Tomo 1

CENTRO DE EXTENSIÓN EDUCATIVA
SISTEMAS DE UNIDADES
Sistema Internacional de unidades (SI) Nombre
adoptado por la XI Conferencia General de Pesas
y Medidas (celebrada en París en 1960) para un
sistema universal, unificado y coherente de
unidades de medida, basado en el sistema mks
(metro-kilogramo-segundo).
PREFIJOS USADOS
INTERNACIONALMENTE
Útil para no escribir los números con muchos
ceros
Unidades básicas del SI
MAGNITUD
NOMBRE
Masa
kilogramo
SÌMBOLO
POTENCIAS
POSITIVAS
POTENCIAS
NEGATIVAS
(Múltiplos de diez)
(Submúltiplos de diez)
Prefijo Símbolo
Factor
Prefijo Símbolo
Factor
Kg.
Longitud
metro
m
Deca
(da)
101
deci
Tiempo
segundo
s
Hecto
(H)
102
centi (c) 10-2 mili
A
(K)
103
10-3 micro
amperio
Kilo
(m)
Intensidad de
corriente eléctrica
Mega
(M)
106
(u)
10-6 nano (n)
Miria
(ma)
Giga
(G)
109
Tera
(T)
1012
Peta
(P)
1015
Exa
(E)
1018
Temperatura
termodinámica
Intensidad luminosa
Cantidad de sustancia
kelvin
candela
mol
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K
cd
104
(d) 10-1
10-9 pico
(p)
10-12 femto
(f)
10-15 atto
(a)
10-18
mol
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III. VOLUMEN:
1 L = 103 cm3 = 103 ml = 10-3 m3 = 1dm3 = 1,056
TABLA DE CONVERSIONES Y
EQUIVALENCIAS
cuartos = 0,264 galones
I. LONGITUD:
1 m3 = 1000 L = 1000 dm3 = 106 cm3 = 35,3 pie3
1 m = 100 cm = 1000 mm = 106 µ (micras) = 1010
= 264 galones
Å = 39, 37 pulg.
1 cuarto = 946,5 Ml = 2 pintas = 0,947 L.
1 pulg = 0, 0254 m = 2, 54 cm
1 pie3 = 28,32 L = 0,0283 m3 = 7,48 gal USA
1 Km = 1000 m = 0.622 millas
1 onz (líquida) = 29,57 ml
1 Angstrom (Å) = 10-8cm = 10-10 m
1 pulg3 = 1,639 * 10-5 m3 =16,4 cm3 = 5,79 * 10-4
1 pie = 30,48 cm. = 12 pulg. = 0,3048 m
pie3
1 yarda (yd) = 3 pie = 36 pulg. = 0,9144 m
1 galón USA = 3,785 L = 4 cuartos = 231 pulg3
1 milla terrestre=1609 m=5280pies=1,609 Km.
1 galón (Ingles) = 4,586 L
1 milla marina = 1853 m
1 barril = 42 botellas
1 cm. = 0,3937 pulg. =10-2 m
IV. TIEMPO:
1 mm =10-3m
1 año = 365 días = 8,76 *103 h =
1 año luz = 9,46 * 1015 m
5,26 * 105 min. = 3,16 * 107 s
1 vara = 83,6 cm.
1 día = 24 h = 1440 min = 86400 s
1 braza = 6 pie
1 h = 60 min = 3600 s
1 legua Terrestre = 4 444 m = 4,4 Km.
1 min = 60 s
II. MASA: Cantidad de materia
V. FUERZA Y PESO:
1 g = 0,0353 onz = 6,85 * 10-5slug
1 Kg. –f = 1000 g –f = 9,8 N = 1 Kp
1 Kg = 2,205 lb = 1000g = 6,85 * 10-2 slug
1 g –f = 981 dinas
1 Tn = 1000 Kg = 2205 lb
1 N = 105 Dinas = 0,225 lb. =
1 onz = 28,35 g
0,102 kilopondios (Kp) = 1kg m /s2
1 Lb = 453,6 g = 0,4536 Kg = 16 onz
1 Kp = 9,81 * 105 Dinas = 9,81 N
1 grano = 64,799 mg
1 Dina = 1 g.cm./ s2 = 10-5 N = 2,25 * 10-6 lb
1 UTM = 9,81 * 103 g = 9,81 Kg.
1 Quintal = 4 arrobas (@)1 @ = 25 lb
1 lb. –f = 4,45 N
4
1 slug = 32,2 lb = 1,46 * 10 g = 14,6 Kg
Peso: Masa x la gravedad
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VI. ENERGÍA
QUÍMICA
FORMULAS DE CONVERSIÓN
1J = 107 erg
ºC
= º F − 32 = K − 273 = R − 492
100
180
100
180
1cal = 4,184x107erg
1BTU = 252cal
1e.v = 1,6x10-12 erg
Simplificando se tiene:
Mev = 106 e.v Kcal
º C º F − 32 K − 273 R − 492
=
=
=
5
9
5
9
= 3,97 BTU
Megatón = 106 TON
Despejando tenemos:
Donde:
J
=
Joule
erg
=
cal
= caloría
e.v
=
°C =
ergio
R =
electrón voltio
5
(°F − 32)
9
9
°C + 492
5
°F = 9 °C + 32
5
K = °C + 273
Kcal = kilo caloría
Mev = Megaelectrón voltio
R = °F + 460
VII. POTENCIA
Watt = Jouse/s
Donde:
CONVERSIÓN DE UNIDADES
3
KW = 10 Watt =1,34Hp W = watt
Hp = 746Watt
Hp = Horse power
Cv = 736 Watt
c.v. = caballo de vapor
Método de Factor de Conversión
Un factor de conversión es una relación entre dos
cantidades equivalentes, esta relación siempre es
igual
a
la
unidad,
por
ejemplo:
TEMPERATURA
1Kg
=1
1000 g
Se puede medir la temperatura en función del
efecto que su cambio produce en alguna otra
propiedad medible, como por ejemplo el aumento
de longitud en un metal que se dilata.
12 pu lg
=1
1 pie
ESCALAS TERMOMÈTRICAS
a)
Escalas Relativas (°C y °F)
b)
Escalas Absolutas (K y R)
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1000 g
=1
1Kg
1 pie
=1
12 pu lg
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QUÍMICA
CONVERSION DE UNIDADES
(9) Convertir 0,4 leguas terrestres a milímetros
NIVEL I
a)
b)
c)
d)
(1) Convertir 4 pulg. a cm.
a) 9,16 cm.
d) 6.28 cm.
b) 8,14 cm. c) 10,16 cm.
e) 6,91cm
(10) Convertir 3m3 a galón U.S.A.
(2) Convertir 20 pies/s a pulg./h
5
a) 8,64 x 10 pulg./h
c) 8,64 pulg./h
e) 86,4 x 103 pulg./h
a)
b)
c)
d)
2
b) 864 x 10 pulg./h
d) 8,64 x 103 pulg/h
b) 12 pie
a)
b)
c)
d)
c) 2 pie3
e) 20 pie2
(4) Convertir 0,3g/cm3 a Lb/pie3
a) 1,87 Lb/pie3
c) 87 Lb/pie3
e) 18,7 Lb/pie3
a)
b)
c)
d)
e)
b) 254 x 109Aº
d) 25,4 x 108Aº
a) 320,8
d) 321,8
b) 437 743,2 m
d) 437648 m
60 pulg., 1,524x1010 Aº
60 pulg., 1524x1010 Aº
60pulg, 1,524x1010 Aº
60 pulg., 152,4x1010 Aº
b) 328,1
(14) Convertir 108 Km/h a m/s
a) 3
b) 30
d) 3,3
(7) Convertir 50 Kg a onza
a) 16 075,4 onza
c) 160,754 onza
e) N.A
1,524mm,
1,524mm,
1524mm,
15,24mm,
N.A
(13) Calcular el número de metros que hay en
0,200 millas
(6) Convertir 272 millas terrestres a metros
a) 43 774,32 m
c) 4 377,432 m
e) N.A
2,50 micra
50,0 micra
500,00 micra
5 000,0 micra
(12) Convertir 5 pies a milímetros, a pulgadas y
agnstroms (Aº)
b) 18,7 Lb/pie2
d) 0,187 Lb/pie3
(5) Convertir
Convertir 10
10 pulgadas
pulgadas aa Angstroms.
Angstroms
(5)
a) 25,4 x 109Aº
c) 2,54 x 108Aº
e) 2,54 x 109Aº
11 355 galón U.S.A.
11 355 galón U.S.A.
792,60 galón U.S.A.
792,518 galón U.S.A.
(11) Convertir 1/2 cm a micra
(3) Convertir 288 pulg2 a pies2
a) 12pie2
d) 2pie2
1,7776 x 104 mm
1,7776 x 106 mm
1,7776 x 108 mm
1,7776 x 107 mm
b) 1 607,54 onza
d) 1763,668 onza
c) 312,8
e) N.A
c) 33
e) 330
(15) Convertir 100 Aº a pulgadas
a) 39,4x10-7
d) 34,9x10-8
b) 38,4x10-8
c) 39,0x10-8
e) 3,94x10-7
(8) Convertir 25,25 Km. a m
a) 252,5 m
c) 25 250,0 m
e) N.A
(16) Convertir 2000000 picómetros a decámetros
b) 2 525,0 m
d) 252 500,0 m
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a) 2x10-7
d) 1x10-20
136
b) 2x1019
c) 2x1017
e) N.A
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(17) ¿Cuántos attolitros de pintura se
para llenar la mitad de un cubo de
arista?
a) 0,004
b) 0,0004
c)
d) 0,00004
e)
requiere
20 Aº de
TEMPERATURA
0,04
N.A
(1) Convertir 10ºC a K
a) 363
d) 423
(18) Convertir 0,025 litros (L) a mililitros (mL)
a) 25mL
d) 2,5
e) N.A
a) 48
d) 50
-5
(19) Convertir 4x10 cm. a angstron (Aº)
(3)
b) 40 c) 400
(4)
pulg2
a) 10
d) 4
0,22 x .
Km . lb
e) 5,47x10
b) 572
c) 692
e) 762
Convertir 41 ºF a K
b) 276
c) 267
e) 278
(5) Una solución acuosa de sal (NaCl) congela a
14ºF. Calcular el punto de congelación de la
solución en ºC (Celsius) y en K (Kelvin)
+ 264
m . Kg
b) 12
c) 52
e) N.A
Convertir 373 K a R
a) 287
d) 288
(20) Determine el valor de “X” en la siguiente
x =
b) 54
a) 672
d) 722
e) N.A
NIVEL II
pie2
c) 383
e) 283k
(2) Convertir 283 K a ºF
b) 2500c) 250
a) 4 Aº
d) 4000
b) 353
ºC
c) 6
e) 14
ºC
K
-10
273
10
273
15
253
a.
3
b.
K
d.
-15 303
e.
-10 263
c.
CLAVE
1
2
3
4
5
6
7
c
a
d
e
e
d
d
8
9
10
11
12
13
14
c
b
c
d
c
d
b
15
16
17
18
19
20
(6) La temperatura más alta registrada según
SENAMHI en el mes de febrero fue 30ºC,
expresar dicha temperatura en F, K y R.
e
a
d
a
d
c
a) 303,
b) 86,
c) 86,
d) 86,
e) 546,
86, 546
303, 46
303, 46
303, 546
303, 86
CLAVE
1
2
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137
c
d
3
4
a
e
5
6
e
d
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TAREA DOMICILIARIA
RESOLVER:
PROBLEMAS DE DENSIDAD
NIVEL I
(1) La densidad del calcio es 1,54 g/cm3. ¿Cuál
será la masa de 10 cm3 de calcio?
(1) 25ºC a K, ºF
Rpta: …………..
a) 15,4 g
(2) 25ºF a ºC, R
b) 1,54 g
d) 0,154 g
c) 154g
e) 145 g
Rpta: …………..
(2) Si la densidad del cobre a 20ºC es 8,933
un
sol3 ¿Cuál
a 20ºCesyelque
pesa 20g?
g/cm
volumen
de una moneda de
(3) 36
K a…………..
ºC, ºF
Rpta:
(4) 50 R a ºC, ºF
a) 2,239 cm3
b) 2,242 cm3
3
d) 22,39 cm3
c) 223,8 cm
Rpta: …………..
e) 2239 cm3
(5) 75ºC a ºF, K
(3) ¿Qué volumen ocupará 3000 g de Hg. La
densidad del Hg. es = 13,6 gr./ml?
Rpta: …………..
a) 21,2 ml
b) 22,1 ml
c) 23,1 ml
d) 220,59 ml
e) 221ml
(4) Calcular la densidad de un cuerpo que pesa
420 g y tiene un volumen de 52 cc
(6) 95ºF a R, ºC
Rpta: …………..
(7) 105 K a ºF, ºC
Rpta: …………..
a) 81 g/cc
(8) 115 R a ºF, K
d) 8,07 g/cc
Rpta: …………..
Es la relación de masa y volumen de un objeto.
Que se define como la masa por unidad de
volumen
a) 36,76 ml
e) 8,769/cc
b) 83,6 ml
d) 68,3ml
Unidades:
c) 36,1 ml
e) N.A
(6) ¿Qué masa de glicerina de densidad 1,25
g/cm3, entraran en un matraz de 125mL?
g
g kg
lb
=
= =
cm 3 ml l pie 3
a) 156,25 g
d) 15,625 mL
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c) 8,1 g/cc
(5) ¿Cuántos militros hay en 500g de Mercurio,
sabiendo que su densidad es de 13,6g/ml?
DENSIDAD
masa
D=
volumen
b) 1,8 g/cc
138
b) 156,25 mL
c) 100 g
e) N.A
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(7) Calcule la densidad del gas dióxido de
carbono, sabiendo que 450mL. Tiene la masa
de 0,891g
a) 1,908 g/L
b) 1, 89 g/L
d) 1, 98 g/mL
(13) ¿Cuál es la densidad del corcho, si un cubo
de 1,5cm de lado tiene la masa de 1g?
c) 1, 98 g/L
a) 0,29 g
e) N.A
d) 1,4g
(8) El ácido nítrico tiene una densidad de 0,76
g/cm3. si se tiene una masa de 200 000 g ¿Qué
volumen en L estarán ocupando?.
c) 0,29 g/mL
e) N.A
(14) Un frasco vacío pesa 30g, si lo llenamos
hasta la mitad con agua pesará 80g. Si lo
llenamos totalmente con alcohol pesará 110g.
¿Cuál es la densidad del alcohol? (en g/cc).
a) 152 000 mL
a) 0,6
b) 263 157,89 L
b) 0,8
c) 0,9
d) 0,65
c) 263,157 L
e) N.A
(9) El aluminio tiene una densidad de 2,71 g/cm3
¿Cuántas libras pesaran 3 pies cúbicos de
aluminio? (usar factores de conversión).
b)
402lb.
d) 408lb
c)
508lb
e)
N.A
b) 195, 65 mL
c) 169, 65 mL
d) 19565 Ml
a) 1,2 x 105 g
b) 1,28 x 10-5 g
c) 5 x 10-6 g
d) 5 x 10-3 g
e) 1,28 x 10-4 g
(16) Calcular la densidad de Hidròxido de
amonio (NH4OH) que pesa 600 g. y tiene un
volumen de 1200 cc.
(10) Una solución de ácido sulfúrico tiene una
densidad de 1,84 g/ml. ¿Qué volumen de
solución ocuparan 360g de ácido?
a) 159, 65 g
e) 0,296
(15) Una soluciòn de Acido nìtrico(HNO3) tiene
una densidad de 0.80 g/cm3. Si ocupa un
volumen de 160 L. ¿Cuàl serà la masa de
dicha soluciòn?
d) 264 157,89 L
a) 206 lb.
b) 1,4L
a) 5 g./cc.
b) 0.5 g./cc.
c) 50 g./cc
d) 2 g./cc.
e) 72 g./cc.
(17) Calcular el volumen en litros de una
soluciòn de H2SO4 que tiene una densidad de
1.8 g./mL y una masa de 1800 g.
(11) El vino tiene una densidad de 0,89g/mL.
¿Qué volumen ocuparan 1,5Kg?
a) 1,68 L
b) 1685,39 L
a) 10 L
b) 100 L
c) 1,335 g
d) 13,35 g
c) 1000 L
d) 1 L
NIVEL II
e) N.A.
(12) Calcular el volumen aproximado en pulgadas
cúbicas de 50 onzas de cierta sustancia cuya
densidad absoluta es 1,5 g/cc
a) 57,62
b) 68,38
d) 46,54
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CLAVE
1
2
3
4
5
c) 68,18
e) 97,97
139
a
a
d
d
a
6
7
8
9
10
a
c
c
c
b
11
12
13
14
15
a
a
c
b
a
16
17
b
d
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QUÍMICA
MATERIA
CONCEPTO:
Es todo aquello que ocupa un lugar en el espacio,
se caracteriza por tener masa y perceptible por los
sentidos.
II. PROPIEDADES ESPECÍFICAS
(O INTENSIVAS)
Son aquellas que no dependen de la masa.
Son inherentes a todo tipo de sustancia,
permitiendo distinguir una de otra de manera
definida.
Según los conceptos modernos se define la
materia, como la energía altamente condensada, ya
que toda transformación
de materia es
proporcional a una transformación de energía y
viceversa.
PROPIEDADES DE LA MATERIA
2.1
DUREZA
Propiedad de resistencia a ser rayada
2.2
DENSIDAD
Definida como masa por unidad de
volumen, nos permite identificar y
determinar si una sustancia es pura.
2.3
MALEABILIDAD
Facilidad con que un cuerpo puede
convertirse en láminas, es exclusivo para
sólidos.
2.4
DUCTIBILIDAD
Facilidad con que un cuerpo puede
convertirse en hilos, es exclusivo para
sólidos.
2.5
TENACIDAD
Es la resistencia a ser roto.
2.6
ELASTICIDAD
Propiedad que tienen algunos cuerpos de
cambiar su forma cuando se aplica una
acción y de recuperarla cuando esta es
retirada.
2.7
EXPANSIBILIDAD
Propiedad de incrementar el volumen
por efecto de un incremento de
temperatura. Es exclusivo para gases.
I. PROPIEDADES GENERALES
(O EXTENSIVAS)
Son aquellas cualidades que dependen de la
masa, éstas son:
1.1 EXTENSIÓN
Propiedad de ocupar
volumen.
cierto espacio o
1.2 INERCIA
Propiedad de conservar el estado de reposo
o movimiento que posee.
1.3 IMPENETRABILIDAD
El espacio ocupado por un cuerpo no
puede ser ocupado por otro al mismo
tiempo.
1.4 DIVISIBILIDAD
Propiedad de la materia de dividirse en
partes, según sea el tipo de proceso.
1.5 GRAVEDAD
Propiedad de ser atraído por otro cuerpo.
1.6 INDESTRUCTIBILIDAD
La materia no se crea ni se destruye, solo
se transforma.
1.7 POROCIDAD: Toda materia tiene espacios
intermoleculares, llamados “poros”
CENTRO DE EXTENSIÓN EDUCATIVA
140
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2.8 COMPRESIBILIDAD
Propiedad de tener poca resistencia a la
reducción de volumen. Es exclusivo para
gases.
COLOR
Tiene relación con la interacción de la
radiación electromagnética con la
materia y también depende de los
constituyentes y su ordenamiento.
2.10 CONDUCTIBILIDAD ELÈCTRICA Y
TÈRMICA
La primera es la capacidad de los
cuerpos que permite el paso de la
corriente eléctrica a través de sí mismo y
la segunda es la propiedad física de la
materia que mide la capacidad de
conducción de calor.
QUÍMICA
(2) REPULSION.-“R”:es la separación molecular
en los cuerpos.
Intervienen la TEMPERATURA Y PRESIÒN
2.9
Estado
Forma
Volumen
C vs R
A)Sólido
Definido
Definido
C >> R
B)Líquido
Variable
Definido
C=R
C)Gaseoso
Variable
Variable
C << R
D) Estado plasmático.-Conocido como el cuarto
estado de la materia. Se caracteriza por tener
una masa gaseosa cargada eléctricamente
(ionizada). Se halla en estado natural en los
medios estelares o interestelares.
FENÓMENOS FISICO, QUÍMICO Y
ALOTRÓPICO
I.
CAMBIO DE ESTADO DE LA MATERIA
DE ACUERDO A SU AGREGACIÒN
MOLECULAR
FENÓMENO
Es cualquier cambio que sufre la materia
1.1 FENÓMENO FISICO
Es un cambio que no altera la estructura
interna de la materia. Por ejemplo las
dilataciones; la trituración, la molienda con
maquinas, mezcla en general.
La Materia cambia de un estado a otro por efecto
de la temperatura y presión. Ya sea aumentando o
disminuyendo
la
energía
calorífica
1.2 FENÓMENO QUÍMICO
Es el cambio que altera la estructura interna
de la materia; no es reversible
1.3 FENÓMENO ALOTRÒPICO
Aquel que se presenta en un elemento
químico cuya materia presenta algunas
propiedades físico-químicas diferentes. Ej.
El carbono en forma de grafito y en forma
de diamante.
ESTADOS DE LA MATERIA
Los estados de la materia están sujetos a dos
fuerzas:
(1) COHESION “C”: es la atracción molecular en
los cuerpos.
CENTRO DE EXTENSIÓN EDUCATIVA
141
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QUÍMICA
CLASES DE MATERIA
b)
La materia puede ser homogénea y heterogénea
Sustancia
Son especies químicas definidas
por sus
propiedades físicas y químicas y se divide en:
MATERIA
• Sustancia simple (elemento químico)
• Sustancia compuesta (compuesto)
•
MEZCLA
SUSTANCIA
SIMPLE
Sustancia simple
Conformada por una sola clase de átomos
definidos por sus propiedades físicas y
químicas.
COMPUESTA
O ELEMENTO
HOMOGENEA
•
Sustancia compuesta

Formada por una sola clase de moléculas, en
este caso moléculas formadas por átomos
diferentes. También se encuentra definida por
sus propiedades físicas y químicas.
NOTA 1: De acuerdo al número de elementos
que constituye la molécula, el compuesto
puede ser binario, ternario, cuaternario, etc.
Según sean dos, tres o cuatro elementos
respectivamente.

NOTA 2: De acuerdo al número de átomos
HETEROG.
METALES
SUSPENSIONES
COLOIDES
GASES NOBLES
SOLUCIONES
diatómicas, triatómicas, etc. Según sea el
número de átomos que tengan.
INORGÁNICAS
ORGÁNICAS
Notación de
I. MATERIA HOMOGÉNEA
la molécula
Es aquella que presenta un solo aspecto en toda
su masa y posee las mismas propiedades físicas
y químicas en cualquier punto.
Se divide en:
Elementos
Que lo
constituyen
Tipo de
compuesto
Tipo de
molécula
NiO
a) Mezcla homogénea
SO3
b) Mezcla heterogénea
a)
Mezcla Homogénea o Fase (Homogénea)
Es la unión de dos o más componentes,
donde sólo se aprecia un solo aspecto en
cada punto, no se pueden diferenciar de sus
componentes,
a
simple
vista.
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142
P4
H3PO4
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II. MATERIA HETEROGÉNEA
Es la materia en la cual se pueden apreciar
porciones que se diferencian de otras por las
propiedades características
QUÍMICA
De acuerdo al número de fases un sistema se
puede clasificar en:
Denominación
SISTEMAS Y FASES
(1) SISTEMA
Es la porción de la materia que es de interés
o es el cuerpo en estudio.
Lo que rodea al sistema se llama ambiente,
el material que separa
el sistema del
ambiente se llama pared
Número Fases
Monofásico
1
Difásico
2
Trifásico
3
PROBLEMAS I
(1) Señale
qué
propiedad
de
la
materia
corresponde:
Ambiente
Interfase
a.
El acero es difícil de
romper
b.
El cobre en hilos se utiliza
en los cables telefónicos
c.
El aluminio se vende en
láminas para fabricar
utensilios
Fase
A
Fase
B
Pared
SISTEMA
d.
(2) FASE
Es la masa homogénea en un sistema y
separada por superficies físicas bien
definidas llamadas interfases.
COMPONENTES DE UN SISTEMA
Es el número de sustancias diferentes del cual está
constituido un sistema.
e.
f.
g.
De acuerdo al número de componentes, un
sistema se puede clasificar en:
Denominación
Número Componentes
Unitario
1
Binario
2
Ternario
3
•
•
Al rayar dos cuerpos uno
ofrece mayor resistencia
Cuando un automóvil se
choca con otro
Cuando por un descuido
Al
una librerialos
delincendiarse
chofer se ocasionan
choques
Al destrozar un vidrio de
2x2m, este estalla en mil
pedazos
(2) Reconoce donde hay cambio Químico o
cambio físico y luego fundamenta:
a) Cuando una cantidad determinada
perfume se reduce en su volumen.
de
b) Cuando se pone el vidrio frente al calor y
éste estalla en mil pedazos.
c) Cuando se quema el gas propano.
CENTRO DE EXTENSIÓN EDUCATIVA
143
143
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d) Cuando se quema un pedazo de papel y se
produce humo.
QUÍMICA
(7) De las siguientes afirmaciones, ¿Cuáles son
verdaderas?
I. Los compuestos están formados por una
sola clase de átomos.
e) En la digestión de los alimentos.
f) Cuando
el hielo seco es expuesto al
ambiente, se sublima.
II. Un compuesto tiene una composición
constante y definida.
(3) Identifique Los siguientes cambios como
cambio físico (F) o cambio químico (Q):
III. Una mezcla puede ser separada por
métodos físicos.
I. Oxidación del hierro.
a) Sólo I
II. Fusión del hielo.
d) II y III
III. Combustión de la gasolina.
b) Sólo II
c) Sólo III
e) I y II
(8)
¿Qué es un compuesto?
(9)
¿Qué diferencia
combinación?
IV.Sublimación del hielo seco.
V. Corrosión de una barra metálica.
VI. Cuando un diamante se rompe en varios
pedazos.
VII. Pulverización de un terrón de azúcar.
existe entre mezcla y
(10) Qué diferencia hay entre un compuesto y
una mezcla?
(11) Completa el siguiente cuadro:
a)
b)
c)
d)
e)
H2S
NiO
N2O
Mn2O7
(6) Clasificar las siguientes mezclas
homogéneas o heterogéneas:
H4N2I10
HNCl6
como
H4Fe(CN)6
Petróleo y agua.
Aceite y vinagre doméstico.
Azúcar totalmente disuelta en agua.
Agua y alcohol.
Aire.
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Tipo de
molécula
LiAlH4
Misma – químicos
Nueva - químicos
Combinación – químicos
Misma – físicos
Nueva – efímeros
(5) ¿Qué diferencia existe entre cambios físicos y
cambios químicos?
a)
b)
c)
d)
e)
compuesto
(4) Un cambio físico tiene como resultado
una..............................clase de sustancias, la
oxidación del hierro, la combustión del papel,
todas ellas son cambios. ...................
Tipo de
e) FFQFQFF
Elementos
Que lo
constituyen
d) QFQFQFQ
la molécula
b) QFQFQFF c) FFFFQFF
Notación de
a) QFFFQFF
N3H
144
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(12) En cuál de las siguientes relaciones de
cuerpos, son todas sustancias:
Número de
fases
QUÍMICA
Número de
componentes
Sistema
a) Azúcar de mesa-agua de caño-latón
b) Agua destilada- tinta-hielo
c) Papel-agua regia (HCl + HNO3)-ácido
(15) Para el siguiente gráfico (Sistema Cerrado)
muriático
d) Acero-bronce-oxígeno
e) Hielo-Antimonio-estaño
(13)
Aceite
Una disolución contiene una disolución
saturada de sal y varios cristales de éstos,
marque la afirmación incorrecta sobre lo
descrito:
Alcohol
Aceite
a) Existen dos fases en el sistema.
b) Una de las fases es una mezcla.
Arena
Alcohol
c) El sistema es un sistema binario y
difásico.
Indicar:
d) El sistema es ternario y difásico.
e) El número de fases es igual al número de
componentes.
Número de
Número de
fases
componentes
Sistema
(14) Para el siguiente gráfico
(16) Al mezclar las siguientes sustancias: agua,
alcohol etílico, aceite, mercurio, cuántas fases
existen:
Aire
a) 0
d) 3
b) 1
c) 2
e) 4
Aceite
(17) En un sistema trifásico, puedo afirmar que:
a) Existen tres sistemas diferentes en el
sistema.
b) Una de las fases es mezcla
c) Existen tres mezclas
d) Cada una de las tres fases es homogénea
e) No se puede decir nada
Agua
Indicar:
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145
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(18) En las siguientes afirmaciones marcar con
“V” si es verdadera y con “F” si es falsa:
a) Un elemento está constituido siempre
por átomos iguales en masa y carga
nuclear.......................................... ( )
QUÍMICA
PROBLEMAS II
(1) El estado físico de los cuerpos depende
a) Fuerza de cohesión y de repulsión
molecular
b) Agua más alcohol etílico forman un
sistema binario difásico................. ( )
b) Tamaño de los espacios intermoleculares
c) Todo
compuesto
Químico
es
sustancia........................................ ( )
c) Cantidad de calor aplicado al cuerpo
d) Toda sustancia es compuesto
químico........................................ ( )
e) Ninguna de las anteriores
e) Mezclando aceite y vinagre obtenemos
un sistema de dos fases………...... ( )
d) Todas las anteriores
(2) Un mineral tiende a cristalizar el :
a) Ponerse transparente
f) Viscosidad es una propiedad de los
fluidos........................................... ( )
b) Asemejarse al vidrio
g) Todas las sustancias están constituidas
de moléculas................................. ( )
d) Calentarlo lentamente
h) El aire que contiene un salón de clases
es un sistema homogéneo…….…. ( )
c) Pasar del estado sólido al liquido
e) Adoptar una forma geométrica
(3) Son moléculas biatómicas :
a) He2 , Ne y Ar
i) Mezclando aceite y agua y chicha
morada obtenemos un sistema de dos
fases............................................. ( )
b) O2, N2 y Br2
c) H2, Cl2 y Na
d) Cu, K y Na
j) Todas
las
moléculas
están
constituidas de sustancias………. ( )
e) H2 , Fe y C
(4) Qué elemento se encuentra acompañado de
su símbolo correcto
CLAVE
3
b
4
a
7
d
a) Selenio (Ce)
c) Astato (As)
e) Plata (Pt)
16 d
b) Bismuto (Bi )
d) Cinc
( Sn )
(5) Se les llama SUSTANCIA PURA.
a)
b)
c)
d)
A aquellas que presentan dos o más fases
A las mezclas homogéneas.
A la porción de materia de una mezcla.
A aquellas de composición uniforme en
toda su extensión
e) NA.
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146
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QUÍMICA
(6) Señalar mezcla homogénea
a) Aire
b) Petróleo
d) Gasolina
c) Agua de mar
e) Todas
(7) Señalar la relación incorrecta.
a)
b)
c)
d)
e)
Aire
Petróleo
Agua del mar
Aceite con agua
Gasolina
:Mezcla homogénea
:Mezcla homogénea
:Mezcla homogénea
:Mezcla homogénea
:Mezcla homogénea
(8) Señalar una mezcla heterogénea
a)
b)
c)
d)
e)
Aceite con agua
Agua en mercurio
Arena y piedra Chancada
Aire
a, b, c
(9) Marque verdadero (V) o falso (F)
(
)
Todo compuesto químico es una
sustancia
( ) Toda sustancia es compuesto químico
( ) El aire que contiene un salón de
clases es un sistema homogéneo
( ) Acero, bronce, y estaño son mezclas.
a) VFVV
d) FFVF
b) VVFF
c) VFFF
e) VFVF
(10) Indique la relación incorrecta:
a) Mezcla
: agua salada
b) Sustancia simple
: mercurio
c) Compuesto
: ácido sulfúrico
d) Combinación
: aleación
e) Mezcla
: agua y aceite
CLAVE
1
2
a
e
3
4
b
b
5
6
d
a
7
8
d
e
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9
10
a
d
147
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QUÍMICA
ENERGÍA
I. CONCEPTO:
LEY DE LA CONSERVACIÓN DE
LA ENERGÍA
Se define como la capacidad de realizar
trabajo o transferir calor.
Se conocen diversas formas de energía las que
incluyen energía mecánica, calorífica, y
luminosa. Los vegetales por Ej. Utilizan la
energía luminosa del sol para su crecimiento.
Experimentalmente se ha demostrado que
toda la energía que interviene en algún
cambio físico o químico, aparece en
alguna otra forma después del cambio,
luego:
II. TIPOS DE ENERGIA
“La energía no se crea ni se destruye
sólo se transforma”
(Meyer-Joule)
Dos son los tipos de energía:
a) La energía cinética, que se debe a la
capacidad de movimiento de los cuerpos
y
b) La energía potencial, que es la que posee
un cuerpo debido a su posición o
composición.
LEY DE CONSERVACION DE LA
MATERIA Y ENERGIA
En química se estudia la energía, debido a que
todos los procesos químicos están acompañados de
transferencia de energía; estos se denominan
exotérmicos si durante el mismo el sistema cede
energía hacia el medio circundante; y
endotérmico, si absorbe energía.
“La materia y tu Energía en el Universo
pueden transformarse mutuamente; pero
la suma total de ambos permanece
constante, es decir no puede aumentar ni
disminuir”
(Albert Einstein)
III. LEYES DE CONSERVACIÒN

LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA
MATERIA
NOTA ACLARATORIA:
A través de experimentos nucleares es
probable convertir materia en energía, donde
pequeñas masas se transforman en energía
radiante. Así con un gramo de materia puede
obtener energía para alumbrar un foco de 100
V durante 40 000 años.
“No hay cambio observable en la cantidad
de materia durante una reacción química
ordinaria.”
(Lavoisier)
La relación entre materia y energía fue
establecida por Albert Einstein en 1905
mediante
la
siguiente
ecuación:
CENTRO DE EXTENSIÓN EDUCATIVA
148
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E = mc
QUÍMICA
a) 49 g
d) 1 g
2
c) 2 g
e) 45 g.
(5) Un elemento “Q” radioactivo tiene una
masa de 120 kg y al desintegrarse parte de él
libera
2,7 EJ de energía. ¿Qué porcentaje del
elemento “Q” no se desintegró?
Donde:
E
= Energía obtenida (en ergios o Joule)
c
b) 48 g
= Velocidad de la luz en el vacío
c
= 3,0 x 105 Km. / s ó 3.108 m/s 3,0 x 1010
cm/s
a) 75%
d) 56%
m = masa que se transforma en energía (en
b) 44%
c) 25%
e) 5%
gramos o Kg)
(6) En una explosión nuclear se liberan 522 PJ, si
además se recogen 14,2 kg de sustancia
residual. ¿Qué porcentaje de la masa total se
transformó en energía?
Unidad de energía en el S. I.
= kg ⋅ m 2 / s 2
2
2
Ergio (E) = g ⋅ cm / s
Joule (J)
a) 42%
d) 64%
PROBLEMAS DE ENERGÌA
(1) Determinar en GJ la energía liberada por 80 g
de U235.
a) 4,8 x 106 GJ
c) 2,4 x 106 GJ
e) 7,2 x 106 GJ.
a) 4,5 x 1014
c) 9 x 1018
e) 4,5 x 1021
a) 10,8 x 1021 erg.
b) 3,6 x 1021 erg.
c) 36 x 1022 erg.
d) 10,8 x 1019 erg.
e) 10,8 x 1014 erg.
(8) ¿A cuántas calorías equivale la energía
almacenada en 3 g de masa? ( 1 J = 0,24 cal)
a) 6,48 x 1020
b) 3,24 x 1013
b) 1,35 x 1010
d) 1,35 x 1015
c) 3,24 x 10-13
(3) Se requiere 42 g de un material “L” para una
determinada reacción. Al final solo se
recuperan 41,2 g debido a que el resto se
convirtió en energía. Hallar dicha energía en
TJ.
a) 72
d) 24
c) 58%
e) 29%
(7) Si 12 g de una partícula se transforma
completamente en energía se obtendrá:
b) 3,6 x 105 GJ
d) 1,2 x 106 GJ
(2) La masa de un material radiactivo “J” es de
15 g, si dicha masa es sometida a un proceso
nuclear, determinar la energía en J que se
libera en el proceso.
b) 36%
b) 720
c) 7200
e) 240
(4) Calcular la masa radioactiva residual, si 50 g
de un material radioactivo tiene un proceso de
fisión nuclear, liberando 90 TJ de energía.
CENTRO DE EXTENSIÓN EDUCATIVA
149
149
d) 6,48 x 10-20
e) 6,48 x 1013
(9)
Sometemos a una explosión 2 g de masa y
observamos la emisión de 18.1011 J de
energía. Indique que porcentaje de masa no
se transformó en energía.
a) 100%
c) 89%
e) 1%
b) 99%
d) 2%
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(10) Sometemos 485 g de una sustancia a una
violenta transformación en energía con una
eficiencia del 90%. ¿ Qué energía se obtiene?
( 1cal = 4,18.107 erg)
a) 9,4 x 1015 cal.
c) 9,4 x 10-16 cal
e) 8,2 x 1020 cal
QUÍMICA
I. CALORIA
Originalmente fue definida como la cantidad de
calor necesario para elevar la temperatura de un
gramo de agua, a la presión de una atmósfera,
de 14,5ºC a 15,5ºC
Actualmente se define como 1 caloría=4,184
Joules o 1 Kcal. = 4,184 KJoule
La cantidad de calor necesaria para elevar la
temperatura de un gramo de agua líquida varía
ligeramente con la temperatura y la presión, por
lo que es necesario especificar un incremento
de temperatura específico y una presión
constante para describir la caloría.
DATO
1J = 0,24 cal
1kcal = 1000 cal
b) 8,5 x 10-16 cal
d) 8,5 x 1016 cal
(11) En una explosión nuclear se libera 3,6.1021
erg de energía, luego de la explosión se
recogieron 80 g. determinar la masa inicial de
este material.
a) 81 g.
c) 83 g
e) 76 g.
b) 82 g
d) 84 g
1.1 CALORIA ESPECÍFICA
Es la cantidad de calor requerido para
elevar la temperatura de 1 g de sustancia
en 1ºC.
Ejm:
El calor especifico del agua es 4,184
J/gºC
(12) Tenemos 38 Kg de U235, por fisión nuclear
produce 1,8.1017 J de energía radiante y
térmica. Indique la masa de los productos de
la reacción.
a) 18 kg
c) 22 kg
e) 26 kg
b) 20 kg
d) 24 kg
1.2 CAPACIDAD CALORÌFICA
Es la cantidad de calor necesaria para
elevar la temperatura del cuerpo en un
grado.
Se mide en calorías por grado centígrado
(cal/ºC)
CLAVE
1
2
3
e
d
a
4
5
6
a
a
e
7
8
9
a
e
b
10
11
12
a
d
*
Capacidad calorífica de un cuerpo = masa
del cuerpo x calor especifico
Capacidad calorífica = m x c
TRANSFERENCIA DE CALOR Y
LA MEDIDA DEL CALOR
Los cambios físicos y químicos ocurren con
emisión simultánea de calor o con absorción de
calor. La cantidad de calor que se transfiere en un
proceso, generalmente se expresa en calorías o en
las unidades SI, JOULES.
Joule representa la energía cinética de un objeto
de 1 Kg. de masa a la velocidad de 1m/s.
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1.3 CALOR GANADO O PERDIDO (Q)
Q = m × cesp × ∆t
Donde:
Q = cantidad de calor (cal o kcal.)
m = masa (g o Kg.)
Cesp. = calor especifico (cal/g ºC o Kcal. /Kg. ºC)
∆t = Variación de temperatura (ºC)
150
150
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QUÍMICA
1.4 CALOR DE FUSION
En un cuerpo sólido es la cantidad de calor
necesaria para pasar al estado líquido la
unidad de masa del cuerpo en cuestión sin
que varíe su temperatura.
Calor de Fusión
kcal/kg
PROBLEMAS DE
CALORIMETRÌA
<<
(1) Se calienta un bloque de aluminio de 200g y
su temperatura se eleva de 20°C a 140 °C
¿Qué cantidad de calor absorbió?
= 80 cal/g o
<<
a) 5050 cal.
c) 4060 cal
Ojo: (a 0ºC y 1 atm)
1.5 CALOR DE VAPORIZACION
De un líquido es la cantidad de calor
necesario para pasar al estado de vapor la
unidad de masa del líquido en cuestión, sin
que varíe su temperatura.
Calor de
vaporización
del agua
=
540 cal/g o cal/kg
Ojo: (a 100ºC y 1 atm)
CUADRO EXPLICATIVO
(2)
SUSTANCIA
Aluminio
Cobre
Hierro
Mercurio
Agua
Agua
Agua
Latón
Madera
Oro
Plata
Plomo
Vidrio
Aceite
Kerosene
Aire
ESTADO
sólido
sólido
sólido
líquido
hielo
líquido
vapor
sólido
sólido
sólido
sólido
sólido
sólido
líquido
líquido
gas
0,211 cal/g ºC
0,091 cal/g ºC
0,11 cal/g ºC
0,030 cal/g ºC
0,501 cal/g ºC
1,000 cal/g ºC
0,528 cal/g ºC
0,091 cal/g ºC
0,648 cal/g ºC
0,030 cal/g ºC
0,060 cal/g ºC
0,029 cal/g ºC
0,202 cal/g ºC
0,504 cal/g ºC
0,514 cal/g ºC
0,240 cal/g ºC
CENTRO DE EXTENSIÓN EDUCATIVA
Una medalla de cobre que estaba a 60 °C
absorbió 1200 calorías para aumentar su
temperatura a 180 °C. ¿Cuál es su masa?
a) 108 g.
b) 107 g
c) 106 g
d) 105 g
e) 109,9 g
(3) Una barra de hierro de 500 g recibe 3000 cal y
eleva su temperatura desde 20 °C ¿Cuál es su
temperatura final?
a) 67 ºC
b) 70 ºC
c) 72 ºC
d) 74,54 ºC
e) 75,7 ºC
(4) Que calor consumirá 200g de latón para subir
su temperatura de 17 °C a 300 °C?
a) 5046,3 cal
c) 5150,6 cal
e) 4097 cal
CALORES ESPECIFICOS DE ALGUNAS
SUSTANCIAS
CALOR
ESPECIFICO
cal/g ºC
b) 6000 cal
d) 5064 cal
b) 4096,7 cal
d) 5295 cal
(5) Una esfera de plomo de 1500 g se enfría y su
temperatura desciende de 11200 °C a 20 °C
¿Qué cantidad de calor perdió?
a) - 476330 cal
b) - 496733 cal
c) - 486300cal
d) - 496730 cal
e) - 486330 cal
(6) 400 g de mercurio son sumergidos en 600 g
de agua a 25 °C cuando el mercurio estaba a
60 °C. Si la temperatura de equilibrio es de
25,8 °C. ¿Cual es el calor específico del
mercurio?
a) 0,031 cal/gº
b) 0,032 cal/gº
c) 0,033 cal/gº
d) 0,034 cal/gº
e) 0,035 cal/gº
151
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(7) 250 g de hierro a 320 °C y 180 g de cobre a
72 °C se ponen en contacto ¿Cual es la
temperatura final?
a) 183 ºC.
c) 266 ºC
e) 227,4 ºC
QUÍMICA
(13) Se calienta un bloque de aluminio de 80g
y su temperatura se eleva de 10º C a 100ºC.
¿Qué cantidad de calor absorbió?
b) 220,5 ºC
d) 185,7 ºC
a) 3545 cal
c) 234,5 cal
e) 5430 cal
(8) En dos litros de agua a 27 °C se sumerge una
pieza de hierro de 300 g caliente a 250 °C
¿Calcular la temperatura final?
a) 28,4 ºC.
d) 31,5 ºC
b) 29,5 ºC
(14) Una medalla de cobre que estaba a 40º C
absorbió 800 calorías para aumentar su
temperatura a 120º C ¿Cuál es su masa?
c) 30,6 ºC
e) 32,6 ºC
a) 84,5 g
c) 240,74 g
e) 5789,1 g
(9) ¿Cuánto de carbón se necesitará para calentar
1 tonelada de cobre de 20 °C a 400 °C. Cada
Kg. de carbón proporciona 8000 Kcal.?
a) 3,87 kg.
c) 5,34 kg
e) 7,53 kg
b) 4,20 kg
d) 4,32 kg
b) 20 kg
a) 80º C
d) 110º C
c) 19 kg
e) 20,7 kg
a) 10617 cal.
c) 8617 cal.
a) 350 cal
c) 720,52 cal
e) 750.24 cal
b) 1920 KJ
d) 1940 KJ
CENTRO DE EXTENSIÓN EDUCATIVA
b) 9517 cal.
d) 7517 cal.
b) 640,64 cal
d) 127,5 cal
(18) Una esfera de plomo de 50g se enfría y su
temperatura desciende de 800ºC a 10ºC. ¿Qué
cantidad de calor perdió?
(12) ¿Qué temperatura final se producirá en una
masa de 240 g de zinc que absorbió 450 cal si
su temperatura inicial era-30 °C
b) 31 ºC
c) 100º C
e) 120º C
(17) ¿Qué calor consumirá 80g de latón para subir
su temperatura de 12º C a 100º C?
<
a) 30ºC
d) 32 ºC
b) 90º C
(16) Calcular la cantidad de calor que debe
suministrarse a 1Kg. De plomo, para
calentarlo desde 20 ºC hasta su temperatura de
fusión de 327, sabiendo que el calor
específico del plomo es 0,031 cal.
(11) Un auto de 5000 Kg. de masa marcha a 100
Km. / h. Si el conductor frena y el auto se
detiene, ¿que cantidad de calor disipado por la
fricción se produce?
a) 1830 KJ
c) 1829 KJ
e) 1729 KJ
b) 109,89 g
d) 384,521 g
(15) Una barra de fierro de 50g recibe 550 calorías
y eleva su temperatura desde 10ºC. ¿Cuál es
su temperatura final?
(10) ¿Qué cantidad de calor se le debe
proporcionar a un trozo de hierro de 20 Kg.
para que su temperatura aumente de 10 °C a
1000 °C?
Con esta cantidad de calor
¿Cuántos Kg. de agua se podrían haber
calentado de 0 °C a 100 °C
a) 22 kg.
d) 21,80 kg
b) 1519,2 cal
d) 8471,2 cal
a) -830,54 cal
c) -1145,5 cal
e) 45345,8 cal
c) -10,26 ºC
e) 33 ºC
152
b) -978,8 cal
d) 1385 cal
CENTRO INFORMÁTICO
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(19) Calcular la cantidad de calor que debe
suministrarse a 2kg. de plomo, para calentarlo
desde 40ºC hasta su temperatura de fusión de
327ºC, sabiendo que el calor específico del
plomo es 0,031 cal./gºc.
a) 8344 cal
c) 17794 cal
e) 308540 cal
QUÍMICA
CLAVE
1
2
3
4
5
6
b) 9732,5 cal
d) 20 378 cal
d
e
d
c
e
e
7
8
9
10
11
12
e
c
d
d
d
b
13
14
15
16
17
18
b
b
d
b
b
c
19
20
21
22
c
c
a
c
(20) ¿Cuál es el calor específico de un cuerpo de
60 Lb de masa. Si absorbe 100 BTU, cuando
su temperatura pasa de 24º F a 50º F?
a)
0,117cal g º c
b)
1,234 cal g º c
c)
0,064 cal g º c
d)
0,112 cal g º c
e)
0,102 cal g º c
(21) Un trozo de hielo de 200g a Oº C se introduce
en 500g de agua a 20º C. el sistema tiene
capacidad calórica despreciable y está
térmicamente aislado. Cuál es la temperatura
final en º C de equilibrio del sistema.
a) 0
b) 2
c) 4
d) 6
e) 8
(22) Si se observa que para elevar en 10º C la
temperatura de un cuerpo de 200g de masa, se
necesitan 500 cal. ¿Cuál sería su calor
específico?
a) 2,5 cal/gº C
b) 5,0 cal/gº C
c) 0,25 cal/gº C
d) 50 cal/gº C
e)
cal/gº
500
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C
153
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QUÍMICA
TEORÍA CINÉTICA
MOLECULAR DE LOS GASES
2.3 COMPRESIBILIDAD
I. CONCEPTO:
Las moléculas de los gases están dotadas de
velocidad de traslación, esta velocidad depende
solamente de la temperatura.
En sus movimientos desordenados unos chocan
con otros, repeliéndose constantemente; de lo
que resulta una fuerza contra las paredes del
recipiente que lo contiene y que es causa de la
presión de los gases
Los gases disminuyen sus dimensiones
con mucha facilidad por el efecto de una
pequeña presión.
2.4 ELASTICIDAD
Una vez que cesa la causa deformadora,
los gases tratan de recuperar sus
dimensiones originales.
¿Qué es un GAS?
2.5 DIFUSIBILIDAD
Es toda sustancia (elemento o compuesto) que a
condiciones de ambiente no presenta forma ni
volúmenes definidos, ello se debe a que las fuerzas
repulsivas intermoleculares son de mayor
intensidad que las fuerzas atractivas.
Un GAS a veces suele confundirse
con un vapor; pero este último se
presenta generalmente como líquido
Los gases a gran velocidad atraviesan
materiales porosos, pequeños orificios,
delgados tubos capilares e incluso otro
medio gaseoso.
III.
POSTULADOS
DE
LA
CINÉTICA MOLECULAR
GASES
TEORÍA
DE LOS
3.1 Todo gas se halla formado por
moléculas, el volumen de cada
molécula
es
despreciable
en
comparación con el volumen de toda la
masa gaseosa.
II. PROPIEDADES
2.1 EXPANSIBILIDAD
3.2 Las moléculas gaseosas se hallan en
constante movimiento el cual es
caótico y desordenado, chocando
continuamente entre sí y con las
paredes del recipiente.
Expresa la propiedad que tienen los
gases de
ocupar todo el volumen
disponible.
2.2 FLUIDEZ
3.3 Los choques moleculares son de tipo
elástico, es decir, que antes y después
de cada choque la molécula tiene la
misma
velocidad.
Los gases se deforman fácilmente, no
presentando forma propia, sino que se
adaptan a la del recipiente que los
contiene.
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154
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QUÍMICA
IV. LEYES
V1
4.1 LEY DE BOYLE - MARIOTTE
(Proceso Isotérmico)
V1 = V2
Choque
Elástico
“El producto del volumen y la presión
de una masa gaseosa de gas es
directamente proporcional a su
temperatura absoluta”
V2
P1 × V1 = P2 × V 2 = Pn × V n
3.4 La presión que ejerce un gas se debe
a los choques moleculares y tiene igual
valor en cualquiera de sus puntos.
4.2 LEY DE JAQUES
(Proceso Isobárico)
3.5 La temperatura indica la velocidad
de las moléculas y está en función de
la energía cinética molecular promedio.
“A presión constante, el volumen de
un gas en proporción directa con la
temperatura
absoluta”
3.6 Para un volumen determinado de una
masa gaseosa, se podrá variar la
presión del gas, solamente si se hace
una variación en la temperatura.
V1 T1 V n
=
=
V 2 T2 Tn
GAS IDEAL
Es toda sustancia gaseosa donde no
existen
fuerzas
atractivas
intermoleculares y donde el volumen
propio ocupado por las moléculas es
una fracción insignificante frente al
volumen total ocupado por la masa
gaseosa.
GAS REAL.- Es todo gas que existe
en la naturaleza, estos gases a bajas
presiones y altas temperaturas, tienen
un comportamiento muy aproximado
de gas ideal.
4.3 LEY DE GAY LUSSAC
(Proceso
Isócoro,
isométrico
isovolumétrico)
o
“A volumen constante, la presión de
un gas varia directamente con la
temperatura absoluta”
P1 T1
=
P2 T2
La determinación de la masa gaseosa se realiza con
mayor exactitud y facilidad midiendo el volumen
que ocupa, pero como éste experimenta un fuerte
cambio al modificar la presión soportada por el
gas y al variar su temperatura, es necesario conocer
las relaciones cuantitativas entre estas variables,
volumen, presión y temperatura expresadas por las
leyes de Boyle, Charles, Gay-Lussac.
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CHARLES
4.4 LEY GENERAL DE LOS GASES
IDEALES
Es el resultado de la combinación de las
leyes de Boyle-Mariotte, Charles y Gay
Lussac.
155
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QUÍMICA
Donde:
“A temperatura constante, los
volúmenes
de
un
gas
son
inversamente proporcionales a las
presiones que soportan”
P = presión absoluta
T = temperatura absoluta
V = volumen
n = # moles
P1 × V1 P2 × V 2 Pn × V n
=
=
T1
T2
Tn
M
= peso molecular
D = densidad
R = Constante Universal de los Gases
La Ecuación General de los Gases también puede
ser expresada en función de la densidad (d)
P1
D1 xT1
P2
=
D 2 xT2
4.5 ECUACIÓN UNIVERSAL DE LOS
GASES IDEALES
Pero:
(3)
(2)
P M = DRT
w=
156
=(
w
)
M
PV M
RT
PV=RT(#
# moléculas
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moleculas
w
=#
M
6,023x10 23
PV = RT(
“La molécula gramo de cualquier gas en
condiciones normales (CN) de presión (1
atm) y temperatura (273ºK); ocupa
siempre el mismo volumen, es decir,
22,4 litros (volumen molar)”.
PV = RTn
=
Remplazando (3) en (1) y despejando W y
#moléculas tenemos las siguientes expresiones:
Llamada también ecuación de Estado, es
una expresión matemática aplicable a los
procesos
generales
donde varían
simultáneamente la presión, el volumen
y la Temperatura del gas en función de
su masa.
(1)
..(3)
n
moléculas
)
6,023x10 23
6,023x10 23 PV
)
RT
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CONSTANTE UNIVERSAL DE LOS GASES
O CONSTANTE DE REGNAULT
QUÍMICA
V = 22,4 litros
2
P = 1 atm = 760 mmhg
mm = 760Torr = 1033g /cm
Valor de R
en mm de Hg.
R= 62,35
2 2
760 Torr
= 1033pulg
g/cm
lb/pulg2 = 29,92 pulg
Hg.= 1atm
= 14,7/b/
= 14,7
29,92pulg
mmHglit
101 325
Pa =325
14,7pa=
PSI14,7 pst
Hg = 1atm
= 101
mol − g × °K
T = 273 K = 492 ºR = 0 ºC = 32 ºF
PROBLEMAS DE
GASES IDEALES
EN ATMÓSFERAS
(1) A 27 ºC El volumen de un gas es 600 ml,
manteniéndose la presión
constante
se
aumenta la temperatura a 50 ºC . Calcular el
volumen mL.
a) 466ml
b) 664ml
c) 646ml
d) 654 ml
e) 456ml
atmlit
R= 0,082
mol − g × °K
EN LIBRAS /PULG
R= 10,8
lb / pu lg 2 ×pie
mol − lb × °R
(2) Un gas ocupa 500 mL a 20 °C y 700 torr.
¿Cuál será su volumen a C.N.?
3
a) 429 ml
c) 924ml
e) 492ml
(3) ¿Cuál es la presión de un gas a 90 °C , sabiendo
que a 27 °C se encuentra a una presión de 700
mmHg.?
Unidades utilizadas:
P= atm, mm Hg, Torr, PSI, Pa
T= º K
V= ml, litros, cm3, m3
n = moles =
a) 84,7 mmHg
b) 847mmHg
w
peso
=
M pesomolecular
d) 874 mmHg
e) 748 mmHg
(4) Una masa de gas ocupa 600 cc a 25 °C, si la
presión se mantiene constante ¿Cuál será el
volumen de dicha masa de gas a -5°C?
VALORES A CONDICIONES NORMALES
(CN)
a) 542,59L
c) 539,59L
e)
Son ciertas condiciones convencionales de
temperatura y presión, que se muestran a
condición:
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b) 419ml
d) 494ml
157
b) 524,95L
d) 543,95L
593,59L
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(5) Si 3 litros de un gas están a la presión de 4
atmósferas y se expande hasta ocupar un
volumen de 13 litros, calcular la nueva
presión si se mantiene constante la
temperatura.
a) 0,92 atm
c) 2,01atm
e) 0,52atm
(6)
QUÍMICA
(11) El pistón de un cilindro con el gas
que
contiene ocupa 700 cm3, de igual temperatura
la presión se quintuplica. El volumen anterior
se reduce en 200cm3 Hallar el volumen del
pistón.
b) 1,92atm
d) 0,72atm
Un gas a 15 °C y 340 mm Hg. Ocupa 100
litros. Calcular el volumen que ocupará en
C.N.
a) 41,406 L
c) 42,416L
e) 40,246L
a) 540 cc
d) 500 cc
a) 304,75 ml
c) 403,75ml
e) 440 ml
b) 475,30ml
d) 447,53ml
a) 450 mmHg
c) 480 mmHg
e) 490 mmHg
a) 20ºC
c) 27ºC
e) 30ºC
a) 9,64 L
c) 4,96L
e) 6,941L
a) 30%
d) 47%
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c) 60%
e) 56%
I. ¿Cuántos balones de 4 litros en condiciones
normales pueden llenarse con los 500
litros del gas a 30 °C y 5 atmósferas de
presión en un tanque?
b) 6,944 L
d) 9,49L
b) 303ºC
b) 45%
(15) Calcular:
II. ¿Cuánto gas (en litros) queda en el tanque
después de llenar el último balón?
(10) Tenemos 60 ml de un gas a 20 °C ¿Qué
temperatura será necesaria para duplicar el
volumen manteniendo constante la presión?
a) 313 °C
d) 309ºC
b) 25ºC
d) 50ºC
(14) Se tiene 20L de gas a la presión de 29,4 PSI
y a 140 ºF. ¿En qué porcentaje varía el
volumen si la presión absoluta se duplica y la
temperatura disminuye en 40 ºC?
b) 583,56L
d) 385,56 L
(9) La presión que se ejerce sobre los 25 litros de
un gas se aumenta de 25 atmósferas a 90
atmósferas. Calcular el nuevo volumen si la
temperatura permanece constante
b) 455 mmHg
d) 460 mmHg
(13) Isotérmicamente un gas de 10 L a 2 atm se
reduce a 4L. Luego isométricamente aumenta
su presión a 10 atm. Y en su temperatura a
327ºC. Calcular la temperatura inicial en ºC.
(8) ¿Qué volumen ocupará un gas a –10 °C y 500
mm Hg. sabiendo que a 20 °C y 750 torr,
ocupa 400 litros.
a) 540,56L
c) 538,56 L
e) 540,65 L
c) 400
e) 600cc
(12) A 920 mmHg un gas ocupa un volumen de
300ml, sin cambiar la temperatura el gas se
expande a un volumen final de 600ml ¿Cuál
es ahora la presión?
b) 40,406L
d) 42,406L
(7) El volumen de un gas a 127 ºC es 500 ml, sin
cambiar su presión se reduce la temperatura a
50 ºC. Calcular el volumen.
b) 250 cc
c) 311 ºC
e) 315ºC
158
a)
b)
c)
d)
e)
I.
560
561
562
563
564
II.
0,2 L
0,47 L
0,6L
0,47L
2L
CENTRO INFORMÁTICO
I. S. T .P. “CARLOS CUETO FERNANDINI”
(16) Una muestra de un gas ocupa 16 litros a
30 °C y una atmósfera. Calcular el volumen
de dicha muestra a:
QUÍMICA
(22) ¿Cuál es la masa de 150L de gas de O2 a
740 mm de Hg y a20°C
a)
b)
c)
d)
e)
I.
6,71
7,61
1,76
6,17
7,16
II.
33,05
33,05
33,05
3,305
3,305
I. 30 °C y 1600 mm Hg.
II. 40 °C y 380 mm Hg.
(17) ¿Cuántos globos de jebe de 2L de capacidad
a la presión de 800 mmHg y a 20ºC se
podrán llenar con todo el aire almacenado
en un compresor de 2 m3 de capacidad a
27ºC y 4 atm.?
a) 2040
c) 7422
e) 3711
a) 194,4 g
d) 193 g
b) 195 g
c) 300g
e) 194,5g
(23) ¿Cuál es la masa de 624L de gas butano
(C4H10) que se encuentra a una temperatura
de 27 ºC y a una presión de 900 mmHg?
b) 3078
d) 2422
a) 5420 g
d) 2000g
b) 870g
c) 1740g
e) 1741,4 g
ECUACIÓN DE ESTADO
(24) Determinar el volumen en litros que ocupan
440 g de gas propano (C3H8) a 100 ºK y 10
atm de presión.
Peso molecular del gas propano = 44
(18) Determinar qué volumen ocupa la mol de
cualquier gas a 20°C y 740 mmHg de presión
a) 247 L
c) 247,5 L
e) 24,7L
b) 2,47L
d) 247,59L
a) 8,2 L
d) 0,82L
(19) ¿Cuánto pesan 20 litros de gas metano CH4
medidos a 20° C y 10 atm de presión?
Peso molecular del CH4 =16
a) 1330g
c) 17,8 g
e) 133,2g
1
2
3
4
5
6
b) 14,7g
d) 13.20 g
(21)
b) 2,76 mol
c) 820L
e) 8200L
CLAVE
(20) ¿Cuántas moles de hidrógeno hay en 80 litros
de hidrógeno medidos a 40 °C y 700 mm
Hg. de presión?
a) 2,86 mol
d) 256 mol
b) 0,082L
c
a
b
c
a
d
7
8
9
10
11
12
c
c
b
a
b
d
13
14
15
16
17
18
c
e
d
b
e
e
19
20
21
22
23
24
e
a
b
a
c
a
c) 296 mol
e) 2.26 mol
¿Qué volumen en L ocuparan 132 gramos
de CO2 medidos a 8°C bajo cero y 795
torr de presión
a) 624L
d) 6,24 L
b) 62,4 L
CENTRO DE EXTENSIÓN EDUCATIVA
c) 44 L
e) 60,24L
159
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QUÍMICA
ESTRUCTURA ATÓMICA
La concepción moderna del átomo, es que es un sistema energético en equilibrio.
Está constituido por dos zonas importantes:

Protones (P+)

Neutrones (n)
ZONA INTERNA
(Núcleo)
Mesones

Otros
Positrones
Neutrinos

ZONA EXTERNA
Electrones (e-)
(Nube electrónica)
CARGA
PARTÍCULA
ABSOLUTA
(Coulomb)
CARGA
-1,6.10-19
-1
PROTÓN (p+)
+1,6.10-19
+1
0
0
1
MASA
ABSOLUTA
RELATIVA
Gramos
U.M.A
9,1.10-28g
0
1,673.10-24g
1
1,675.10-24g
1
RELATIVA
ELECTRÓN (-1eo)
NEUTRÓN ( 0 n )
MASA
CIENTÍFICO
DESCUBRIDOR
JOSEPH
THOMSON (1896)
RUTHERFORD
(1898)
JAMES
CHADWICK (1932)
Por ejemplo: Supongamos que un átomo tiene 39 protones y 38 electrones, podemos saber cuál es la carga
total de cada partícula:
CENTRO DE EXTENSIÓN EDUCATIVA
160
CENTRO INFORMÁTICO
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PARTÍCULA
QUÍMICA
CARGA RELATIVA
Nº DE PARTÍCULAS
TOTAL CARGA
ELECTRÓN (-1eo)
PROTÓN (p+)
NÚMERO ATÓMICO (Z)
ELEMENTO QUÍMICO
Es el número de protones que posee un átomo
Es el conjunto de átomos que tienen el mismo
número atómico.
Z = #P+
I. REPRESENTACIÓN DEL ÁTOMO DE
UN ELEMENTO
Cuando un átomo es eléctricamente neutro se
cumple que:
Z = #P+ = #e-
E
Z
Z, es único para cada elemento. Si conocemos Z,
podemos identificar el elemento.
A
o
A
Z
E
Ejemplo:
#P+
Elemento
Hidrógeno
1
Carbono
6
Nitrógeno
7
Oxígeno
8
Sodio
11
#e-
Z
23
11
Na
Z
Entonces:
A = 23, Z = 11, nº = 12
Ejemplo:
14
6
NÚMERO DE MASA (A) o MASA ATÓMICA
A, Z, n, #P+, #eA
A=Z+n
14
6
A
Z
#P
+
Z
nº
#P+
#e-
C
nº
Carbono
6
6
Oxígeno
8
8
Sodio
11
12
CENTRO DE EXTENSIÓN EDUCATIVA
C
Hallar:
igual
a la
suma
protones
y neutrones
EsEs
igual
a la
suma
de de
protones
y neutrones
de un
átomo.
de un átomo.
Elemento
A
14
7
161
N
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ION.-Es todo átomo cargado eléctricamente
QUÍMICA
CATION.- Se forma cuando el átomo pierde
electrones. Se carga positivamente (+).
ANION.- Se forma cuando un átomo gana
electrones y se carga negativamente (-).
Ejemplo 1:
Ejemplo 1:
9
F
9e
1e
+
9
F -1
+ 1e
11
11e
10e
S
16e-
11
- 1e
Na
10e
-
Ejemplo 2:
Ejemplo 2:
16
Na -1e
+1
+
2e
+ 2e
18
S
-2
20
Ca
18e
20
- 2e
20e-
-
-
+2
Ca
18e-
- 2e
Ejemplo 3:
Ejemplo 3:
Del ión hallar #P+ , Z, #e
Z
+3
¿Cuántos protones, electrones y neutrones tienen el
=
Fe
26 Fe
# P+ =
Ejemplo 4:
siguiente nucleido? ¿Cuál es su número atómico?
# e-
6X
-3
n
=
z
=
=
-
=
#P
+3
#e
26
Se tiene un ión tetrapositivo,
Z X
Ejemplo 4:
-2
=
+
+4
Con 28 electrones. Hallar el número atómico.
Solución:
contiene 21 electrones, hallar su número atómico.
Solución:
CENTRO DE EXTENSIÓN EDUCATIVA
162
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II. TIPOS DE ÀTOMOS
QUÍMICA
ISÓBAROS
ISÓTOPOS
Son átomos de un mismo elemento químico que
Iso= igual; baros = peso
Son átomos de diferentes elementos que teniendo
distinto número atómico
y distinto número de
neutrones poseen igual masa atómica.
tienen igual número atómico; pero diferente

Iso= igual; topo = lugar
número de masa y diferente número de neutrones
Poseen propiedades físicas semejantes pero
difieren en sus propiedades químicas.
Por ejemplo:
12
6
14
6
C
Z1 =
Z1 =
A1 =
A1 =
n1 =
n1 =
C
40
20
En general:
Ca
40
18
y
A1 =
A1 =
Z1 =
Z1 =
n1 =
n1 =
Ar
En general:
A2 E
z2
A1 E
z1
A1 X
z1
n=A - Z
A2Y
z2
n=A - Z
Z1
Z2
A1
A2
A1
A2
Z1
Z2
n1
n2
n1
n2
CARACTERÍSTICAS:
ISÓTONOS

Son átomos que ocupan el mismo lugar en la
Son átomos de diferentes elementos que poseen
igual número de neutrones.
tabla periódica.

Tienen propiedades químicas iguales, pues
23
11
tienen igual número de protones.

Sus propiedades físicas son diferentes.
CENTRO DE EXTENSIÓN EDUCATIVA
163
Na
y
24
12
n1 =
n1 =
A1 =
A1 =
Z1=
Z1=
Mg
CENTRO INFORMÁTICO
I. S. T .P. “CARLOS CUETO FERNANDINI”
En general:
QUÍMICA
III. Las partículas fundamentales que se
encuentran en el núcleo son protones y
neutrones.
IV. En el átomo sólo se encuentran 3
partículas
subatómicas
A2Y
z2
A1 X
z1
a) VVVV
d) FFVV
n=A - Z
n1
n2
A1
A2
Z1
Z2
a) Solo I
d) I y II
Son átomos o iones que tienen igual número de
electrones en su estructura.
Ejemplo:
#P+
b) Solo II
e) II y III
I. Los elementos químicos se caracterizan
por su número de masa.
II. Los elementos
-2
8O
III.
-1
PROBLEMAS
24
12
d)
127
53
Mg
I
b)
200
80
Hg
−1
39
c) 19 K
e)
131
54
K
y
40
20
Ca ,
tienen
b) FVV
c) FVF
e) VVF
(5) Un átomo neutro de un isótopo de cobre tiene
29 de electrones y 36 neutrones. Luego la
notación correcta de este nucleido es:
+1
36
a) 29 Cu
Xe
(2) Marcar verdadero (V) o falso (F) según
corresponda:
I. Un átomo neutro, tiene igual número de
protones como de electrones.
II. Las masas del protón y del electrón son
casi iguales.
CENTRO DE EXTENSIÓN EDUCATIVA
39
19
igual número de neutrones.
Los elementos químicos se caracterizan
por el número de cargas positivas del
núcleo.
a) VFF
d) VFV
(1) Indique cuantos protones, neutrones y
electrones hay en cada uno de las siguientes
especies.
a)
c) Solo III
(4) Señale lo Verdadero (V) o falso (F) de las
proposiciones.
#e-
10Ne
9F
c) VFVF
(3) Indique que proposiciones son correctas
I. La densidad del núcleo atómico es mayor
que la del átomo en su conjunto.
II. Los electrones son partículas subatómicas
de carga negativa y sin masa.
III. Las
partículas
subatómicas
más
importantes son: el fotón, el neutrón, el
protón y el electrón.
ISOELECTRÓNICOS
Z
b) VVFF
e) FFFF
d)
29
36
65
b) 36 Cu
Cu
c)
65
29
Cu
e)
65
47
Cu
(6) Un elemento E de número de masa 59 tiene 31
neutrones en su átomo ¿Cuál será el número
atómico
del
ion
E2+?
a) 30
d) 24
164
b) 28
c) 26
e) 22
CENTRO INFORMÁTICO
I. S. T .P. “CARLOS CUETO FERNANDINI”
(7) De las siguientes especies; ¿Cuáles son
isoelectrónicas entre si?
I.
18
Ar
II.
a) I y III
d) I, II y III
20
Ca 2+
III.
b) II y III
16
QUÍMICA
b) El protón y el neutrón tienen igual carga e
igual masa.
( )
c) Los protones y neutrones se encuentran en
el núcleo del átomo.
( )
S 2−
(12) Marcar lo verdadero (V) o falso (F) según
corresponda.
c) I y II
e)No lo son
a) En un átomo neutro, siempre se cumple
que el número de electrones es igual al
número de protones.
(8) Señale lo Verdadero (V) o Falso (F) de:
I.
56
26
II.
39
19
Fe 39+ tiene 23 protones
K
y
40
18
Ar
tiene igual número
b) Las partículas subatómicas más estables en
el núcleo del átomo son: los protones y
neutrones.
c) El neutrón es una partícula sin carga, con
masa ligeramente menor que la de un
protón.
de
neutrones.
III. Entre dos isótopos de un elemento, se
cumple que la diferencia de sus números
de mas es igual a la diferencia de sus
números de neutrones.
a) FVV
d) FVV
b) FFF
(13) Completar los datos que faltan para los
siguientes núcleos
c) VVF
e) FFV
Símbolo
b) 16
Rn Cr
86
24
52
(14) Las
partículas fundamentales
que se
encuentran en el núcleo de un átomo de cloro
35
17
C son:
a) 17 protones y 17 electrones
b) 18 neutrones y 18 electrones
c) 17 protones y 17 neutrones
d) 18 neutrones y 18 protones
e) 18 neutrones y 17 protones
c) VFVV
e) VVVF
(15) Si un átomo pierde un electrón, entonces:
c) 17
e) 19
a)
b)
c)
d)
e)
(11) Marcar lo verdadero (V) o falso (F), según
corresponda.
a) Un átomo no tiene carga eléctrica neta, ya
que el número de protones es igual al
número de electrones.
( )
CENTRO DE EXTENSIÓN EDUCATIVA
222
n
(10) El ión divalente negativo de un átomo es
isoelectrónico con el 25Mn+7. Indicar el
número atómico de dicho átomo.
a) 15
d) 18
23
11 Na
A
I. La masa del electrón equivale a 0.00055
uma.
II. El isótopo más estable del carbono tiene
una masa igual a 12 uma.
III. El protón y el electrón tienen
aproximadamente la misma masa en uma.
IV. Los isótopos de un elemento tienen
diferente masa atómica.
b) VVFV
16
8O
Z
(9) Indique como Verdadero (V) o Falso (F):
a) VVVV
d) FFVV
1
1H
165
Z aumenta en 1
Z disminuye en 1
A aumenta en 1
A disminuye en 1
A y Z no varían
CENTRO INFORMÁTICO
I. S. T .P. “CARLOS CUETO FERNANDINI”
(16) ¿Qué semejanzas hay entre los nucleidos
130
Te y 130Xe?
a)
b)
c)
d)
e)
QUÍMICA
d) N° de neutrones = 2x+3
e) N° de protones = x-2
(23) Con respecto a los isótopos:
I. Difieren en su cantidad de neutrones
II. Tienen igual cantidad de nucleones
III. Presentan igual cantidad de protones
Son verdaderas:
Sus propiedades químicas
El número de neutrones
La suma de protones y neutrones
El número de protones
El número de electrones
(17) Indicar què tipos de especies son:
-1
+
-2
17Cl
19K
18Ar
16S
a) Sólo I
d) I y III
b) Sólo II
c) I y II
e) II y III
(24) Si el ión X3+ presenta 72 electrones ¿Cuál es
el número atómico de X?
(18) De las siguientes especies químicas:
3+
1H, 1H , 3Li, 5B , 9F , 8O, 16S, 10Ne
a) 76
¿Cuáles
corresponden
a
especies
isoelectrónicas (es decir que tienen igual
cantidad de electrones)?
a) H , Hd) S , S
b) B3+ , O
I.
II.
III.
IV.
c) F- , Ne
e) Li , Ne
(21) El tritio
a)
b)
c)
d)
e)
H
c) 40
e
19
9
Y
son ciertos:
b) 1
c) 2
d) 3
e)4
1
2
3
4
5
6
7
d) 58
*
C
A
b
c
b
d
8
9
10
11
12
13
14
e
b
b
*
*
*
a
15
16
17
18
19
20
21
b
c
*
A
d
a
d
22
23
24
25
b
b
b
c
e) 20
tiene:
2 protones y un neutrón
1 neutrón y un protón
3 protones
1 protón y 2 neutrones
3 neutrones
(22) Para
X
e) 78
CLAVE
(20) Un átomo neutro que tiene 18 electrones y 40
nucleones. ¿Cuál es el valor de Z?
b) 18
16
8
d) 77
“X” tiene un protón menos que “Y”.
Tienen igual cantidad de neutrones.
“Y” tiene 9 neutrones.
X-3 tiene 11 electrones
a) 0
a) 11Na+, 10Ne, 17Clb) 1H, 2He2+, 3Li2+
c) 3Li, 11Na , 19 k
d) 11Na+, 10Ne, 9Fe) 4Be, 12Mg, 20Ca
3
1
c) 74
(25) De los átomos
(19) ¿Cuál de los siguientes grupos constituye una
especie isoelectrónica?
a) 22
b) 75
el siguiente ión
2x
x
E −2
, señale la
proposición correcta:
a) N° de protones = 2x
b) N° de electrones = x+2
c) N° de nucleones = 3x
CENTRO DE EXTENSIÓN EDUCATIVA
166
CENTRO INFORMÁTICO
I. S. T .P. “CARLOS CUETO FERNANDINI”
QUÍMICA
DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA
Y NÚMEROS CUÁNTICOS
I. CONCEPTO:
Configuración electrónica es el ordenamiento
de los electrones en orden creciente a su
energía
En el llenado de electrones en los niveles,
subniveles y orbítales, ingresan siempre de
menor a mayor energía. Por lo tanto la energía
de los niveles aumenta a medida que se alejan
del Núcleo:
Tipo
l
s
p
d
f
0
1
2
3
2l+1
# Orbitales
1
3
5
7
2(2 l + 1)
# max. electro
2
6
10
14
Designación cuántica
IV. ORBITAL
E1 < E2 < E3< E4 < E5 < E6 < E7
Es la región donde es máxima la probabilidad
de encontrar un electrón. Llamado REEMPE
(Región Espacio Energético
de
Manifestación Probabilística Electrónica)
Cómo máximo un orbital puede tener 2
electrones, los cuales deben ser diferentes en
el sentido de giro sobre su propio eje.
Experimentalmente se ha determinado
que el orden de energía creciente de
subniveles es:
1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d
<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d<7p
Tipos de orbital:
II. NIVEL DE ENERGÍA
Es el estado energético que corresponde
grupo de electrones (2, 8, 18, ..., etc.,
valores son la cantidad de electrones
corresponden en cada nivel) y depende
distancia promedio del núcleo.
Apareado o lleno
a un
estos
que
de la
Desapareado o semilleno
Vacío
No todos los orbitales tienen la misma forma ni el
mismo tamaño o volumen, sino que difieren con el
subnivel y nivel respectivamente, por ejemplo el
orbital tipo “s” es esférico y el tipo “p” es lobular.
Cuanto más cerca del núcleo menor energía.
Cuanto más lejos del núcleo más energía.
III. SUBNIVELES DE ENERGÍA
REGLA DE HUND
Cuando se distribuye electrones en
un mismo
subnivel, se busca ocupar la mayor cantidad de
orbitales vacíos.
Constituye las energías que corresponden a
grupos diferentes de orbitales (s, p, d, f)
dentro de un mismo nivel de energía.
CENTRO DE EXTENSIÓN EDUCATIVA
167
CENTRO INFORMÁTICO
I. S. T .P. “CARLOS CUETO FERNANDINI”
PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI
No es posible que exista en un átomo
electrones con 4 números cuánticos iguales
QUÍMICA
REPRESENTACIÓN DE LOS
NIVELES Y SUBNIVELES DE
ENERGÍA
dos
Número de
electrones
REGLA DEL SERRUCHO
Nº orbital
max.
1
3
5
7
(Por
subnivel)
e
2
6
10
14
(Por
subnivel)
Nº
max
nl
Nivel de energía
(representación
cuántica)
Nº orb. Nº e
màx. màx.
Subnivel
#e
Subniivel de
energía
(representación
cuántica)
NÚMEROS CUÁNTICOS
s
p
d
f
Sirven para explicar las propiedades del electrón:
1 K
1 -2
2 L
4- 8
(1) Numero Cuántico Principal (n )
3 M
a) Determina la energía del Electrón.
b) Precisa tamaño de la Nube Electrónica.
c) Toma los valores:
9 - 18
4 N
n = 1, 2, 3 , 4, .... + ∞
n = K, L, M, N, O, ....
16-32
5 O
25-50
(2) Numero cuántico secundario o azimutal (l)
a) Determina la forma de la Nube Electrónica
b) Indica subnivel energético.
c) Toma los valores:
6 P
7 Q
l = 0, 1, 2, 3 , ....... (n-1)
l = s, p, d, f, …
8 R
Nivel
(3) Número cuántico magnético (m1).
a) Informa sobre la orientación de la Nube
Electrónica en los ejes cartesianos
tridimensionales.
b) Toma valores desde –l hasta +l
incluyendo
el
cero
CENTRO DE EXTENSIÓN EDUCATIVA
168
CENTRO INFORMÁTICO
I. S. T .P. “CARLOS CUETO FERNANDINI”
(4) Número cuántico del spin (s).
QUÍMICA
2.2.1
ENLACE COVALENTE
APOLAR: Cuando los átomos que se
unen atraen con igual fuerza el par de
electrones compartidos, produciendo
átomos de igual electronegatividad.
Se produce entre átomos del mismo
elemento
Informa sobre el sentido de rotación del
electrón sobre su propio eje, generando un
pequeño imán. Convencionalmente es
positivo cuando representa el norte hacia
arriba.
+1/2
s
-1/2
2.2.2 ENLACE COVALENTE POLAR:
Se producen en átomos de diferente
electronegatividad, la diferencia de esta
debe ser menor que 1,7. Las moléculas
polares son aquellas que presentan
desigualdad en la distribución de
cargas eléctricas.
 NOTA:
Las combinaciones de estos 4 números brindan
información sobre los electrones
ENLACE QUÍMICO
Uno de los logros más importantes de la
Química, después del descubrimiento del
átomo, fue la clasificación y la identificación
del lugar que ocuparía cada elemento en la
TABLA PERIÓDICA.
I. CONCEPTO: Unión de átomos, mediante
diferentes fuerzas, constituyendo así las
moléculas. Todos los átomos buscan su
estabilidad electrónica; cuando reaccionan con
otros elementos formando moléculas, alcanzan
estabilidad cuando tienen 8 electrones en su
ultima capa (regla de octeto) excepto los 5
primeros elementos (H, He, Li, Be, B).
Luego de otros intentos de clasificación,
Mendeleiev dedujo, que el comportamiento
químico era similar periódicamente, si los
elementos se ordenaban por el incremento de
sus pesos atómicos.
II. TIPOS DE ENLACES.
2.1 ENLACE
ELECTROVALENTE
O
IONICO. Es la unión de átomos mediante
fuerzas electrostáticas, que se producen
entre un Ión positivo (catión) y un ión
negativo
(anión)
debido
a
una
transferencia de electrones.
III. CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS
QUÍMICOS
BERZELIUS (1814)
Clasificó en elementos que ganan electrones
“ELECTRONEGATIVOS” y en elementos que
pierden electrones “ELECTROPOSITIVOS”.
Los compuestos iónicos no forman
verdaderas moléculas sino redes de iones
fuertemente atraídos (cristales).
La diferencia de electronegatividad debe
ser mayor que 1.7.
TRIADAS DE DOBEREINER (1829)
Basándose en pesos atómicos, clasificó en grupos
de tres elementos llamado TRIADAS. En cada
tríada el peso atómico del intermedio era igual al
promedio aritmético de los otros dos. (El número
de
tríadas
fueron
unas
20).
2.2 ENLACE COVALENTE. Es la unión de
átomos por compartición de electrones, a
cada par de electrones se le llama
covalencia, se representa por un guión, se
realiza entre 2 no metales y puede ser:
CENTRO DE EXTENSIÓN EDUCATIVA
PAI =
169
PA +PA
1
2
2
CENTRO INFORMÁTICO
I. S. T .P. “CARLOS CUETO FERNANDINI”
Donde:
QUÍMICA
DIMITRI MENDELEIEV (1869)
Peso atómico elemento intermedio= P.A.I.
Clasificó los elementos en orden creciente a sus
pesos atómicos, pero de tal forma que los
elementos con propiedades similares estén en un
mismo grupo.
Peso atómico del elemento pequeño = PA1
Peso atómico del elemento grande = PA2
40
7
Ca
88
Sr
136
32
Li
Ba
23
35.5
S
Na
Cl
79
89
127
127
Se
39
K
Br
Te
I
Fue sustituido porque comenzaron a aparecer
otros grupos que no cumplían dichas condiciones.
Mendeleiev notó que para ordenar en grupos, era
necesario dejar espacios o casilleros vacíos para
nuevos elementos aun no descubiertos por
entonces; y pudo predecir las propiedades de
dichos elementos. Así, los elementos cuyas
propiedades fueron predichas, son : Germanio,
Galio, Tecnecio, Renio, Polonio.
JHON NEWLAND (1865)
TABLA PERIÒDICA
Agrupó los elementos de acuerdo a los pesos
atómicos, pero en grupos de 7 elementos,
resultando periodos en el que el octavo elemento se
parecía en propiedades al primero, el noveno, al
segundo, el décimo al tercero, y así sucesivamente;
de tal forma que de cada siete elementos aparecía
otro con características similares al primero, esta
forma de clasificar se conoce como la Ley de
Octavas (por analogía a las notas musicales).
Esta clasificación tuvo errores, por ejemplo el
manganeso estaba mal ubicado debajo de un no
metal fósforo (con propiedades diferentes) de ahí
se descartó esta forma de clasificar.
I. LEY PERIÓDICA
Mendeleiev observó que las propiedades de los
elementos se repetían periódicamente y enunció
la siguiente Ley Periódica: “Las propiedades
físicas y químicas de los elementos son función
periódica de sus pesos atómicos”.
II. TABLA PERIÓDICA ACTUAL
RYDBERG:
Encontró que las propiedades de los elementos
son función periódica de sus NÚMEROS
ATÓMICOS y ordenó los elementos en forma
creciente
de
sus
números
atómicos
agrupándolos en periodos y series (grupos).
1er periodo:
1º
Li
2º 3º 4º 5º
Be B
C
6º
N
7º
O
F
2do periodo:
8º
Na
9º
Mg
Al
Si P
Cr
Ti Mn Fe Br
HENRY MOSELEY (1913):
Fue quien comprobó experimentalmente con
rayos X, que las propiedades de los elementos
dependen de su número atómico, enunció la
Ley Periódica Moderna: “Las propiedades
físicas y químicas de los elementos son función
periódica de sus números atómicos”.
S Cl
3er periodo:
K
Ca
CENTRO DE EXTENSIÓN EDUCATIVA
170
CENTRO INFORMÁTICO
I. S. T .P. “CARLOS CUETO FERNANDINI”
III. SISTEMA PERIÓDICO DE LOS
ELEMENTOS “FORMA LARGA “
QUÍMICA
IV. CLASIFICACIÒN DE LOS PERIODOS
Esta forma de presentación de los elementos es la
más difundida y en ella se refleja de forma clara la
configuración electrónica de los elementos. La
ocupación sucesiva de los Niveles y SubNiveles de
energía con electrones es mostrar periodos a través
de 8 y 10 elementos; logrando con ello que todos
los elementos de una serie queden en un mismo
periodo.
PERIODO
CORTO
LARGO
PERIODO: Los periodos indican el número de
niveles de energía que tienen los átomos de los
elementos y el nivel en que se hallan los electrones
de la última capa.
IA
1
LA TABLA: Incluye 7 periodos, formados por 10
series, en cada uno de ellos se observa una
variación regular de las propiedades de los
elementos; desde un comportamiento eléctrico
“positivo” (metales típicos) al comportamiento de
polaridad opuesta “negativo” (no metales típicos),
llegando finalmente a un comportamiento inerte.
VIIIA
IIA
IIIA IVA VA VIA VIA
2
3
4
5
6
7
En la parte central de la tabla están los elementos
ANFOTEROS, aquellos elementos de naturaleza
dual (comportamiento con características metálicas
y no metálicas).
En el periodo 3 por ejemplo encontramos al Sodio
que es muy activo, seguido del Magnesio cuya
actividad metálica es inferior al anterior. El
Aluminio es un metal Anfótero se observa
entonces, a lo largo del periodo 3 que se produce
una disminución de carácter metálico y un
crecimiento del carácter no metálico; donde los
elementos que siguen al Aluminio (Silicio, Fósforo
Azufre y Cloro) pertenecen al grupo de los no
metales; carácter que se manifiesta con tanta más
claridad cuanto más cerca se encuentran del final
del periodo.
CENTRO DE EXTENSIÓN EDUCATIVA
1
2
3
4
5
6
7
N° DE
ELEMENTOS
2
8
8
18
18
32
23
(Incompleto)
La distribución de los elementos por periodos
conduce a tal disposición, que en las columnas
verticales se encuentran familias de elementos
similares formando los grupos.
GRUPO: Los grupos o columnas verticales, se
caracterizan porque sus elementos tienen similar
disposición de sus electrones externos, por tanto
similar número de oxidación, de allí la misma
semejanza
de
sus
propiedades.
171
CENTRO INFORMÁTICO
VARIACIÓN DE LAS PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS EN LA TABLA
PERIÓDICA
AUMENTA LA ENERGÍA DE IONIZACION
AUMENTA LA AFINIDAD ELECTRÓNICA
AUMENTA LA ELECTRONEGATIVIDAD
DISMINUYA EL CARÁCTER METÁLICO
DISMINUYA EL RADIO IÓNICO
DISMINUYE EL RADIO ATÓMICO
IA
1
VIIIA
IIA
IIIA IVA VA VIA VIA
2
DISMINUYE LA ENERGÍA DE IONIZACIO N
DISMINUYE LA AFINIDAD ELECTRÓNICA
DISMINUYE LA ELECTRONEGATIVIDAD
AUMENTA EL CARÁCTER METÁLICO
AUMENTA EL RADIO IÓNICO
AUMENTA EL RADIO ATÓMICO
3
4
5
6
7
REPRESENTACIÓN DE LOS ELEMENTOS
SEGÚN LA NOTACION O DIAGRAMA DE
LEWIS:
LOS PRIMEROS SUBGRUPOS
COMPLEMENTARIOS:
Son más cortos que los anteriores y comienzan en
el cuarto periodo. Ellos son 10 y por el número de
elemento de transición, son SubGrupos del Cu, Zn,
Se, Yi, V, Cr, Mn, (IB, IIB, IIIB, IVB, VB, VIB
,VIIB); los cuales de acuerdo a la denominación
tienen relación con los SubGrupos Principales.
Los elementos Fe, Co, Ni forman el octavo
SubGrupo Complementario.
Representa a los electrones de valencia (última
capa) mediante puntos o asteriscos alrededor del
símbolo del elemento, donde cada punto o
asterisco representa a un electrón.
Los elementos ubicados en un mismo SubGrupo de
la tabla periódica, tienen la misma notación o
diagrama de Lewis. Esto se debe a que tienen el
mismo número de electrones de valencia.
LOS SEGUNDOS SUBGRUPOS
COMPLEMENTARIOS :
Ejemplo;
Estos comienzan a partir del periodo 6, están
compuestos por los Lantánidos y Actínidos en cada
uno de ellos hay 2 elementos,; un Lantánido y un
Actínido.
CENTRO DE EXTENSIÓN EDUCATIVA
Na , K , Ca, Ba
172
CENTRO INFORMÁTICO
I. S. T .P. “CARLOS CUETO FERNANDINI”
PROBLEMAS DE NUMEROS
CUÁNTICOS Y CONFIGURACÓN
ELECTRÓNICA
QUÍMICA
(4) Un átomo tiene el siguiente diagrama orbital.
¿Cuál es la configuración electrónica y cuál
es el nombre del elemento?
(1) Determinar
cuál
de
las
siguientes
combinaciones
de
números
cuánticos
representan soluciones permitidas de la
ecuación de onda
de Schrodinger para el
átomo de hidrógeno:
[Ne] 3S 3P , silicio
2
a)
n
l
m
s
a)
3
0
3
-1/2
b)
2
2
2
+1/2
c)
c)
4
3
-4
-1/2
d)
d)
5
2
2
+1/2
e)
3
2
-2
-3/2
b)
II.
III.
Los orbitales que poseen el mismo valor
de n conforman una capa o nivel.
El conjunto de orbitales que tiene los
mismos valores n y l se denominan
subcapas o subniveles.
Los números cuánticos o n = 3 y l= 2
corresponden a los orbitales 3d de la
capa electrónica 3d.
a) Sólo I
c) Sólo III
e) II, III
a) 50
a) 45
2
3
3
2
a) [Ar] 4S 3d
c) [Ne] 3S 3P
e) [Ne] 3S 3P
1
b) [Ar] 3S 3P
d) [Ar] 3P
CENTRO DE EXTENSIÓN EDUCATIVA
2
3
2
2
b) 51
c) 52
d) 53
e) 54
b) 47
c) 49
d) 43
e) 54
(7) Un átomo tiene como número atómico 40 .
Hallar los cuatro valores de los números
cuánticos para el último electrón.
(3) El cobre (29Cu) se usa extensivamente en la
industria eléctrica por su alta conductividad
eléctrica. Esta se debe a su configuración en
su
estado
fundamental.
Escribir
su
configuración electrónica del cobre.
9
2
(6) Un átomo no excitado de cierto elemento
químico tiene un total de 7 electrones en la
capa N y su número de masa es 80. ¿Cuál es
su número de neutrones?
b) sólo II
d) I, II
2
1
(5) Un elemento tiene una configuración 5p3
Hallar su número atómico.
(2) De los siguientes enunciados ¿cuáles son
incorrectos?
I.
[Ne] 3S 3P , carbono
[Ne] 3S 3P , silicio
[Ne] 3P , Germanio
[Ne] 3S 3P , silicio
3
e)
2
2
2
173
n
l
m
s
a)
5
2
+1
1/2
b)
4
2
-1
+1/2
c)
4
3
+1
-1/2
d)
5
2
+2
+1/2
e)
3
2
+3
-3/2
CENTRO INFORMÁTICO
I. S. T .P. “CARLOS CUETO FERNANDINI”
(8) Calcular los cuatro números cuánticos del
último electrón
de la configuración de un
átomo cargado (+2) cuyo número de protones
es 29
QUÍMICA
(12) Indicar las relaciones correctas entre
los números cuánticos
y las ideas físicas
aproximadas relacionadas a cada una de ellas
n
l
m
s
a)
4
2
+1
1/2
b)
3
2
-1
-1/2
II.
c)
3
3
+1
-1/2
III.
d)
2
2
+2
+1/2
e)
4
2
+3
-3/2
NUMEROS
IDEA FÍSICA
CUÁNTICOS
APROXIMADA
I.
Principal (n)
1. Giro al rededor
del núcleo
2. Tamaño del nivel
(capa)
3. Orientación del
subnivel
4. Forma general
del subnivel
5. Giro alrededor
del
eje
electrónico
Secundario (l)
Magnetismo
(m)
Spin (s)
IV.
(9) Si n = 2 entonces el juego de valores de l y
m son:
n
l
m
S
IV-1
2
(0,1)
0, ± 1
a) I-2, II-4, III- 3,
a)
+/-1/2
b) I-2, II-4, III- 3,
IV-5
b)
2
(0,2)
0, ± 2
+/-1/2
c) I-2, II-4, III- 5, IV-3
c)
2
(0,1)
0, ± 1,
+/-1/2
d) I-2, II-4, III- 1,
IV-5
d)
2
(0,2)
0, ± 1
+/-1/2
e) I-1, II-4, III- 3,
IV-4
e)
2
(0,1)
0, ± 1,
±2
±2
CLAVE
+/-3/2
(10) El átomo de un elemento “X” tiene tres
orbitales “p” desapareados en su quinto nivel,
calcular su número atómico.
a) 48
b) 49
c) 50
d) 51
1
2
3
d
b
a
4
5
6
a
b
a
7
8
9
b
b
a
10
11
12
d
d
b
e) 52
(11) ¿Qué valor del número cuántico “n” es el que
permite solamente orbitales de tipo s, p y d?
ENLACE QUÍMICO
a) 2
b) 1
c) 4
d) 3
e) 5
(1) Indicar la notación de Lewis para un átomo
con 15 protones.
••
a)
P
b)
c)
•
d)
CENTRO DE EXTENSIÓN EDUCATIVA
174
P
e)
CENTRO INFORMÁTICO
I. S. T .P. “CARLOS CUETO FERNANDINI”
(2) La notación de Lewis para un elemento que se
encuentra en el periodo 3 y presenta como
número atómico 17 es:
a)
b)
QUÍMICA
(8) ¿Cuántos enlaces sigma existen en :?
c)
d)
a) 5
d) 8
e)
b) 6
c) 7
e) 9.
(9) ¿Cuántos enlaces sigma y p están presentes en
el compuesto:?
(3) Mencione correctamente las notaciones de
Lewis de cada familia.
•
I.
Alcalino
X
II. Carbonoides
••
x
a) 5 ; 1
d) 4 ; 2
III. Halógenos
IV. Gases nobles
a) Sólo I
d) I y IV
b) 6 ; 2
(10) Hallar el numero de enlaces
b) I y II
b)
σ
en :
H −C = N
c) II y III
e) III y IV
a) 1
d) 4
a) CH4
d) H Cl
(4) ¿Cuál es la notación Lewis para un elemento
que tiene 8 protones?
a)
c) 6 ; 1
e) 3 ; 3
b) 2
b) NH3
c) 3
e) 5
c) CO
e) Ca O
c)
d)
e)
(5) ¿Cuál es la notación de Lewis para un
elemento del grupo VII. A?
a)
b)
d)
c)
e)
(6) ¿Qué unión no representa un enlace iónico?
a) K y O
d) Ca y O
b) Na y Cl
c) O y H
e) Li y F
(7) Señale el compuesto donde existe enlace
iónico
CENTRO DE EXTENSIÓN EDUCATIVA
175
CENTRO INFORMÁTICO
I. S. T .P. “CARLOS CUETO FERNANDINI”
QUÍMICA
(11) Indicar una molécula con enlaces puramente
covalentes.
a) Ca O
d) Li2 O
b) SO2
c) K2O
e) Na2 O
(12) Hallar los enlaces O en la molécula de
Benceno.
a) 6
d) 3
b) 12
e) 9
c) 18
(13) Al enlazarse el magnesio con el azufre.
¿Cuántos electrones gana el azufre y que ión
forma el magnesio respectivamente?
a) Gana 6e- ; Anión
b) Gana 2e- ; Catión
c) Gana 2e- ; Anión
d) Gana 6e- ; Catión
e)
Gana
3e-
;
CENTRO DE EXTENSIÓN EDUCATIVA
Catión
176
CENTRO INFORMÁTICO
I. S. T .P. “CARLOS CUETO FERNANDINI”
(14) Se tiene 2 átomos que cumplen lo siguiente:
Átomo
En
A
3,5
B
1,5
QUÍMICA
TABLA PERIÓDICA
(1) ¿Qué grupos de elementos constituyen
aquellos
de
propiedades
intermedias
denominados semi-metales o metaloides:?
Si se combinan A y B, ¿qué tipo de enlace
forma la molécula?
a)
Al, Si, N, Be, Mg
b)
B, Si , Ge, As, Sb
c) Au, Ag, Pb, Cl, Be
a) Covalente normal
b) Covalente puro
c) Covalente apolar
d) Covalente polar
d) Na, K, Rb, Ca, Ba?
(2) ¿Cuál de los siguientes grupos constituyen
una tríada de Döbereiner?
e) Electrovalente.
a) Ca, Sr, Na.
(15) ¿Qué alternativa no pertenece a un enlace
b) Li, Se, Ba
iónico o electrovalente?
c) Te, S, Se
a) Se produce entre un metal y un no
d) S, Ca, K
metal
(3) ¿Cuál de los siguientes elementos no
pertenece a la familia de elementos indicada?
b) Existe transferencia de electrones.
c) Forma aniones y cationes.
a)
b)
c)
d)
d) De preferencia se representa entre los
grupos IA y IIA
e) La EN
∆en ≥ 1,7
Xenon (Xe)
Fluor (F)
Astato (At)
Cerio (ce)
e) Rutenio(Ru)
(4) ¿Cuál de las siguientes afirmaciones con
relación al Cloro (Cl, Z = 17) es incorrecta?
CLAVE
1
2
3
4
c
e
d
b
5
6
7
8
e
c
e
c
9
10
11
12
: Gas Noble
: Halógenos
: Calcógenos
: Lantánidos
o metales raros.
: Metal de transmisión.
a
b
b
a
13
14
15
a) El coloro tiene un peso atómico menor
que el azufre (s, z = 16).
b) El cloro se encuentra en el tercer periodo
de la tabla periódica.
c) El cloro tiene propiedades químicas
parecidas al iodo (y, z =53)
d) El cloro es un halógeno
b
e
d
CLAVE
1
2
CENTRO DE EXTENSIÓN EDUCATIVA
177
b
c
3
4
c
a
CENTRO INFORMÁTICO