a) Porcentaje peso a peso (% P/P): indica el peso de soluto por cada 100 unidades de peso de la solución. b) Porcentaje volumen a volumen (% V/V): se refiere al volumen de soluto por cada 100 unidades de volumen de la solución. c) Porcentaje peso a volumen (% P/V): indica el número de gramos de soluto que hay en cada 100 ml de solución. Asesoría Preuniversitaria Dra. Paula Jiménez Contactos: Telf. (0414) 3724701 / (0426) 9086950. 29 Ejemplo: A cierto volumen de agua, utilizando como solvente, se le agregan 35 ml de alcohol. Este queda completamente disuelto en agua. Si la concentración de la solución resultante es de 45 % v/v, calcule la cantidad de agua que se utilizo. Datos Vsvte =? Vsto= 35 ml % v/v = 45 % De la ecuación de % v/v se despeja el volumen de la solución. La expresión queda : Vscion = x 100 Vscion = x 100 Vscion = 77.77 ml Vsolvente = Vsolucion – Vsoluto Vsolvente= 77.77 ml – 35 ml Vsolvente = 42.77 Resolver los siguientes problemas: a. Se hallan disueltos 10 gramos de sulfato cúprico en 150 gr de solución. Calcule la concentración en % m/m. RESP: 6.66 % m/m. b. Se disuelven 35 gramos de cloro de magnesio en 100 gr de agua. Calcule el porcentaje m/m. RESP: 25.93% m/m. c. ¿Qué masa de soluto se necesita disolver en agua, para obtener 280 gr de una solución al 35 % m/m? RESP: 98 gr soluto. d. Determine la concentración % m/m de una muestra de solución cuyo peso es de 250 gr y fue preparada disolviendo 10 ml de un acido cuya densidad es de 1.8 gr/ml en suficiente agua. RESP: 7.2 %. e. Se han preparado 500 gramos de solución al 8% m/m, utilizando 25 ml de soluto. Determine la densidad del soluto. RESP: 1.6 gr/ ml. f. Calcule los gramos de cloruro de sodio que hay que utilizar para preparar 250 gr de una solución al 20 % m/m. RESP: 50 gr. g. Se disuelven 10 cc de un acido cuya densidad es de 2 gr/ml, en 160 cc de agua. Calcule la concentración de la solución en % m/m, % m/v, % v/v. La densidad del agua es de 1 gr/ml. RESP: 11.11% m/m; 11.76 % m/v; 5.88 % v/v. h. ¿Qué cantidad de soluto es necesaria para preparar 425 ml de una solución al 4 x 10-2 % v/v? RESP: 0.17 ml. i. Se disolvió un cierto volumen de acido con una densidad de 1.3 gr/ml en 800 ml de agua. Si la concentración de la solución queda al 1.90 % v/v, calcule la masa de acido utilizado y su volumen. RESP: 19.76 gr ; 15.2 ml. Soluciones Stock: debe existir una solución madre para formar una solución hija, o dicho de otra forma, debe existir la dilución de una solución concentrada para formar una solución hija. Para determinar la cantidad de solución de NaCl para preparar una solución menor concentración se usa la siguiente fórmula: Solución madre o concentrada = C1 = X V1 Solución hija o diluida C2 x V2 Asesoría Preuniversitaria Dra. Paula Jiménez Contactos: Telf. (0414) 3724701 / (0426) 9086950. 30 Ejercicio: Se tiene un litro de solución al 37%. ¿Cuántos litros de agua se tienen que agregar para que quede al 4%? Resolvamos: El problema no indica las unidades físicas de concentración. Se supondrá que están expresadas en % P/V. Datos que conocemos: V = volumen, C= concentración V1 = 1 litro C1 = 37% 37% P/V = significa que hay 37 gramos de soluto en 100 ml de solución (solución = soluto + solvente). C2 = 4% V2 = ¿? Regla para calcular disoluciones o concentraciones V1 • C1 = V2 • C2 Puede expresarse en: % P/V Reemplazando los datos que se tienen del problema, se obtiene: Entonces, si tenemos un litro de solución al 37%; para obtener una solución al 4% es necesario tener un volumen de 9,25 litros; por lo tanto, para saber cuántos litros de agua hay que agregar al litro inicial, hacemos: V2 – V1 = Volumen de agua agregado 9,25 – 1 = 8,25 litros Respuesta: Se deben agregar 8,25 litros de agua. Resolver los siguientes ejercicios 1) Calcule la molaridad de una solución de HCl que se prepara utilizando 125 ml de una solución patrón HCl 12M y se diluye a 500 ml con agua. RESP: 3 M. 2) Calcule el numero de mililitros de acido acético concentrado 17.4 M que se debe añadir al agua para preparar 1 L de una solución de acido acético 6 M. RESP: 345 ml. Unidades Químicas de Concentración a) Molaridad M = (número de moles de soluto) / (1 litro de solución). b) Normalidad N = (numero de equivalentes) / (1 litro de solución). c) Molalidad m = (número de moles de soluto) / (1 kilo de solvente). Asesoría Preuniversitaria Dra. Paula Jiménez Contactos: Telf. (0414) 3724701 / (0426) 9086950. 31 a) Molaridad (M): Es el número de moles de soluto contenido en un litro de solución. Una solución 4 molar (4 M) es aquella que contiene cuatro moles de soluto por litro de solución. Ejercicio: ¿Cuál será la molaridad de una solución que contiene 64 g de Metanol (masa molar del metanol 32 gr/mol) en 500 ml de solución? Datos conocidos: metanol 64 g Masa molar del metanol: 32 g/mol Masa de la solución: 500 ml (0,5 litro) Primero calculamos la cantidad de moles que hay en 64 g de metanol. Si un mol de metanol equivale a 32 g, 64 g equivalen a 2 moles (64/32=2). Aplicamos la fórmula: Ejemplo: ¿Que Molaridad y que Osmolaridad tiene una solución preparada disolviendo 20 gr de Nacl en 400 ml de solución. Planteamiento a) se calcula el PM del NaCl, el cual es 58.5 gr/mol b) Se determina la cantidad de moles de NaCl moles = = 0.34 moles c) Se determina la concentración molar del NaCl Molaridad = = 0.85 moles/ litro = 0.85 M. d) Para determinar la Osmolaridad del NaCl se emplean los moles y analiza la cantidad de iones contiene la sal Un mol de NaCl 2 moles de iones ( Na+, Cl-) contiene 0.68 moles de iones ( Na+, Cl-) 0.34 moles de NaCl contiene Osmolaridad = = 1.7 moles de iones/ litro. En los casos en que la sustancia no genere iones, la osmolaridad es igual a la molaridad. Por ejemplo: glucosa, urea, etanol. Resolver los siguientes problemas 1) Calcule la molaridad de una solución de cloruro de sodio que contiene 284 gr de cloruro de sodio en 2.20 L de solución. Calcule la molaridad del ion cloruro en la solución. RESP:2.21 M ; 2.21 M Cl2) Calcule el numero de gramos de cloruro de sodio que se necesitan para preparar 230 ml de una solución 2 M de NaCl. RESP: 26.9 gr NaCl. 3) Calcule el número de litros de una solución 6 M de Hidróxido de sodio que se necesitan para proporcionar 410 gr de hidróxido de sodio. RESP: 1.71 L. Asesoría Preuniversitaria Dra. Paula Jiménez Contactos: Telf. (0414) 3724701 / (0426) 9086950. 32 c) Normalidad NORMALIDAD = El problema radica en cómo hallar los equivalentes de soluto. En principio se debe tener en cuenta que tipo de sustancia se tiene, si es un ácido, base o sal. Si fuera un ácido, cada mol liberará tantos equivalentes ácidos como H+ tenga: HCl: 1 H+ / mol = 1equivalente / mol H2SO4 : 2 H+ / mol = 2 equivalentes / mol Si se tratara de una base, cada mol liberará tantos equivalentes como OH- tenga: NaOH: 1 OH- / mol = 1 equivalente / mol Ca(OH)2 : 2 OH- / mol = 2 equivalentes / mol Si fuera una sal, la cantidad de equivalentes por mol será igual a la carga total positiva o negativa. Na2S : 1+ x 2 = 2 (del sodio) = 2 equivalentes / mol Al2S3 : 3+ x 2 = 6 (del aluminio) = 6 equivalentes /mol Para saber cuántos equivalentes se tienen en una determinada masa de soluto, se deben seguir los siguientes pasos: 1- Identificar qué tipo de sustancia es y en base a ello cuantos equivalentes se tienen por cada mol. 2- Utilizando el peso molar, hallar el peso de cada equivalente: peso equivalente. Peso equivalente = 3- Con el peso equivalente, averiguar cuántos equivalentes hay en la masa dada. Ejemplo: Se tienen 5 gramos de AlF3 en 250 ml de solución, cuál será la Normalidad? Es una sal y como el aluminio tiene carga 3 y tenemos solo 1, la carga total + será 3, por lo que cada mol dará 3 equivalentes. Peso Molar: 27 + 19x3 = 84 g / mol, ahora bien si cada mol da 3 equivalentes, el peso de cada uno de ellos será PM / 3. Peso Equivalente = = 28 g / equivalente Para hallar los equivalentes existentes en 5 gramos de sustancia, se debe considerar cuántos gramos tiene cada equivalente . Nº de equivalentes = Nº de equivalentes = = 0,18 equivalentes Por último si se conoce el volumen final de solución se puede calcular la NORMALIDAD. Ejemplo: Para 250 ml (0,25 l) se tendría: NORMALIDAD = equivalentes soluto / litro solución = 0,18 eq / 0,25 l = 0,72 N Asesoría Preuniversitaria Dra. Paula Jiménez Contactos: Telf. (0414) 3724701 / (0426) 9086950. 33 Calcular la normalidad de Fe2(CO3)3; si se mezclan 2.0 gr de esta sal en 400 ml de solución. a) Se calcula el PM del carbonato férrico = 292 gr/ mol b) Se calcula el peso equivalente = = 48.67 gr/ equivalentes c) Se determina la cantidad de equivalentes Nº de equivalentes = = 0.041 equivalentes d) Se determina la concentración normal del Carbonato férrico N= = 0.103 N Resolver los siguientes ejercicios: 1) Calcule la normalidad de una solución acuosa de acido sulfúrico que contiene 275 gr de acido sulfúrico en 1.20 L de solución y que se utiliza en reacciones en las cuales se reemplazan dos iones de hidrogeno. RESP: 4.68 N. 2) Calcule el numero de gramos de acido sulfúrico que se necesitan para preparar 520 ml de una solución acuosa de acido sulfúrico 0.100 N que se utiliza en reacciones en las cuales se reemplazan los dos iones de hidrogeno. RESP: 2.55 gr de acido sulfúrico. 3) Calcule la cantidad de mililitros de solución de acido sulfúrico que se requiere para proporcionar 120 gr de acido sulfúrico a partir de una solución acuosa de acido sulfúrico 2 N que se utiliza en una reacción en la cual se reemplazan ambos iones hidrogeno. RESP: 1220 ml solución. Relación de molaridad y normalidad La normalidad siempre es un múltiplo de la molaridad. Por ejemplo: 1 M de HCl es 1N, puesto que hay un equivalente por mol de HCl. 1 M de H2SO4 es 2N, puesto que dos equivalentes por mol de H2SO4. 1 N de Ca (OH)2 es 0.5 M, debido a que hay dos equivalentes por mol de Ca (OH)2 Resolver los siguientes ejercicios: 1) Calcule la normalidad de una solución 3.5 M de acido sulfúrico que se utiliza en reacciones en las cuales se remplazan ambos iones de hidrogeno. RESP: 7 N. 2) Calcule la molaridad de una solución 8.50 N de acido fosfórico. RESP: 2.83 M. d) Molalidad En primer lugar debemos advertir que molalidad no es lo mismo que molaridad por lo cual debemos evitar confundirlas puesto que el nombre es muy parecido pero en realidad cambian mucho los cálculos, y es un grave error pero muy frecuente. En la molalidad relacionamos la molaridad del soluto con el que estamos trabajando con la masa del disolvente (en kg) que utilizamos. La definición de molalidad es la siguiente: Relación entre el número de moles de soluto por kilogramos de disolvente (m) Asesoría Preuniversitaria Dra. Paula Jiménez Contactos: Telf. (0414) 3724701 / (0426) 9086950. 34 Ejercicio: Calcule la Molalidad de una solución de glicerol (C3 H8 O3) que contiene 32.7 gr de glicerol en 100 gr agua. El PM del glicerol 92. x x = = 3.55 m Resolver los siguientes ejercicios 1) Calcule el numero de gramos de glicerol que se necesitan para preparar 520 gr de una solución de 2 m de glicerol de agua. RESP: 80.8 gr glicerol. 2) Calcule el número de gramos de agua que se debe añadir a 5.80 gr de glicerol para preparar una solución de glicerol 0.100 m. RESP: 630 gr de agua. Preguntas Tipo examen de Admisión 1) Una solución al 17% m/m contiene: a) 17 g de soluto y 100 g de solución 3 b) 17 g de soluto y 100 cm de solución 3 c) 83 g de solvente y 100 cm de solución 8) En el laboratorio se tienen 64 gr de sulfato cúprico disueltos en 100 ml de una solución. A partir de esta solución madre se requieren preparar 200 ml de solución cuya concentración sea de 2 M. ¿Cuál es el volumen que se debe medir en la solución madre para preparar esa solución? El peso atómico del cobre es 64 gr/mol , el del azufre es 32 gr/mol, y el del oxigeno es 16 gr/mol. 3 d) 83 g de soluto y 100 cm de solución e) 17 g de solvente y 100 g de solución 2) ¿Qué volumen de NaOH 0,2 M se necesita para neutralizar 20 ml de HCl 0,1 M? A) 0,01 ml B) 10 ml C) 20 ml D) 100 ml E) 1000 ml 3) Un compuesto A es más soluble que un compuesto B y éste es menos soluble que un compuesto C, siendo C más soluble que A. La relación entre los Kps de A, B y C es: A) Kps A > Kps B > Kps C B) Kps A < Kps B < Kps C C) Kps C > Kps A > Kps B D) Kps C < Kps A < Kps B E) Kps B > Kps C > Kps A 4) El sulfato de sodio Na2SO4, al disolverse en agua, se disocia completamente en iones sodio y sulfato. La cantidad de moles del ión sodio (Na) presentes en 1 litro de solución de sulfato de sodio 0,1 molar es: A) 0,05 M B) 0,1 M C) 0,2 M D) 0,3 M E) 0,5 M a) 10 ml b) 100 ml c) 0.4 ml d) 1m 9) Se quiere preparar una solución a partir de 15 g de CaCl2 y 136 g de agua, con estas cantidades, ¿cuál será el % p/p de la solución? A) 1,35 % p/p B) 1,5 % p/p C) 9,9 % p/p D) 11 % p/p E) 15 % p/p 10) Una solución de NaOH al 12%P/V puede contener I) 12 gramos de NaOH en 100mL de solución. II) 360 gramos de NaOH en 3 litros de solución. III) 24 gramos de NaOH en 50 mL de solución. A) Sólo I B) Sólo II C) I y II D) II y III E) I, II y III 11) ¿Qué volumen de solución 1M contiene 0,2 moles de soluto? A) 50 mL B) 100 mL C) 150 mL D) 200 mL E) 1000 mL 12) La solubilidad es la capacidad que permite que un solvente pueda disolver una determinada cantidad de soluto. ¿Cuáles de las siguientes variables modifican siempre esta capacidad? I) Temperatura. II) Presión. III) Concentración. 5) Se mezclan 50 ml de KOH 5 M, con 100 ml de HCl 4 M, entonces quedan sin neutralizar: A) 0,25 M de KOH B) 1,5 M de HCl C) 0,0025 M de KOH D) 0,15 M de HCl A) Sólo I E) I, II y III 6) La concentración de urea en la sangre de un paciente es 30 mg/100 ml. Si el peso molecular de la urea es 60 g/mol. ¿Cuál será la concentración en términos de molaridad? a) 0,05 M b) 1,8 M c) 0,18 M d) 0,005 M 13) Si una solución ácida presenta concentración molar igual a 0,005 M entonces es correcto afirmar que -3 I) por cada litro de solución hay 5·10 moles de soluto. II) 0,005 gramos de soluto están disueltos en 1 litro de solución. III) 0,005 moles de soluto se encuentran disueltos en 1 litro de agua. 7) 10 Molar significa: A) Sólo I a) 10 moles en un litro de solución b) 1 mol en 1000 ml de solución c) 100 moles en un litro de solución d) 10 litros en un mol de solución B) Sólo II B) Sólo II C) Sólo III C) I y II D) I y II D) II y III E) I, II y III 14) Se diluyen 60 mL de solución de CaCl2 0,2M hasta obtener una concentración final de 0,15M. El volumen (en mL) de agua adicionada fue A) 20 B) 60 C) 80 D) 100 E) 120 Asesoría Preuniversitaria Dra. Paula Jiménez Contactos: Telf. (0414) 3724701 / (0426) 9086950. 35 15) A 200 mL de solución de NaCl al 15% p/v, se le evapora solvente hasta 100mL de solución, en estas condiciones es correcto afirmar respecto de la concentración y el volumen de solución que: A) se duplican ambos. B) se duplica la concentración y el volumen final disminuye a la mitad. C) no sufren variación ni la concentración ni el volumen de solución. D) el volumen disminuye pero la concentración no cambia. E) la concentración se duplica y el volumen se triplica. 16) Una solución al 30%P/P, presenta una densidad de 1,20 g/mL, entonces el %P/V debe ser de: A) 15% B) 24% C) 28% D) 36% E) 40% 17) La masa molar de un soluto es 50 g/mol, si 20 gramos de éste se disuelven en agua hasta obtener una solución de concentración 25%P/V, entonces la molaridad de la disolución será: A) 3 M B) 4 M C) 5 M D) 6 M E) 7 M 18) Al mezclar 2 litros de solución 0,4 M de KOH con 2 litros de solución del mismo soluto pero de concentración 0,5 M, la molaridad de la solución resultante de la mezcla será: A) 0,23 M B) 0,45 M C) 0,90 M D) 1,80 M E) 2,12 M 19) En 1 litro de solución 2M de Ca(OH)2 hay: I) 2 moles de iones Ca +2 II) 2 moles de iones - III) 4 moles de iones de OH De las anteriores afirmaciones es(son) correcta(s) : A) Sólo I B) Sólo III C) I y II D) I y III E) I, II y III 20) La siguiente gráfica representa la curva de solubilidad para los solutos X e Y respecto de la temperatura. 22) Si a 20 mL de una solución acuosa X Molar, se le agregan 80 mL de agua, la nueva concentración de la solución resultante (suponiendo los volúmenes aditivos) es: A) X/2 M B) X/3 M C) X/4 M D) X/5 M E) X/6 M 23) Al neutralizar 50 mL de HNO3 de concentración 2M con 200 mL de hidróxido de magnesio (base fuerte) se obtiene una solución con pH neutro. ¿Cuál debe ser la concentración molar del hidróxido? A) 0,12M B) 0,20M C) 0,25M D) 0,32M E) 0,48M 24) Cuando 1 mol de la especie química reacciona con 1 mol de agua, se produce una reacción ácido-base. Al respecto, dentro de los posibles productos que podrían generarse está(n) A) Sólo I E) I, II y III B) Sólo II C) Sólo III D) I y II 25) ¿Cuál es la concentración Molar de una solución acuosa de NaOH 20% p/p y densidad 1,2 g/mL? Datos: P.A.(g/mol) Na = 23 O = 16 H = 1 A)2 M B)3 M C)4 M D)5 M E)6 M 26) Considere los siguientes datos: 1. se mezclan volúmenes iguales de 2 soluciones de NaOH. 2. la primera solución tiene concentración 1 Molar. 3. la segunda solución es 50% más concentrada que la primera. 4. el volumen total de la mezcla es 4 litros. La concentración final de la mezcla es: a) 1 M b) 1,25 M c) 1,5 M d) 2 M e) 2,2 M 27) De las siguientes soluciones acuosas, la que contiene mayor cantidad de moles de soluto es : A) 200 mililitros de solución 2M. B) 400 mililitros de solución 1 M. C) 100 mililitros de solución 4 M. D) 1 litro de solución 0,4 M. E) 300 mililitros de solución 1,5 M. - 28) La concentración molar de iones cloruro (Cl ) presentes en una mezcla de 20 mL de solución de NaCl 2 M, con 80 mL de solución KCl 1 M, debe ser A) 0,5 B) 1,0 C) 1,2 D) 1,5 E) 2,0 29) La concentración molar de iones OH- presentes en 1 litro de solución 0,1 M de Mg(OH)2 es: A) 0,05 B) 0,01 C) 0,02 D) 0,1 E) 0,2 Respecto a la solubilidad de X e Y, es correcto inferir que I) Y es más soluble que X sobre 20 ºC. II) a 20 °C X e Y son igualmente solubles. III) bajo 20 °C es mayor la solubilidad de Y. A) Sólo I B) Sólo II C) I y II D) II y III E) I, II y III 21) A 100 mL de una solución acuosa de NaOH de concentración 20 g/L se le adiciona agua suficiente para completar 500 mL. La concentración, en g/L de esta nueva solución, es igual a : A) 2 B) 3 C) 4 D) 5 E) 8 30) Si a una solución acuosa que contiene un determinado soluto, se le agrega agua hasta duplicar el volumen: entonces la cantidad de soluto se mantiene y el volumen de la solución disminuye. B) La nueva solución contiene el doble de soluto y la mitad de la concentración inicial. C) solución duplica, tanto su concentración como la cantidad de soluto que contiene. D) cantidad de soluto permanece igual y la concentración disminuye a la mitad. Asesoría Preuniversitaria Dra. Paula Jiménez Contactos: Telf. (0414) 3724701 / (0426) 9086950. 36 CAPITULO VII VELOCIDAD DE REACCION En una reacción química, se define VELOCIDAD DE REACCION como la concentración molar de reactivo que desaparece, o la concentración molar de producto de reacción que se forma, por unidad de tiempo. Sea una reacción genérica ajustada : definimos la velocidad : ; Ha sido determinado experimentalmente que las reacciones no transcurren de forma inmediata, sino que se produce un compuesto intermedio, llamado Complejo Activado, que puede considerarse como un agregado molecular de los reactivos ; una vez formado, el complejo activado se descompone por poseer una energía más alta que reactivos y que productos. La formación del complejo activado supone superar la energía de activación. Ley de acción de masas • Si un mol de la sustancia A se combina con un mol de las sustancia B, y la velocidad de reacción es v, se verifica que: v: K [A] x [B] Así, la velocidad de reacción es directamente proporcional a las concentraciones de los reaccionantes. A la expresión matemática que relaciona la velocidad de reacción con las concentraciones de los reactivos se le denomina ECUACION DE VELOCIDAD, y es : donde : a se llama orden de la reacción para el reactivo M. (No implica ser igual a m). b se llama orden de la reacción para el reactivo N. (No implica ser igual a n). a + b es el orden total de la reacción . (a y b se determinan experimentalmente) K es la constante de velocidad para esa reacción a una determinada temperatura ; se determina experimentalmente. TEORIA DE LOS CHOQUES PARA LA CINETICA DE REACCION Una reacción química supone la ruptura de los enlaces de las moléculas de los reactivos y la formación de nuevos enlaces para que se formen las moléculas de productos de reacción. Para que esto suceda, es necesario que las moléculas de reactivos entren en contacto : colisionen eficazmente. Para que eso se cumpla el choque debe tener una orientación adecuada para la ruptura de los enlaces. Que las moléculas que colisionan tengan la suficiente energía para que en el choque sus enlaces se rompan. A estas moléculas se les llama “moléculas activadas”, y a la energía mínima necesaria se le llama “energía de activación”. K: Constante de proporcionalidad Por lo tanto , la ley de acción de las masas dice: “La velocidad de reacción es directamente proporcional al producto de las concentraciones de las sustancias reaccionantes, elevadas a una potencia igual al número de moles que indica la ecuación estequiométrica” FACTORES QUE INFLUYEN EN LA VELOCIDAD DE REACCION : Todos los factores que provoquen un aumento del nº de choques y de su eficacia, favorecerán la velocidad de reacción, entre ellos destacamos : NATURALEZA DE LOS REACTIVOS : Las reacciones que requieran la ruptura de enlaces en los reactivos, la reacción será mas rápida o lenta dependiendo el reactivo utilizado. CONCENTRACION DE LOS REACTIVOS: El aumento en la concentración supone un incremento del nº de choque y, por tanto, un aumento de los choques efectivos ; es decir : a mayor concentración de los reactivos, mayor velocidad de reacción TEMPERATURA: La velocidad de cualquier reacción aumenta con la temperatura. Por una parte el aumento de temperatura supone aumentar la velocidad de las moléculas, y por tanto el nº y eficacia de los choques. Por otra, el aumento de temperatura provoca un aumento de la energía de las moléculas, es decir, el nº de moléculas activadas. GRADO DE DIVISION DE LOS REACTIVOS: Cuanto más particulados estén los reactivos, mayor será la probabilidad de contactos entre ellos, por lo que aumentará la velocidad de la reacción. PRESENCIA DE CATALIZADORES: Un Biocatalizador es una sustancia que modifica la velocidad de una reacción sin entrar a formar parte de ella. Este fenómeno se denomina “catálisis”. Los Catalizadores disminuyen la energía de activación, provocan aumento de la velocidad de reacción. Asesoría Preuniversitaria Dra. Paula Jiménez Contactos: Telf. (0414) 3724701 / (0426) 9086950. 37 Preguntas Tipo Examen de Admisión 1) Cuáles de los siguientes factores pueden modificar la velocidad de una reacción química? a) La temperatura y la presión b) Presencia de catalizadores y la temperatura c) Concentración de los reactantes y de los productos d) Todas las anteriores 2) Para una reacción química, cuya velocidad es una función cuadrática de la concentración de reactante en equilibrio v= k (REACTANTE), es posible disminuir la reacción: a) Aumentando la concentración del reactivo b) Manteniendo la concentración del reactivo c) Disminuyendo la concentración del reactivo d) No depende de la concentración 3) Para un sistema reactivo formado sólo por gases, ¿cuál de las variaciones siguientes aumentan el número de colisiones efectivas? A) aumento en la presión del sistema. B) aumento en la concentración de producto. C) aumento del volumen del recipiente en reacción. D) aumento en la energía de activación de la reacción. E) aumento la concentración de catalizador. 4) La figura siguiente muestra un gráfico del curso de cierta reacción, donde dos reactantes reaccionan para formar dos productos, tal como se indica: 5) De acuerdo a la teoría de las colisiones, el factor que disminuye la velocidad de una reacción debe ser: A) incrementar la presión en reactantes gaseosos. B) la presencia de un catalizador específico para la reacción. C) aumentar el grado de división de un reactante sólido. D) elevar la temperatura. E) disminuir la concentración de un reactante. 6) En la siguiente ecuación: 2A + 5B ⎯→⎯A2B5 La ley de velocidad viene dada por V = k [A]3 Por lo tanto es correcto inferir que I) duplicando la concentración de A, la velocidad de la reacción aumenta 8 veces. II) la velocidad sólo depende del reactivo B. III) el orden de velocidad para A es 2. A) Sólo I E) I, II y III B) Sólo III C) I y II D) II y III 7) La función de un catalizador en una reacción química es: I. Disminuir la energía de activación II. Aumentar la velocidad de la reacción III. Modificar la entalpía de la reacción Es (son) correcta (s) A) sólo I B) sólo II C) sólo III D) sólo I y II E) sólo II y III 8) ¿Cómo se puede aumentar la velocidad de una reacción química sin cambiar su equilibrio? A) Aumentando los reactantes B) Ocupando un catalizador positivo C) Aumentando los productos D) Disminuyendo la presión E) Aumentando la temperatura 9) Una de las principales características energéticas del complejo activado es que presenta: A) Igual energía que los productos B) Igual energía que los reactantes C) Mayor energía que los reactantes y productos D) Menor energía que los reactantes y productos E) Igual energía que los reactantes y productos De acuerdo a sus conocimientos, se podría afirmar que la reacción I. es exotérmica. II. está catalizada. III. no presenta estado de complejo activado. A) Sólo I B) Sólo II C) Sólo III D) Sólo I y III E) I, II y III 10) Mientras más subdivididos estén los reaccionantes de un cambio químico, la velocidad de reacción: a) Disminuirá c) Será más constante b) Se retardará d) Aumentará Asesoría Preuniversitaria Dra. Paula Jiménez Contactos: Telf. (0414) 3724701 / (0426) 9086950. 38 CAPITULO VIII EQUILIBRIO QUIMICO El equilibrio químico se consigue cuando existen dos reacciones opuestas que tienen lugar simultáneamente a la misma velocidad. Calculo de la Constante de Equilibrio Ejemplo: 1) Para la reacción H2 + I2 KC = = 2HI las concentraciones en equilibrio son: = 8.6 X 10- 4 = 2.6 X 10- 3 = 1 X 10- 2 Calcular el valor de KC de equilibrio = 44 2) En un recipiente de 10 L se encuentran en equilibrio 1.24 moles de H2 , 5.08 moles de N2 y 0.159 NH3. Calcular el valor de KC para la siguiente reacción: N2 + 3 H2 2NH3 KC = Se sustituye en la expresión y se obtiene KC = 0.26 La magnitud Kc mide el grado en que se produce una reacción, así: Valor de la Kc Transcurso de la reacción Sentido de la reacción Kc Kc Desplazamiento hacia los productos Desplazamiento hacia los reactantes Directa Inversa 1 1 Escriba la expresión de la constante de equilibrio para cada una de las siguientes reacciones. a) H2 + Br2 HBr b) CH4 + 02 CO2 + H20 c) Al + O2 Al2O3 d) P4 + 02 P4010 Desplazamiento del equilibrio. Principio de Le Chatelier “Si sobre un sistema en equilibrio se ejerce una acción exterior perturbadora, el equilibrio se desplaza en el sentido en el que se contrarreste esa acción” Factores que afectan el Equilibrio 1-Efecto de la Concentración Si aumenta la concentración de una de las sustancias, el equilibrio se desplaza en el sentido en el que hace disminuir dicha concentración. Si disminuye la concentración de una de las sustancias, el equilibrio se desplaza en el sentido en el que hace aumentar dicha concentración. Asesoría Preuniversitaria Dra. Paula Jiménez Contactos: Telf. (0414) 3724701 / (0426) 9086950. 39 2- Efecto de la temperatura Si aumenta la temperatura, el equilibrio se desplazará en el sentido endotérmico porque así absorberá calor y hará disminuir la temperatura. Si disminuye la temperatura, el equilibrio se desplazará en el sentido exotérmico porque así desprenderá calor y hará aumentar la temperatura. 3- Efecto de la presión (sólo en gases) Si aumentamos la presión el equilibrio se desplaza hacia donde disminuya el número de moles de gas, porque la presión total es proporcional al número total de moles y si disminuyen estos disminuirá la presión total. 4- Efecto de los catalizadores Un catalizador disminuye la energía de activación tanto de la reacción directa como de la reacción inversa haciendo que las dos velocidades aumenten, por lo tanto no afectan a las concentraciones finales del equilibrio. Preguntas Tipo Examen de Admisión 1) Dada la reacción química PCl5 (g) Si la densidad del diamante es mayor que la del grafito. ¿Cuál será el efecto al aumentar la presión? PCl3 (g) + Cl2 con una Kc= 0.44 Si un sistema cerrado contiene 0.1 M de pentacloruro de fosforo ¿Cuál será la concentración molar del reactante en equilibrio? a) 0.1 M b) 0.0084 M c) O.O16 M d) 0.44 M 2) Al extraer calor de un sistema Cl2 2Cl (g) + calor La constante de equilibrio kc: a)Aumentara falta de datos b) Disminuirá c) No variara d) No se puede predecir por 3) En un sistema: C (grafito) C ( diamante) a) Se formara mas diamante b) Se formara mas grafito c) Disminuirá el diamante formado d) Disminuirá el volumen de grafito 4) En una reacción exotérmica en equilibrio un aumento de la temperatura favorecerá la reacción hacia: a) Los productos b) Los reactantes c) No tiene efecto en el equilibrio d) La presión 5) En una reacción en equilibrio que utiliza un catalizador para aumentar la velocidad de reacción, la presencia de catalizador tiene un efecto en el equilibrio químico que favorece la formación de: a) Productos b) Reactantes c) No tiene efecto en el equilibrio químico d) Catalizador 6) ¿Cuáles de los siguientes factores modifican el equilibrio químico? a) Presión, temperatura y concentración b) Velocidad de Reacción, Presencia de Catalizadores y la masa Asesoría Preuniversitaria Dra. Paula Jiménez Contactos: Telf. (0414) 3724701 / (0426) 9086950. 40 c) Temperaturas de fusión, ebullición y presión atmosférica d) Presión, temperatura y tiempo de reacción 7) ¿Cuáles son las reacciones químicas en las que NO alcanza el estado de equilibrio? A) heterogéneas B) reversibles C) isotérmicas D) irreversibles E) homogéneas A) Sólo I B) Sólo II C) I y II D) I y III E) I, II y III 14) Un catalizador es una sustancia química que I) modifica los equilibrios químicos. II) no se consume en la reacción. III) altera el valor de la energía de activación. A) Sólo I B) Sólo II C) Sólo III D) II y III E) I, II y III 8) La expresión para el equilibrio químico en la siguiente reacción debe ser: 15) Para desplazar el equilibrio en la siguiente reacción hacia la derecha, se puede: A) [SO3]/[SO2]·[O2] D) 1/[SO3]·[SO2]·[O2] A) disminuir [N2] B) [SO2]+[1/2 O2]-[SO3] E) [O2]·[SO3]/[SO2] C) [O2]1/2·[SO2]/[ SO3] 9) Las siguientes reacciones químicas se encuentran en equilibrio en un sistema cerrado. Al aumentar la presión del sistema, ¿cuál equilibrio se desplaza a favor de los productos? N2(g) + 2 O2(g) + 42,8 Kcal 2 NO2(g) B) aumentar [NO2] C) disminuir la temperatura. D) adicionar platino como catalizador. E) aumentar la presión. 16) La siguiente reacción química en equilibrio presenta una constante cuyo valor es mayor que 1. Analizando este resultado se infiere correctamente que A+B C+D I) [productos] > [reactantes]. II) la reacción está desplazada hacia la derecha. III) ΔH de la reacción es menor que 0. A) Sólo I B) Sólo II C) Sólo III D) I y II E) I, II y III 10) Respecto a la siguiente reacción de dimerización (en equilibrio químico) N2O4 (g) 2 NO2 (g) Si se adiciona 1 mol de N2O4 ¿en qué sentido será desplazado el equilibrio? A) no se altera el equilibrio al adicionar N2O4 B) hacia los productos, sin cambio de la constante de equilibrio C) hacia los reactantes, sin cambio de la constante de equilibrio D) hacia los reactantes, con cambio de la constante de equilibrio E) hacia los productos, con cambio de la constante de equilibrio 11) El valor de la constante de equilibrio para la siguiente reacción de descomposición del SO2Cl2 es Kc = 10-2 SO2Cl2(g) SO2(g) + Cl2(g) En el equilibrio, las concentraciones de SO2Cl2 y SO2 son 0,10 M, por lo tanto la concentración de Cl2 deberá ser A) 1 M B) 10-1 M C) 10-3 M D) 10-2 M E) 2·10-2 M 17) En la siguiente reacción 2X(g) + Y(g) 3Z(s) + W(g) Experimentalmente se observa que en el equilibrio (a 100ºC) X=W=0,5M Y=0,4M Z=1M Por lo tanto, la constante de equilibrio (K) a 100ºC tendrá valor A) 2 B) 3 C) 5 D) 7 E) 8 18) Si se deseara optimizar la formación de productos de una reacción como la descrita a continuación, 2HI (g) + ↔ H2 (g) + I2 (g). Para desplazar el equilibrio en favor de los productos, se podría: I. aumentar HI. II. disminuir I2. III. aumentar la presión. A) Sólo I 12) Si en una reacción en equilibrio la concentración de productos es menor que la de los reactantes, la constante de equilibrio (Kc) toma valor: A) mayor que cero. B) menor que cero. C) mayor que uno D) menor que uno. E) mayor que cien. 13) ¿Cuál(es) de los siguientes factores, en esta reacción, NO afecta al equilibrio? H2(g) + Br2(g) 2 HBr(g) I) aumentar la presión. II) presencia de un catalizador. III) aumentar Br2 y disminuir HBr en igual cantidad. II) Sólo II C) I y II D) I y III E) I, II y III 19) Considerando el siguiente proceso en equilibrio 2 X (g) X2 (g), si la concentración inicial de X de 0,2 M pasa a 0,04 M después establecido el equilibrio, entonces Kc vale: A) 50 B) 100 C) 200 D) 400 E) 800 20) El (los factores) que NO modifica(n) la constante de equilibrio es(son): I. Presión II. Concentración III. Catalizadores A) Sólo I B) Sólo II C) Sólo III D) I y III E) II y III Asesoría Preuniversitaria Dra. Paula Jiménez Contactos: Telf. (0414) 3724701 / (0426) 9086950. 41 CAPITULO IX TEORIA ACIDO BASE Teoría de Arrhenius: Define al acido como una sustancia que proporciona iones hidrogeno (protones) H+ y una base como una sustancia que proporciona iones hidroxilo OH-. Para ambos casos se encuentran en solución acuosa: H2SO4 → HSO4- + H + Ac + H + Na+ + OH- Una molécula H2O actúa como base y gana un protón H+ y se convierte en H3O+; la otra molécula H2O actúa como ácido y pierde un protón H+ para convertirse en OH-. En la reacción entre el ácido acético, CH3CO2H, y el agua, H2O, el agua actúa como una base. Ácidos de Arrhenius: CH3COOH + H2O - HAc Base de Arrhenius: NaOH → CH3COO− + H3O+ El ion acetato, CH3CO2-, es la base conjugada del ácido acético y el ion hidronio, H3O+, es el ácido conjugado de la base, el agua. 1) Escribe en la columna de la derecha las bases conjugadas que correspondan a cada uno de los siguientes ácidos conjugados: Teoría de Lowry- Bronsted: Un ácido es una molécula o ion que es capaz de bajar, o "donar", un hidrógeno catiónico (protón, H+), y una base de una especie con la capacidad para ganar, o "aceptar", un catión de hidrógeno (protones). De esto se deduce que, si un compuesto se comporta como un ácido, para donar un protón, debe existir una base para aceptar el protón. Así, el concepto de Brønsted-Lowry puede ser definido por la reacción: ácido + base base conjugada + ácido conjugado. La base conjugada es el ion o molécula que queda después de que el ácido ha perdido un protón, y el ácido conjugado es la especie creados cuando la base acepta el protón. La reacción puede proceder en cualquier dirección hacia la derecha o la izquierda, en cada caso, el ácido dona un protón a la base. HCl Ácido(1) Á. fuerte + H2O Base(2) → H3O+ + Ácido conjugado (2) ClBase conjugada (1) Ácido conjugado 1) NH4+ 2) HCO33) H2PO34) H2O 5) HCNS 2) Escribe en la columna de la derecha los ácidos conjugados que correspondan a cada una de las siguientes bases conjugadas: Base conjugada + H+ 1) ClO4- + H+ B. débil A.fuerte B. débil 2) HCOO- + H+ 3) PO4-3 + H+ El ion cl-, producido en la reacción, es la base conjugada del HCl. El ion hidronio, H30+ es el ácido conjugado del H2O. El agua es anfótero y puede actuar como un ácido o como una base. H+ + Base conjugado 4) NH2- + H+ 5) Br- + H+ Ácido conjugado Asesoría Preuniversitaria Dra. Paula Jiménez Contactos: Telf. (0414) 3724701 / (0426) 9086950. 42 3) Completa las siguientes reacciones acido base, indicando que especies químicas y la base, y cuáles son sus conjugados: a) HA + B b) HCl + NH3 Un electrolito débil se disocia muy poco, de manera que no se produce una suficiente concentración de iones, por lo que no puede haber flujo de corriente eléctrica. c) HNO3 + H20 Los electrolitos (iones que pueden conducir la corriente eléctrica) se forman cuando se disuelve un soluto iónico en agua; este se disocia en iones positivos (cationes) y en iones negativos (aniones) que, por tener cargas diferentes, pueden conducir la corriente eléctrica. En el caso donde se agrega un electrolito que se disocia parcialmente como es una solución de ácido acético con agua al 4%, formando una menor cantidad de especies cargadas, la conducción eléctrica será inferior, por consiguiente se dice que es un electrolito débil. Por lo tanto se representa como: Esta característica permite clasificar los solutos en “electrolitos” y “no electrolitos”. Un electrolito será el que al disociarse da origen a una gran concentración de iones, hecho que permite mayor conductividad eléctrica. Se considera en la práctica que un electrolito fuerte se descompone en un 100%, lo cual impide equilibrios entre sus iones y la molécula correspondiente. Dicha disolución, en donde el compuesto se disocia casi en su totalidad en Na+ y Cl- en el disolvente agua, constituyendo un electrolito fuerte, se puede representar como: Tabla de Ácidos y Bases Comunes Ácido fuerte Ácido débil Base fuerte Base débil NH3 HCl CH3COOH (HAc) NaOH HNO3 H2CO3 Hidróxidos H2SO4 H2S Asesoría Preuniversitaria Dra. Paula Jiménez Contactos: Telf. (0414) 3724701 / (0426) 9086950. 43 CAPITULO X (pH y pOH) - Una gran cantidad de H+ determina que una solución sea ACIDA. - Una gran cantidad de OH- determina que una solución sea BASICA. - Si la concentración de H+ y OH- son iguales, entonces la solución es NEUTRA. Dicho de otra manera: Ejemplo 1: Calcular el pH de una solución acuosa de HCl 0,1 M. pH= -log (10-1) pH= 1 Ejemplo 2: Calcular el pH de una solución acuosa de Na(OH) de 10-3 M. pOH= -log (10-3) pOH= 3 Si la suma del pH + POH = 14 entonces: pH= 14 - 3 pH= 1 Asesoría Preuniversitaria Dra. Paula Jiménez Contactos: Telf. (0414) 3724701 / (0426) 9086950. 44 Preguntas Tipo Examen de Admisión 1) Es toda sustancia capaz de disolverse en agua, produciendo iones con afinidad por los aniones por tener un pH inferior a 7. Se refiere a una sustancia: a) Acido b) Base c) Salina d) Neutra 2) Al disolver cloruro de sodio (NaCl) en agua, quedan en solución los iones Na+y Cl−. Considerando la presencia de estos iones, ¿cuál(es) de las siguientes características presenta la solución? I. Es conductora de la corriente eléctrica. II. Es ácida. III. Es básica. IV. Es neutra. A) Sólo I B) Sólo II C) I y IV D) II y IV E) III y IV 12) El pH de una determinada solución acuosa es 9. Esto significa que: I. La concentración de H+ es 1 x 10-9 M II. La solución es neutra III. La solución es débilmente ácida IV. La solución de débilmente básica A) Sólo I B) Sólo IV C) I y III D) I y IV E) I, II y IV 13) Dada la reacción de neutralización n Acido + m Base ¿Cuáles de los coeficientes del acido y de la base si conocemos que 5 ml de acido y 10 ml de base son consumidos dado que la concentración del acido es 5 veces mayor a la de la base? 3) Cuál de los siguientes compuestos corresponde a una base de Arrhenius? A) KBr B) HCl C) KNO3 D) NaHCO3 E) KOH a) n= 5 y m= 2,5 c) n= 5 y m= 2 4) En una solución ácida se cumple una o más de las siguientes relaciones I. [H+] = [OH–] II. [H+] > [OH–] III. pH < 7 A) Sólo I B) Sólo II C) Sólo III D) I y III E) II y III ual debe ser la concentración molar si se consumen 3 moles de B por cada 50 ml de acido A? A) 60 M B) 40 M C) 15 M D) 30 M E) 14 III. E) II y III 9) El pH de una solución acuosa de base fuerte KOH de concentración 0,01 molar, es A) 2 B) 8 C) 12 D) 13 E) 14 10) ¿Cuales propiedades características de los ácidos? a) Reaccionan con metales formando una sal e hidrogeno. Son corrosivos. b) Reaccionan con óxidos metálicos para formar una sal más agua. c) Son buenos conductores de electricidad en disoluciones acuosas. d) Reaccionan bases para formar una sal + agua. Tienen sabor amargo. e) Son buenos conductores de electricidad en disoluciones acuosas. Reacciona con bases para formar una sal más agua. Ph básico + C + D ¿C 15) A continuación se indican 5 ácidos y su pH respectivo a solución de 0,1 M cada uno de ellos. ¿Cuál es el ácido más débil? 6) Si la concentración de un ácido fuerte es 1 x 10-4 M, ¿cuál será la concentración de OH- en la solución? A) 1 x 10-4 M B) 1 x 10-14 M C) 1 x 10-10 M -11 -7 D) 1 x 10 M E) 1 x 10 M 8) Una especie química se comporta como ácido cuando. I. Cede iones hidrógeno II. Acepta iones hidrógeno Neutraliza a una base A) Sólo I B) Sólo II C) Sólo III D) I y III b) n= 2 y m= 5 d) n= 25 y m= 10 14) En la reacción de neutralización de una base B representada por la reacción 2A + 3B 5) Cuántas veces es más concentrada una solución de pH 5 que otra de pH 7. A) 1000 veces B) 300 veces C) 10000 veces D) 100 veces E) 200 veces 7) Si el pOH de una solución es 10, entonces el pH es: A) 2 B) 3 C) 4 D) 10 i Compuesto + H20 - 11) En la siguiente reacción = NH3 + H2O → [NH4] + OH según la teoría de Brönsted y Lowry, ¿cuáles de las siguientes afirmaciones es(son) correcta(s)? I. El H2O actúa como base. II. El amoníaco (NH3) actúa como ácido. III. El agua actúa como ácido. A) Sólo I B) Sólo II C) Sólo III D) Sólo I y II E) Sólo II y III 16) El pH de una solución de HCl (ácido fuerte) 1x 10-3 M es: A) -3 B) 0 C) 0,003 D) 0,001 E) 3 17) ¿Cuántas disociaciones esperaría para el siguiente ácido poliprótico H3PO4? A) 1 B) 2 C) 3 D) 4 E) No se puede saber 18) Una solución A tiene un pH 12, otra solución B tiene pH 7 y otra C presenta pH 2. Con estos datos se podría decir que: I. la solución A es básica II. la solución B es neutra III. la solución C es ácida Es o son correctas: A) Sólo I B) Sólo II C) Sólo III D) II y III E) I, II y III 19) Un ácido al disolverse en agua: I. aumenta la concentración de H+ disminuye la concentración de OH Son) correcta(s): A) Sólo I B) Sólo II C) I y II II. aumenta el pH D) I y III III. E) I, II y III Asesoría Preuniversitaria Dra. Paula Jiménez Contactos: Telf. (0414) 3724701 / (0426) 9086950. 45 20) Respecto al pH de 1 molar de HCl y a 1 molar de CH3-COOH es correcto: I. El HCl presenta mayor concentración de H+ que el CH3-COOH II. El HCl tiene menor pH que el CH3-COOH III. El HCl tiene mayor pH que el CH3-COOH IV. El HCl es un ácido fuerte y el CH3-COOH un ácido débil 31)Una sustancia química con comportamiento electrolito: A) es capaz de conducir la corriente eléctrica. B) no puede ser ácida ni básica. C) siempre es ácida. D) tiene pH=14. E) no presenta iones disueltos. A) I y II B) I y III C) III y IV D) I, II y IV E) Todas las afirmaciones son correctas 32) Pueden corresponder a un ácido y una base en la teoría de Bronsted – Löwry respectivamente las especies A) KOH y Cu+2 B) NH4+ y NaOH C) HCl y AlCl3 D) HCOOH y H2O E) Al(OH)3 y H3O+ 21) El pH 8,5 es considerado: A) Ligeramente ácido B) Fuertemente básico C) Neutro D) Ligeramente básico E) Fuertemente ácido 33) De las siguientes concentraciones, la que origina mayor alcalinidad es: A) [H+] = 10-2 B) [OH-] = 10-8 C) [H+] = 10-10 D) [OH-] = 10-3 E) [OH-] = 10-14 34) 0,1 mol de hidróxido de calcio, Ca(OH)2 es adicionado a 1 litro de solución 0,4 molar de ácido clorhídrico, HCl. Después que la reacción se completa, la concentración molar del ion hidrógeno,[H+], de la solución resultante es: A) 0,6 B) 0,1 C) 0,2 D) 0,3 E) 0,4 22) El pOH de una solución de ácido fuerte HNO3 0,001M es A) 0 B) 2 C) 7 D) 10 E) 11 23) El ácido conjugado en la siguiente reacción, tiene que ser B) H2C2O4 C) H2O D) C2O4-2 E) H3O+ A) H2 24) La constante del agua (Kw), llamada también constante de hidrólisis, se expresa como sigue Kw = [H+]·[OH-] El valor experimental observado a 25ºC y 1 atmósfera de presión es A) 10-14 B) 10-7 C) 10+7 D) 10+14 E) 100 25) De las siguientes parejas de sustancias, ¿cuál de ellas podría comportarse como una solución amortiguadora de pH? A) KOH / KCl B) LiOH / LiBr C) CH3COOH / CH3OH D) H2O / NaOH E) HCOOH / HCOO- 35) ¿Cuál(es) de los siguiente(s) compuesto(s) tiene(n) comportamiento básico? A) Sólo II B) Sólo III C) I y II D) I y III E) I, II y III 36) El pH final de una solución ácida preparada a partir de 9,8 gramos de ácido sulfúrico (H2SO4) como soluto en un volumen de solución de 2 litros de acuerdo con la ecuación: 26) En la siguiente reacción: Debe ser: A) 1 B) 2 C) 3 27) Al neutralizar completamente ácido sulfúrico H2SO4 con hidróxido de calcio Ca(OH)2, los producto esperados debieran ser: I) CaSO4 II) SO2 III) H2O B) Sólo II C) I y III E) 5 37) Si a una muestra de agua se adiciona un ácido, entonces: La especie se comporta como un(a) HCO−3 A) base. B) ácido. C) base conjugada. D) ácido conjugado. E) anfolito. A) Sólo I E) I, II y III D) 4 a) el pH aumenta. b) la concentración de H [+] disminuye. c) se forma una sal insoluble. d) la concentración de [H+] permanece constante. e) El pH disminuye. 38) De acuerdo con la siguiente tabla, la sustancia A debe ser: D) II y III 28) La base conjugada de la especie HS- tiene que ser: A) S-2 B) SC) S D) HS+ E) H2S 29) Es (son) ejemplo(s) de sustancia(s) con comportamiento alcalino: I) Fe(OH)3 II) BF3 III) CH3NH2 A) Sólo I B) Sólo III C) I y II D) I y III E) I, II y III 30) En términos generales, una base de Arrhenius en solución acuosa tiene: I) sabor amargo. II) pH mayor a 7. III) comportamiento de electrolito. De las anteriores es (son) correcta(s) A) Sólo I B) Sólo II C) I y II D) II y III E) I, II y III A) H2PO4 -2 B) H2PO4 -1 C) H2PO4 -3 D) HSO3 -2 39) La escala de pH fue propuesta en 1909 por el bioquímico danés Sorensen y presenta las siguientes características I. desde 0 hasta pH < 7 es la zona que indica soluciones ácidas. II. pH = 7 es el punto que indica soluciones neutras. III. pH >7 hasta pH=14 es la zona que indica soluciones alcalinas. Asesoría Preuniversitaria Dra. Paula Jiménez Contactos: Telf. (0414) 3724701 / (0426) 9086950. 46 En base a lo descrito, es correcto afirmar que al adicionar un(a) A) ácido a una solución neutra, el pH de esta aumenta. B) sal ácida a una solución alcalina, el pH de esta aumenta. C) hidróxido metálico al agua, el pH debe disminuir. D) oxiácido al agua, el pH debe aumentar. E) ácido fuerte a una solución alcalina el pH debe disminuir. Ejemplo: 40) La sangre presenta pH = 7,35 y permanece sin grandes alteraciones frente a la adición de pequeñas cantidades de ácido o base, todo esto ocurre porque en la sangre hay: A) sustancias buffer que regulan el pH. B) ácidos fuertes que neutralizan el pH. C) inhibidores cinéticos de la acidez. D) catalizadores. E) alta presión osmótica. CAPITULO XI Reglas para asignar un número de oxidación Reacciones Oxido- Reducción • El número de oxidación de todos los elementos en estado libre (no combinados con otros) es de cero (p. ej., Na, Cu, Mg, H2, O2, Cl2, N2). • El número de oxidación del H es de +1, excepto en los hidruros metálicos, en los que es de -1 (por ej., NaH, CaH2). • El número de oxidación del O es de -2, excepto en los peróxidos, en los que es de -1, en los superóxidos que es -1/2 y en el OF2, donde es de +2. • El número de oxidación del elemento metálico de un compuesto iónico es positivo. • La suma algebraica de los números de oxidación de los elementos de un compuesto es cero. Ejemplo: Determine el estado de oxidación del azufre en este compuesto. Resp = 6 • La suma algebraica de los números de oxidación de los elementos de un ion poliatómico es igual a la carga del ion. Ejemplo: Determine el estado de oxidación del fosforo en este compuesto. Resp = 5 Oxidación: Cuando una sustancia pierde electrones. Zn +2 + 2e- Zn Reducción: Cuando una sustancia gana electrones. Fe +3 + e- Fe+2 La sustancia que se oxida es el Agente Reductor Las sustancia que se reduce es el Agente Oxidante Asesoría Preuniversitaria Dra. Paula Jiménez Contactos: Telf. (0414) 3724701 / (0426) 9086950. 47 Ejemplo de reacción Oxido-Reducción Partes de una Celda Galvánica El cobre pasa de 0 a +2 quiere decir que se oxida. El Nitrógeno pasa de +5 a +2 quiere decir que se reduce. Preguntas Tipo Examen de Admisión 1) En cuál de los siguientes compuestos el oxigeno tiene un numero de oxidación -1? a) Oxido básico b) Hidracidos c) Oxacidos d) Peroxidos 2) En la siguiente reacción: S + Fe--------------FeS a) El hierro cede de 2 electrones b) El hierro es un agente oxidante c) El azufre es un agente reductor d) El azufre cede 2 electrones 6) El estado de oxidación del fósforo en el compuesto H3PO4 es: A) - 2 B) +2 C) +3 D) +5 E) +7 7) El estado de oxidación del NITRÓGENO en el A) +2 B) +3 C) +2 D) –2 E) –3 es: 8) En la siguiente reacción de oxidación: Au0 → Au+3, el número de electrones en juego es: A) 6 B) 3 C) 2 D) 1 E) 0 9) Cuál es el estado de oxidación del Mn en el ión MnO4 A) +7 3) En una pila galvánica ¿en qué electrodo ocurre la oxidación? a) Cátodo b) Ánodo c) Ambos d) Voltímetro 4) En la celda galvánica diga donde ocurre: a) Oxidación b) Reducción B) +6 C) +5 D) +3 E) +1 10) Si los estados de oxidación del Na y S son respectivamente +1 y –2; el compuesto que formarán estará representado por: A) NaS B) NaS2 C) Na2S D) (NaS)2 E) Na2S2 11) ¿En cuál de los siguientes compuestos el cloro (Cl) presenta el menor estado de oxidación? A) HClO B) HClO2 C) HClO3 D) HClO4 E) HCl 12) En la siguiente reacción Se puede concluir que: A) El Br2 es oxidante y el I- es al agente reductor. B) El I- es oxidante y el Br2 es el reductor. C) Sólo hay un oxidante y es el I-. D) Sólo hay reductor y es el Br2. E) Existen dos reductores que son el Br2 y I-. ------------------------ ----------------- 5) Sustancia que se reduce: a) Cede electrones b) Gana electrones d) Neutralización c) Hidrólisis 13) En una reacción de óxido reducción siempre hay transferencia de: I. Neutrones II. Protones III. Electrones A) Sólo I B) Sólo II C) Sólo III D) I y II E) II y III 14) El estado de oxidación que presenta el átomo de Cr, en el compuesto Cr2O7 –2, es de: A) +6 B) +8 C) -7 D) -4 E) –12 15) Un agente reductor es aquel que: I. Se reduce II. Se oxida III. Gana electrones IV. Cede electrones A) Sólo I B) Sólo II C) I y III D) I y IV E) II y IV Asesoría Preuniversitaria Dra. Paula Jiménez Contactos: Telf. (0414) 3724701 / (0426) 9086950. 48 16) ¿Cuántos electrones faltan y en que lado de la ecuación deben ser colocados para estar eléctricamente equilibrada? A) Dos a la derecha B) Tres a la derecha C) Dos a la izquierda D) Cuatro a la izquierda E) Uno a la izquierda 26) De acuerdo con el siguiente proceso redox, es incorrecto afirmar que: +3 +2 A) Fe se reduce a Fe B) I- es el agente reductor en la reacción. C) en la reacción se transfieren electrones. D) I- se reduce a I2 17) En la siguiente reacción el cobre es: E) el número de oxidación de I2 es cero. A) Dador de protones C) Catalizador Reductor B) Aceptor de protones D) Agente Oxidante E) Agente 18) El H tiene número de oxidación –1 en: A) CaH2 B) H2S C) HCl D) H2O E) HF 27) En el NH4Cl (cloruro de amonio) el nitrógeno presenta número de oxidación igual a: A) +1 B) - 1 C) - 3 D) +3 E) +4 28) Respecto de las especies 19) ¿En cuál de los cambios señalados hay un proceso de reducción? Es correcto inferir que: A) el número de oxidación del carbono es el mismo en todas. B) A y C presentan comportamiento de oxidante. C) B es una especie oxidante. D) ninguna de las especies presenta comportamiento redox. E) si H2CO3 se oxida, entonces se transforma en HCO−3 20) El azufre debido a sus variados estados de oxidación puede formar numerosos compuestos, ¿En cuál de los compuestos señalados el azufre participa con un estado de oxidación +4? A) H2SO4 -2 E) SO4 A) Sólo I B) H2SO3 C) H2S2O4 29) En los compuestos denominados peróxidos el número de oxidación del oxígeno es: A) 0 B) - 1 C) +1 D) +2 E) - 2 D) H2S 30) El número de oxidación del oro (Au) en la especie ser: A) - 1 B) +1 C) - 3 D) +3 E) +5 B) Sólo II C) Sólo III D) I y II E) II y III 21) De la semireacción: Fe → Fe+3 + 3ē se puede deducir que el hierro I. se oxida II. cede tres electrones III. se convierte en un catión Es (son) correcta (s): A) Sólo I B) Sólo III C) I y II D) II y III E) I, II y III 31) La única especie reductora en la reacción redox siguiente es: A) K2Cr2O7 B) I- C) H+ D) K2SO4 E) I2 32) En la reacción: 22) En la reacción: I. Se oxida reductor A) Sólo I II. Se reduce B) Sólo II III. Es agente oxidante C) Sólo III el bromo: IV. Es agente D) I y III 23) El número o estado de oxidación (E.D.O) del fósforo en la especie A) - 1 debe ser : B) +1 C) +3 D) - 5 E) +5 24) ¿Cuál(es) de las siguientes especies debe ser un hidruro? I. NaBH4 II. CuH2 III. HCHO A) Sólo I B) Sólo II C) Sólo III D) I y II E) I, II y III 25) ¿En cuál de las siguientes sustancias el oxígeno presenta el menor número de oxidación? A) CO2 B) SO2 C) MgO D) K2O2 E) H2O especies son, respectivamente: A) oxidante y reductor. B) oxidante y especie oxidada. C) reductor y oxidante. D) oxidante y especie reducida. E) oxidante y oxidante. debe Asesoría Preuniversitaria Dra. Paula Jiménez Contactos: Telf. (0414) 3724701 / (0426) 9086950. 49 33) El estado de oxidación del hierro (Fe) en la especie Fe2(SO4)3 debe ser: A) +3 B) - 3 C) +2 D) - 2 E) 0 40) Un elemento químico X se presenta en la naturaleza formando 2 tipos de compuestos diferentes 34) En la reacción: I H2X II XO2 Si I es un ácido binario y II un anhídrido, entonces los estados de oxidación (EDO) de X en ambos compuestos deben ser respectivamente A) +1 y -2 B) -4 y +4 C) -2 y +4 D) +2 y -4 E) +2 y -2 La especie experimenta una: A) Reducción. B) Oxidación. C) Electrolisis. D) Dismutación. E) Reacción ácido – base. 41) ¿En cuál de las siguientes especies químicas el nitrógeno (N) presenta menor número de oxidación? 35) En los hidróxidos metálicos Mx(OH)y, el número de oxidación del oxígeno siempre es: A) - 2 B) +2 C) +1 D) - 1 E) 0 36) La valencia y el estado de oxidación del carbono (C) en la especia iónica A) 4 y - 4 E) 4 y – 2 deben ser, respectivamente B) 2 y +4 C) 4 y +4 D) 2 y - 4 37) ¿En cuál de las siguientes reacciones químicas el oxígeno experimenta una oxidación? I) 2 H2 + O2 → 2 H2O II) 2 H2O2 → 2 H2O + O2 III) H2 + O2 → H2O2 A) Sólo en I D) II y III B) Sólo en II E) I, II y III 42) Dada la ecuación ¿Cuál de las siguientes especies químicas actúa como oxidante? C) Sólo en III 38) En la reacción 43) Para el proceso; puede establecer que el A) el Cu° se reduce. B) el NO−3 es el oxidante. C) el H+ es el reductor. D) el NO−3 se oxida. D) el Cu° es el oxidante. 39) Un hidruro es un compuesto binario en donde el átomo de hidrógeno tiene un número de oxidación igual a -1. ¿Cuál de los siguientes compuestos es un hidruro? A) MgH2 B) H2O C) CH4 D) HCl E) NH3 I) Cu+2(ac) es el agente reductor. II) Fe(s) se oxida. reduce. A) Sólo II B) Sólo III C) I y II D) I y III E) I, II y III se III) Cu2+ se 44) En la ecuación, los elementos N y O cambian su estado de oxidación. ¿Cuál de las siguientes opciones representa el cambio? NO(g) + ½ O2(g) NO2(g) N O A) +4 a – 2 +4 a +6 B) +2 a +4 0a-2 C) +4 a +6 0a-2 D) +6 a – 2 -2a0 E) - 2 a +4 +4 a +6 Asesoría Preuniversitaria Dra. Paula Jiménez Contactos: Telf. (0414) 3724701 / (0426) 9086950. 50 CAPITULO XII TERMODINAMICA Reacciones endotérmicas y exotérmicas En una reacción exotérmica el calor se ubica entre los productos: A +B → C + D + calor En una reacción endotérmica el calor se ubica entre los reactantes: A + B + calor → C + D Entalpía es una magnitud termodinámica, simbolizada con la letra H, es la cantidad de energía que un sistema puede intercambiar con su entorno. En una reacción exotérmica la entalpía (ΔH) negativo, que significa que libera calor (ΔH<0). En una reacción endotérmica la entalpía (ΔH) positiva, que significa que absorbe calor (ΔH>0). Leyes de la Termodinámica La primera ley de la termodinámica se ocupa de la conservación de la energía, ésta no se crea ni se destruye. La segunda ley de la termodinámica dice que los procesos naturales tienden hacia una mayor entropía (desorden). La energía tiende a dispersarse y se vuelve menos aprovechable. La variable entropía (S) se define como una medida del grado de dispersión de la energía (desorden molecular). La entropía del Universo aumenta en el curso de todo proceso natural. El cambio de entropía en un sistema aislado se relaciona con la espontaneidad de los procesos. Si el ΔS >0 : el proceso puede ocurrir; si ΔS <0 : el proceso es en extremo improbable si ΔS= 0 : el proceso es reversible, puede ocurrir en ambas direcciones. La tercera ley de la termodinámica: “A la temperatura de cero grado kelvin, la entropía de un cristal perfecto de una sustancia es cero”. La entropía es directamente proporcional al cambio de entalpía, (ΔH), e inversamente proporcional a la temperatura absoluta: ΔS = ΔH / T ΔG (energía libre de Gibbs) se utiliza como criterio de espontaneidad de las reacciones químicas. ΔG = ΔH –TΔS Asesoría Preuniversitaria Dra. Paula Jiménez Contactos: Telf. (0414) 3724701 / (0426) 9086950. 51 Preguntas Tipo Examen de Admisión 1) Un proceso o reacción química puede ser espontánea a altas temperaturas, si: I) H = negativo y ΔΔS = positivo. II) ΔH = positivo y ΔS = negativo. III) ΔH = positivo y ΔS = positivo. Lo correcto es: A) Sólo I B) Sólo II C) Sólo III 7) ¿Cuál(es) de la(s) siguiente(s) reacción(es) es(son) exotérmicas? I) N2(g) + O2(g) + 43,2 cal 2 NO(g) II) CH4(g) + 2 O2(g) III) C(S) + O2(g) A) Sólo I B) Sólo II D) I y III E) En los 3 es espontánea 2) Asocie a cada término de la columna A una definición de la columna B. 1. Entalpía __ calor necesario para elevar la temperatura de una sustancia 2. Entropía __ indica la espontaneidad de una reacción 3. Energía libre __ describe los cambios térmicos de una reacción (P=cte.) 4. capacidad calorífica __ indica el grado de desorden de un sistema 3) Si la entalpía de los reactantes en una transformación química es menor que la de los productos, entonces la reacción debe ser A) endotérmica. B) exergónicas. C) isotérmica. D) exotérmica. 4) El calor específico para una sustancia indica el(la) A) temperatura a la cual ebulle la sustancia. B) calor liberado en un cambio físico. C) calor necesario para aumentar la temperatura de 1 gramo de sustancia en 1ºC. D) temperatura para transformar 1 gramo de sustancia en 1 mL. E) calor absorbido en un cambio físico. 5) Si la reacción A + B C + D, ocurre apenas A y B se ponen en contacto, liberándose energía en forma de calor, significa que la reacción es: A) isoentálpica. B) endergónica. C) exotérmica. D) isotérmica. E) endotérmica. 6) Una reacción es termodinámicamente espontánea cuando: A) ΔG es menor que cero. B) ΔG es igual a cero. C) ΔH es menor que cero. D) ΔH es igual a cero. E) ΔG y ΔH son iguales a cero. CO2(g) + 2 H2O(l) + 212,8 cal CO2(g) ΔH= -94,0 Kcal C) Sólo III D) I y II E) II y III 8) Termodinámicamente hablando la expresión ΔH = + corresponde a una reacción: A) Endergónica B) Exergónica C) Endotérmica D) Exotérmica E) Catalítica 9) En la reacción: Se puede afirmar que se trata de un proceso: A) Físico B) Exotérmico C) Exergónico D) Endergónico E) Endotérmico 10) En una reacción química reversible, si ésta es endergónica en un sentido, en el otro sentido será: A) Exotérmica B) Exergónica C) Endotérmica D) Irreversible E) Es imposible deducirlo 11) La entalpía de una reacción se define como: A) ΔH productos + ΔH reactantes B) ΔH reactantes - ΔH productos C) ΔH productos - ΔH reactantes D) ΔH productos • ΔH reactantes E) ΔH productos ⁄ ΔH reactantes 12) En el siguiente proceso I. se liberan 98.2 kilocalorías por mol II. se absorben 98.2 kilocalorías por mol. III. se lleva a efecto un cambio químico IV. se produce una condensación. Es (son) correcta (s) A) sólo I B) sólo II C) sólo I y IV D) sólo II y III E) sólo I, III y IV Asesoría Preuniversitaria Dra. Paula Jiménez Contactos: Telf. (0414) 3724701 / (0426) 9086950. 52 CAPITULO XIII QUIMICA ORGANICA Hidrocarburos: Corresponden a compuestos formados sólo por carbono e hidrógeno. Características de los compuestos del carbono Compuestos Compuestos orgánicos inorgánicos Principalmente Formados por la formados por mayoría de los Composición carbono, hidrógeno, elementos de la oxígeno y tabla periódica. nitrógeno. Predomina el Predomina el Enlace enlace covalente. enlace iónico. Soluble en Soluble en solventes no solventes Solubilidad polares como polares como benceno. agua. Conducen la No la conducen Conductividad corriente cuando están eléctrica cuando están disueltos. disueltos. Tienen bajos Tienen altos Puntos de fusión y puntos de fusión o puntos de fusión ebullición. ebullición. o ebullición. Poco estables, se Son muy Estabilidad descomponen estables. fácilmente. Forman Forman estructuras estructuras Estructuras complejas de alto simples de bajo peso molecular. peso molecular. Reacciones casi Velocidad de reacción Reacciones lentas instantáneas Fenómeno muy Es muy raro Isomería común. este fenómeno Geometría molecular El tipo de hibridación determina la geometría molecular la cual se resume en el siguiente cuadro. Característica Geometría molecular tetraédrica. El carbono se encuentra en el centro de un tetraedro y los enlaces se dirigen hacia los vértices. Geometría triangular plana.- El carbono se encuentra en el centro de un triángulo. Se forma un doble enlace y dos enlaces sencillos. El átomo de carbono Siendo el átomo de carbono la base estructural de los compuestos orgánicos, es conveniente señalar algunas de sus características. Geometría lineal.- Se forman dos enlaces sencillos y uno triple. El átomo de carbono forma como máximo cuatro enlaces covalentes compartiendo electrones con otros átomos. Dos carbonos pueden compartir dos, cuatro o seis electrones. Ejemplo: Complete los datos de la tabla de acuerdo a la siguiente estructura: Asesoría Preuniversitaria Dra. Paula Jiménez Contactos: Telf. (0414) 3724701 / (0426) 9086950. 53 Tipo de hibridación Geometría molecular Ángulo Tipo de enlace a) Tetraédrica 109.5° Sencillo b) Tetraédrica 109.5° Sencillo c) Triangular plana 120° Doble Hidrocarburos saturados o parafinas de cadena abierta o cerrada de fórmula CnH2n+2 d) Lineal 180° Triple Pueden suponerse derivados del metano (CH4), por sustitución sucesiva de un H por un grupo CH3- (metilo). e) Triangular plana 120° Doble f) Lineal 180° Triple Hidrocarburos alcanos Cómo se nombran: Se escribe el prefijo que corresponde a su número de carbonos y se le añade la terminación ANO. Los alcanos con tres o más carbonos pueden ser cíclicos, además de lineales, y se nombran como CICLOS ALCANOS. Clasificación de hidrocarburos Hidrocarburos alcanos Hidrocarburos alquenos Hidrocarburos alifáticos Son aquellos en que los átomos de carbono se unen formando una cadena abierta en los extremos libres. –C–C–C– Son saturados si entre carbonos, existen sólo enlaces simples. Hidrocarburos insaturados u olefinas de fórmula general CnH2n. Presentan un “doble enlace” (insaturación -CH = CH-). Cómo se nombran: Se escribe el prefijo que corresponde a su número de carbonos y se le añade la terminación ENO. Son insaturados si entre algunos carbonos, va un enlace doble o triple. Nombre: 2-buteno Hidrocarburos alquinos Hidrocarburos alicíclicos Son hidrocarburos insaturados de fórmula general Son aquellos en que los átomos de carbono forman cadenas cíclicas o anillos. Cn H2n—2. Presentan un “triple enlace” (insaturación -C C-). Pueden ser saturados o insaturados. Asesoría Preuniversitaria Dra. Paula Jiménez Contactos: Telf. (0414) 3724701 / (0426) 9086950. 54 Cómo se nombran: Se escribe el prefijo que corresponde a su número de carbonos y se le añade la terminación INO. Grupos funcionales Nombre: Propino Hidrocarburos alifáticos Alcoholes Son compuestos orgánicos que contienen uno o más grupos hidroxilos (-OH) unidos directamente a átomos de carbono. Se nombran con la terminación -OL. Nombre: 2-metil-1-propanol Éteres Son compuestos en que el oxígeno está directamente ligado a dos radicales. Fórmula general R-O-R´ Se nombran indicando los radicales alfabéticamente seguidos de la palabra éter. Nomenclatura de Hidrocarburos Alifáticos 1° Determinar la presencia de insaturaciones. 2° Ubicar la cadena más larga. Nombre: dimetil éter 3° Numerar la cadena a partir del extremo más cercano a la instauración o al (o los) radical (es) más cercano (s). 4° Los radicales se nombran indicando el número de carbono donde se encuentren. En caso de existir un radical idéntico en un mismo carbono, se indica repitiendo el número de carbono con una coma entre ellos. 5° Finalmente, se nombra la cadena principal, indicando el número de carbono donde se ubica la insaturación (si la hay), seguido del número de carbono que la cadena presenta con la terminación correspondiente al hidrocarburo (ANO, ENO, INO). Aldehídos Son compuestos orgánicos que presentan el grupo carbonilo, , en un carbono terminal. Fórmula general R-CHO Se nombran con la terminación -AL. Ejemplo: Etanal Cetonas Hidrocarburos aromáticos Forman ciclos o anillos, generalmente de seis carbonos, pero tienen enlaces simples que alternan con enlaces dobles. Ejemplo: benceno Son compuestos orgánicos que presentan el grupo carbonilo, , en un carbono secundario. Fórmula general R-CO-R´ Se nombran con la terminación -ONA, o bien nombrando los radicales alfabéticamente seguidos de la palabra cetona. Asesoría Preuniversitaria Dra. Paula Jiménez Contactos: Telf. (0414) 3724701 / (0426) 9086950. 55 Las aminas se mencionan con el nombre del hidrocarburo y la palabra amida. Nombre: 2-butanona y etil-metil-cetona. Ácidos carboxílicos Nombre: propanamida Son compuestos orgánicos que presentan el grupo Isomeros carboxilo, , en un carbono terminal. Fórmula general R-COOH. Se nombran con la palabra ácido, seguido del hidrocarburo con terminación -OICO. Los isómeros son moléculas orgánicas que poseen idéntica formula molecular, pero diferentes propiedades físicas y químicas, debido a la distinta distribución de los átomos en las moléculas. Nombre: ácido propanoico Esteres Los esteres o ésteres pueden considerarse formados por la sustitución del hidrógeno de un grupo carboxilo por una cadena carbonada. Fórmula general R-COO-R´. Se nombran cambiando la terminación –ICO del ácido por – ATO seguido del radical de cadena más corta. RECORDAR PARA EL EXAMEN DE ADMISION Nombre: propanoato de metilo Aminas Derivan del amoniaco por sustitución de hidrógeno por radicales. amoniaco NH3 amina primaria R-NH2 amina secundaria R2-NH amina terciaria R3-N Las aminas se mencionan con los nombres de los radicales y la palabra amina. Ejemplo: etilamina. Amidas Se consideran derivadas de los ácidos orgánicos por sustitución del grupo –OH por NH2 Fórmula general R-CO-NH2. Asesoría Preuniversitaria Dra. Paula Jiménez Contactos: Telf. (0414) 3724701 / (0426) 9086950. 56 Preguntas Tipo Examen de Admisión 8) Escribir el nombre IUPAC, de las siguientes estructuras moleculares 1) Los átomos de carbono pueden adquirir la hibridación: a) sp sp2 b) sp3 c) d)Todas las anteriores 2) Según las normas de la nomenclatura IUPAC, el 2-metil-1-butanol pertenece a la familia de los: a) Alcanos b) Alcoholes d) Ninguna de las anteriores c) Alquenos 3) La familia de los alquenos se caracteriza porque todos sus miembros poseen: a) Un enlace covalente simple carbono carbono b) Un enlace doble carbono carbono c) Un enlace triple carbono carbono d) Un enlace doble carbono oxígeno 9) Identifique y nombre las siguientes estructuras según IUPAC 4) La polaridad de los alcanos con respecto a la del agua es: a) Aproximadamente igual b) Mayor c) Menor d) No se puede medir 5) Los grupos funcionales presentes en la siguiente estructura son: H3C-O-CH2-CH2-OH a) Éter y alcohol b) Alcohol y cetona c) Dos grupos éter d) Dos grupos alcohol 6) ¿Qué relación guardan entre sí el ácido R-2-amino propanoico con el ácido S-2-amino propanoico? a) Son la misma molécula b) Son diasteroisómeros c) Son enantiómeros d) Son isómeros de posición 7) ¿Cuáles son los grupos funcionales presentes en la siguiente molécula? a) ácido carboxílico; éster; aldehído b) éster; alcohol; cetona c) éter; ácido carboxílico; alcohol d) éster; eter; cetona 10) En la cadena A se menciona una función orgánica y en la columna B un ejemplo particular de esa función Columna A Columna B 1. ácido carboxílico ( ) CH3 – CO – CH3 2. cetona 3. éter ( ) CH3 – O – CH3 ( ) HCOOH 11) ¿Cuál(es) de las funciones orgánicas siguientes NO se encuentra(n) presentes en la estructura? I. alcohol II. Éster III. fenol a) Sólo I b) Sólo II c) I y II d) II y III e) I, II y III Asesoría Preuniversitaria Dra. Paula Jiménez Contactos: Telf. (0414) 3724701 / (0426) 9086950. 57 12) La epinefrina, también conocida como adrenalina, es secretada por las glándulas suprarrenales y una pequeñísima cantidad causa un notable aumento en la presión arterial. La(s) función(es) orgánica(s) que se observa(n) en la estructura de la epinefrina es (son) I) alcohol II) amina III) amida A) Sólo I B) Sólo II C) Sólo III D) I y II E) I y III 13) Los compuestos I, II y III son respectivamente I II III A) amina alcohol éster. B) cetona ácido alcohol. C) aldehído éter alcohol. D) amida aldehído éter. E) alcohol éter fenol 14) La fórmula resumida C4H8 puede referirse a un: I. alcano. II. alqueno. A) Sólo I B) Sólo II III. cicloalcano. C) Sólo III D) II y III E) I, II y III 15) De acuerdo con las funciones que presenta el compuesto de fórmula H2N-CH2-COOH, debe tratarse de un: A) Amino-ácido B) Ceto-amino C) Aldo- amino D) Amino-éster E) Amido-ácido 16) Indique la relación incorrecta entre función y estructura: A) Alcohol CH3 – CH2OH B) Amida CH3 – CONH2 C) Cetona CH3 – O – CH3 D) Éster CH3 – COO – CH3 E) Ácido carboxílico CH3 – COOH 17) Asociando la fórmula molecular de la primera columna con el tipo de hidrocarburo de la segunda columna. (1) Cn H2n + 2 ( ) alqueno (2) Cn H2n ( ) alcano (3) Cn H2n - 2 ( ) alcadieno ( ) alquino ( ) cicloalcano La secuencia correcta de la segunda columna, de arriba hacia abajo es A) 1 - 2 - 3 - 2 - 2 B) 2 - 1 - 2 - 2 - 3 C) 2 - 1 - 3 - 3 – 2 D) 3 - 1 - 2 - 2 - 3 E) 1 - 3 - 3 - 2 – 2 18) ¿Cuál(es) de las siguientes afirmaciones es(son) verdadera(s) con respecto a los siguientes compuestos? I. Ellos son isómeros II. Ellos son alcanos III. Ellos son saturados A) Sólo II B) Sólo III C) Sólo I y II D) Sólo II y III E) I, II y III Asesoría Preuniversitaria Dra. Paula Jiménez Contactos: Telf. (0414) 3724701 / (0426) 9086950. 58
