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2016
CUADERNILLO PSU
CIENCIAS
QUÍMICA-MÓDULO COMÚN
Nombre: ………………………………………………………………………………………………….
Curso: …………………..……….. Mención: ………………………………
PSU_MÓDULO COMÚN
QUÍMICA
Contenidos 1° y 2° Medio
TEMARIO MÓDULO COMÚN DE QUÍMICA
I Medio
Eje temático: Materia y sus transformaciones
Área temática: Estructura atómica
_ Descripción
básica
de
la
cuantización
de
la
energía,
organización
y
comportamiento de los electrones del átomo, utilizando los cuatro números cuánticos (principal,
secundario, magnético y espín).
_ Descripción de la configuración electrónica de diversos átomos para explicar sus diferentes
ubicaciones en la tabla periódica, su radio atómico, su energía de ionización, su electroafinidad y
su electronegatividad.
_ Explicación del comportamiento de los átomos y moléculas al unirse por enlaces iónicos,
covalentes y de coordinación para formar compuestos comunes como los producidos en la
industria y en la minería, y los que son importantes en la composición de los seres vivos.
Eje temático: Materia y sus transformaciones
Área Temática: Reacciones químicas y estequiometría
_ Descripción cuantitativa, por medio de la aplicación de las leyes ponderales, de la manera en
que se combinan dos o más elementos para explicar la formación de compuestos.
_ Aplicación de cálculos estequiométricos para explicar las relaciones cuantitativas entre
cantidad de sustancia y de masa en reacciones químicas de utilidad industrial y ambiental, por
ejemplo, en la formación del agua, la fotosíntesis, la formación de amoníaco para fertilizantes, el
funcionamiento del “airbag”, la lluvia ácida.
II Medio
Eje temático: Materia y sus transformaciones
Área Temática: Reacciones químicas y estequiometría
_ Aplicación de las etapas teóricas y empíricas necesarias en la preparación de soluciones a
concentraciones conocidas, por ejemplo, el suero fisiológico, la penicilina, la povidona.
_ Caracterización de algunas soluciones que se presentan en el entorno (por ejemplo,
smog, bronce, edulcorante) según sus propiedades generales: estado físico, solubilidad, cantidad
de soluto disuelto y conductividad eléctrica.
_ Reconocimiento* de material de laboratorio para desarrollar procedimientos en el trabajo
experimental que permiten obtener diversos tipos de soluciones.
_ Descripción de las propiedades coligativas de las soluciones que permiten explicar, por
ejemplo, la inclusión de aditivos al agua de radiadores, la mantención de frutas y
mermeladas en conserva, el efecto de la adición de sal en la fusión del hielo.
®
(*Con el objeto de poder medir este CMO en la PSU , se ha cambiado“Manipulación”,
propuesto en el Marco Curricular, por “Reconocimiento”)
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QUÍMICA
Contenidos 1° y 2° Medio
Eje temático: Materia y sus transformaciones
Área Temática: Química orgánica
_ Descripción de las propiedades específicas del carbono que le permiten la formación de
una amplia variedad de moléculas.
_ Descripción de la importancia de los grupos funcionales en las propiedades de algunos
compuestos orgánicos que son claves en los seres vivos y relevantes en la elaboración de
productos industriales.
_ Representación de diversas moléculas orgánicas con grupos funcionales considerando
su estereoquímica e isomería, en los casos que corresponda.
TEMA 1: “PARTÍCULAS ELEMENTALES”
Nacimiento de las ideas atómicas
El concepto atomista comienza con las ideas de Leucipo de Mileto (500 A.C) y Demócrito de
Abdera (460 – 360 A.C).
La teoría de Dalton
John Dalton quien en 1808, y basándose en las leyes de la combinación química, enuncia los
siguientes postulados:
_ La materia está compuesta de átomos, que son las partículas más pequeñas que pueden
participar en los compuestos. Son indivisibles y no pueden ser creados ni destruidos.
_ Los átomos de una misma sustancia son idénticos, con las mismas propiedades físicas y
químicas, y los de sustancia diferente tienen propiedades distintas.
_ Los átomos de los elementos distintos se combinan entre sí en relaciones enteras y sencillas para
formar moléculas compuestas.
_ Los átomos de los elementos pueden combinarse en más de una proporción entera y sencilla
para formar más de un compuesto.
RAYOS CATÓDICOS
Hacia 1879, Sir Williams Crookes observó que en los tubos en que se había generado vacío se
generaban descargas eléctricas al aplicarse altos voltajes sobre discos metálicos (electrodos). La
intensidad de la luminosidad y su color dependían de la descarga eléctrica y la naturaleza del gas
dentro del tubo.
Al estudiar estos fenómenos Crookes determinó que:
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1_ Los rayos luminosos observados, se propagaban en línea recta, ya que al colocar un objeto u
obstáculo en su trayectoria, se produce sombra (comportamiento similar a la luz).
2_ El sentido de su trayectoria es de negativo (cátodo) a positivo (ánodo), debido a esto se les
denominó RAYOS CATÓDICOS.
3_ Al chocar con un cuerpo, lo calienta y hace girar un molinete si es situado en su trayectoria, es
decir, estos rayos están formados por partículas (poseen masa) que tienen energía cinética y la
pueden transmitir.
4_ Las partículas que forman los rayos catódicos poseen carga eléctrica negativa, ya que se
desvían al acercarle un imán, de igual forma a como se desviaría una carga eléctrica de signo
negativo
Joseph John Thomson científico inglés, estudió la naturaleza eléctrica de los rayos catódicos,
haciendo pasar un haz de rayos catódicos a través de un campo eléctrico. Observó que el haz de
rayos es atraído por la placa positiva. Para explicar este fenómeno dedujo que los rayos catódicos
estaban formados por pequeñas partículas con carga eléctrica negativa: LOS ELECTRONES.
A Thomson le fue imposible medir y calcular en forma exacta la masa y la carga del electrón. Sin
embargo, es capaz de establecer una relación entre ambas. Estos resultados fueron claves para
que más tarde, el científico norteamericano Robert Millikan estableciera en forma separada la
masa y la carga del electrón
LOS PROTONES
Si la carga negativa (rayo catódico) proviene de un gas eléctricamente neutro (sin carga), es lógico
pensar que simultáneamente debe existir una descarga de partículas positivas que otorgue
neutralidad al gas en estudio.
En 1886 Eugen Goldstein, utilizando un cátodo perforado, descubre un haz visible que se
desplazaba de polo positivo a negativo: LOS RAYOS CANALES.
En sus experimentos con gases en tubos de descarga con cátodos perforados, Goldstein descubrió
que además del haz de electrones, se producía una radiación de partículas positivas en dirección
opuesta, que lograban atravesar el cátodo perforado.
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Contenidos 1° y 2° Medio
Investigando la desviación de las partículas positivas con un campo magnético, encontró que la
masa de ellas no era constante, vale decir, diferentes gases generaban partículas positivas de
masa distinta (rayos canales). Así aquellas partículas más livianas de los rayos canales
correspondían al elemento de masa menor, el hidrógeno. Otro dato muy importante es que la
carga de los rayos canales era exactamente la misma, en valor absoluto, que la de los rayos
catódicos, a pesar de la enorme diferencia de sus masas. En efecto la masa del protón es por lo
menos unas 1860 veces más grande que la del electrón
NEUTRÓN
En 1932 James Chadwick, notable físico inglés, detectó esta partícula subatómica en estudios de
reacciones nucleares.
EMISIONES ATÓMICAS
En 1895 el físico alemán Wilhelm Röentgen descubre los rayos X y al año siguiente Henri Becquerel
físico francés, descubre la radiactividad natural. Meses después, el inglés John Joseph Thomsom
descubre los electrones
Con semejantes evidencias, era imposible seguir creyendo que el átomo era la partícula más
pequeña de la naturaleza
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TÉRMINOS EN TEORÍA ATÓMICA
IÓN: átomo o conjunto de átomos con carga eléctrica positiva o negativa. Existen dos tipos de
iones:
CATIÓN : es un ión o átomo con carga positiva. (Ej: Na+ , NH4+). Se obtiene cuando un átomo
pierde electrones, por lo tanto, el número de electrones es menor en comparación al número de
protones.
ANIÓN : es un ión o átomo con carga negativa (Ej Cl- , SO42-). Se obtienen cuando el átomo gana
electrones, por lo tanto, el número de electrones es mayor con respecto al número de protones.
CONCEPTOS NUCLEARES
Número atómico (Z): Es el número de protones que posee un átomo y es lo que identifica a los
átomos de un elemento. En un átomo neutro, la cantidad de protones es igual a la cantidad de
electrones.
11Na
Tiene 11 protones y 11 electrones
Número másico (A): El número másico es la suma de protones y neutrones (nucleones). En él se
expresa la composición nuclear que determina la masa atómica
14
C La suma de protones y neutrones es 14
FENÓMENOS NUCLEARES
Isótopos: Átomos que presentan igual número atómico, pero distinto número másico. Se
establece en átomos de un mismo elemento.
15
8O
16
8O
17
8O
Isóbaros: Átomos de distinto elementos que presentan igual número másico y distinto número
atómico.
40
18Ar
40
20Ca
Isótonos: Son átomos que presentan distinto número másico, distinto número atómico, pero
tienen igual número de neutrones
11
5B
12
6C
PREGUNTAS PARTÍCULAS ELEMENTALES:
1_ De las siguientes afirmaciones cuál corresponde a uno de los postulados de John Dalton
A. El electrón gira en órbitas circulares alrededor del núcleo
B. Existe un núcleo atómico formado por protones y neutrones, en el que se concentra la
masa y la carga positiva del átomo
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Contenidos 1° y 2° Medio
C. Los rayos catódicos están formados por pequeñas partículas de carga negativa,
denominadas electrones
D. Los átomos son partículas fundamentales, indivisibles que no se pueden crear ni destruir
E. Una orbital corresponde a una región en el espacio donde es probable encontrar un
electrón
2_ ¿Qué partícula subatómica tiene masa 1 y carga + 1?
A. el neutrón
B. el protón
C. las partículas alfa
D. el electrón
E. ninguna de las anteriores
3_ Con respecto a los rayos catódicos es correcto afirmar que:
I_ fueron descubiertos por Thomson
II_ poseen carga positiva
III_ viajan en línea recta
IV_ salen desde el cátodo hacia el ánodo
A. III
B. I y II
C. III y IV
D. I, II y IV
E. I, III y IV
4_ Con respecto a los rayos canales es correcto afirmar que:
I_ fueron descubiertos por Goldstein
II_ viajan del cátodo hacia atrás
III_ poseen carga negativa
IV_ constituyen los protones
A. I
B. II
C. II y III
D. III y IV
E. I, II y IV
5_ Los isótopos son:
A. átomos de distintos elementos con igual masa
B. átomos de distintos elementos con igual cantidad de neutrones
C. átomos con igual número atómico y distinto número másico
D. especies con igual cantidad de electrones
E. átomos con distinto número atómico e igual número másico
6_ Un núcleo tiene un número atómico 53 y un número másico 129. El número de neutrones
presente en ese núcleo es:
A. 53
B. 91
C. 76
D. 129
E. 63
7_ Los átomos en general están formados por: protones, neutrones y electrones, ahora que un
átomo sea plomo y otro oro, está determinado por la cantidad de:
A. electrones
B. neutrones
C. protones
D. protones y neutrones
E. las tres partículas
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8_ De los isótopos del Hidrógeno: protio 11H, deuterio 1H
tiene(n) neutrón(nes) en su núcleo es(son):
A. sólo protio
B. sólo deuterio
C. sólo tritio
D. deuterio y tritio
E. todos tienen neutrones
2
1H,
y tritio
3
1H 1H,
, el(los) que
9_ De las siguientes especies iónicas, la que posee menor cantidad de electrones es:
A. 6C4 - B. 12Mg2+
C. 9F- D. 7N3+
E. 11Na+
10_ Según Demócrito y Leucipo la palabra átomo significa:
A. constituyente de la materia
B. contenedor de energía
C. sin división
D. partícula eléctrica
E. partícula compuesta
11_ ¿Cuál de los siguientes elementos contiene el mayor número de neutrones?:
A.
112
48Cd
B.
112
49In
C.
112
47Ag
D.
114
47Ag
E.
114
48Cd
12_ ¿Qué información entrega la simbología química del elemento 27
13Al?:
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
13_ ¿Cuál de los siguientes átomos son isóbaros entre sí?:
I. 235
II 126C
III 137N
IV 238
V 136C
92U
92U
A.
B.
C.
D.
E.
I y IV
II y V
II y III
III y V
Ninguna de las anteriores
14_ Los elementos 136C y 137N , tienen en común el mismo número de:
A. electrones
B. protones
C. neutrones
D. protones + neutrones
E. protones – neutrones
15_ Con este símbolo Mg2+ , tratamos de representar que el átomo de Mg tiene:
A. 2 electrones más que el átomo neutro
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B.
C.
D.
E.
2 electrones menos que el átomo neutro
2 protones más que el átomo neutro
2 protones menos que el átomo neutro
2 neutrones más que el átomo neutro
16_ Si el número atómico (Z) de un elemento es igual a 20 y su número másico (A) es igual a 41, el
elemento tiene:
A.
B.
C.
D.
E.
20p+
20p+
21p+
20p+
20p+
1e20e20e20e21e-
20n°
20n°
20n°
21n°
20n°
17_ ¿Cuál de los siguientes átomos posee el mismo número de neutrones que un átomo de 88
38Sr ?:
89
A. 88
B. 38
Sr
C. 87
D. 84
39Y
37Rb
36Sr
18_ Las partículas subatómicas que se encuentran en el núcleo de un átomo son:
A. electrones y protones
B. neutrones y protones
C. neutrones y electrones
D. neutrones e isótopos
19_ El número de neutrones en el ión
A. 17
B. 20
C. 21
37 17Cl
es:
D. 37
E. 54
20_ Si un elemento desconocido tiene un número atómico igual a 9 y un número másico igual a
19. Podemos afirmar que su número de protones, neutrones y electrones son respectivamente:
A. 9,9,18
B. 10,10,19
C. 9,10,9
D. 9,10,10
E. 10,10,9
21_ Para que un átomo neutro de calcio ( Ca, Z=20) se transforme en Ca2+ , el debe:
A. perder 2 protones
B. perder 2 electrones
C. perder 2 neutrones
D. recibir 2 protones
E. recibir 2 electrones
35
22_ Las especies 35
16S y 17Cl , tienen igual número de:
A. protones
B. neutrones
C. electrones
D. protones + electrones
E. protones + neutrones
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23_ ¿Cuál o cuáles de las siguientes alternativas puede aplicarse al concepto de ión?
A. átomo con exceso de neutrones
B. átomo con déficit de protones
C. átomo con exceso de electrones
D. átomo sin neutrones
E. átomo con mayor cantidad de positrones
24_ Al comparar los protones y los neutrones, se puede afirmar que:
A. Tienen masas similares
B. Ambos tienen carga eléctrica
C. Se atraen entre si
D. Ambos se ubican en la envoltura
E. Ambos atraen a los electrones
25_ La partícula subatómica de menor tamaño y masa es:
A. Protón
B. electrón
C. Neutrón
E. Todas tienen tamaño y masa similar
D. Protón y neutrón
TEMA 2: “TEORÍA ATÓMICA”
JOSEPH THOMSON
Idea un modelo atómico sencillo, de fácil interpretación pero carente de sustento físico. El modelo
denominado “budín de pasas”, plantea un todo, donde los electrones se encuentran en un
ambiente cargado positivamente en un mismo espacio otorgándole la neutralidad eléctrica
ERNEST RUTHERFORD
Idea un modelo atómico, basado en una actividad experimental.
Sobre láminas muy delgadas de diversos metales hizo incidir un haz de partículas α .
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Resultados:
Sólo 1 de cada 100.000 partículas no consiguió atravesar la lámina. El resto prácticamente no se
desvió.
Con estas sorprendentes evidencias Rutherford concluye que:
1. La masa del átomo se concentra en el núcleo, puesto que sólo algunas partículas alfa son
repelidas cuando chocan con algo sólido (núcleo del átomo).
2. El núcleo del átomo es positivo, puesto que algunas partículas alfa experimentan desviación al
pasar cerca de él, (cargas de igual signo se repelen).
3. La mayor parte del átomo es espacio vacío, ya que casi la totalidad de las partículas alfa
atraviesan la lámina sin experimentar desviación.
4. El tamaño del átomo es aproximadamente 100.000 veces el tamaño del núcleo, esta gran
desproporción explica la escasa desviación que experimentan algunas partículas alfa.
5. Los electrones deben estar en continuo movimiento, pues no interfieren en el paso de las
partículas alfa, tampoco son atrapados por el núcleo
Además postula que el núcleo debe contener otra partícula, además de los protones, cuya
influencia nuclear sólo es en la masa, y por lo tanto, no posee carga. Más tarde, en 1932
Chadwick, descubre los NEUTRONES. El modelo atómico de Rutherford se denominó
"modeloplanetario del átomo" por su semejanza con el sistema solar
Errores en el modelo Planetario
• El modelo no aclara qué ocurre con la atracción entre el núcleo y los electrones girando a su
alrededor.
• Según los físicos de la época la atracción núcleo – electrón, aceleraría a este último y lo haría
caer inapelablemente al núcleo. De este modo, el modelo carecía de sustento físico
NIELS BOHR
Plantea su modelo atómico (hidrogenoide) argumentando lo siguiente:
1. La energía de un electrón está cuantizada, vale decir, sólo puede tener valores específicos
(niveles de energía).
2. Los electrones giran alrededor del núcleo en regiones bien definidas donde no pierden ni ganan
energía (estados estacionarios); “no hay emisión ni absorción de energía mientras los electrones
se mantengan en el mismo nivel”.
3. Si un electrón recibe energía puede pasar a otro nivel superior, si se devuelve al nivel de energía
original, emite el exceso en forma de onda electromagnética (luz).
4. las orbitas donde giran los electrones son circulares.
5. en estado fundamental el electrón siempre se encontrará muy cercano al núcleo.
La transición mediante la cual un electrón gana o pierde energía se conoce como salto energético
o salto cuántico.
Errores en el modelo estacionario de Bohr
_ El modelo solo logró explicar satisfactoriamente átomos hidrogenoides. Para aquellos con más
de un electrón sólo pudo predecir el número máximo por nivel (2n2).
_ El modelo planteaba que la órbita de los electrones era circular (radio fijo). Con esta presunción
fue imposible comprender los distintos estados energéticos de los electrones
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El modelo atómico de Bohr constituye el último intento de un sistema atómico usando la física
clásica, y su logro parcial se debe a que introduce en el modelo algunas condiciones propias de la
física cuántica, (aplicada por vez primera a modelos atómicos)
Disposición de los electrones según Bohr
Se sabe que existe un número máximo de electrones por nivel (2n2), así que por tanto, cada nivel
energético alberga un número único de electrones como máximo (principio válido hasta el cuarto
nivel energético). Así entonces, para:
EL MODELO MECÁNICO CUÁNTICO DE ERWIN SCHRÖDINGER
Principio de Incertidumbre de Heisenberg
Según el principio, ciertas parejas de variables físicas como la posición y la cantidad de movimiento
de una partícula no pueden calcularse simultáneamente con un 100% de exactitud. Si se
determina con cierta certeza la posición, queda incierta la cantidad de movimiento
Donde:
X = posición de la partículas
(mv) = cantidad de movimiento (momentum)
h = constante de Planck = 6,625 x 10 -23 J s
En 1924 un joven físico francés, Louis De Broglie, sugirió por primera vez que el electrón tiene
propiedades del tipo ondulatorio. En otras palabras, de Broglie planteó que un haz de electrones
se debería comportar de forma muy parecida a un haz de luz. A partir de entonces los electrones
son tratados como ondas y partículas ( comportamiento dual) y su ubicación se indica sólo en
términos de probabilidades
Edwin Schrödinger dedujo una ecuación fundamental, llamada “la ecuación de onda”, que logra
descifrar el comportamiento de un electrón alrededor del núcleo atómico. Si la posición no es
exacta, Schrödinger plantea las posibles ubicaciones en términos probabilísticos, así las soluciones
a las ecuaciones de onda se denominan “orbitales”(ψ 2).Debemos aclarar eso sí, que un “orbital”
es una función matemática, no un parámetro físico, tampoco se trata de una órbita ni una
trayectoria precisa. Físicamente corresponde a la zona del espacio donde posiblemente se
encuentre el electrón girando. Los estados de energía y sus funciones de onda se caracterizan por
un conjunto de números cuánticos con los que es posible construir un modelo comprensible para
el átomo
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MODELO MECANO CUÁNTICO
Es el modelo actualmente vigente establece que en el átomo existen unas zonas delimitadas u
orbitales donde hay mayor probabilidad de encontrar electrones. Estos orbitales se agrupan, a su
vez, en los distintos niveles de energía. Según este modelo, el electrón, no se circunscribe a una
órbita fija, sino que a una zona llamada orbital dentro de la cual existe una alta probabilidad de
encontrar el electrón.
PREGUNTAS TEORÍA ATÓMICA
1_ De acuerdo al modelo atómico de Ernest Rutherford, quien presenta carga eléctrica positiva,
concentra casi la totalidad de la masa del átomo y su tamaño es unas cien mil veces menor que el
átomo es
A. el protón.
B. el núcleo atómico. C. el electrón. D. el neutrón.
E. la nube electrónica
2_ “Toda la carga positiva y casi toda la masa del átomo están concentrada en un núcleo
extraordinariamente diminuto. Los electrones con carga negativa tienen una masa insignificante, y
sin embargo ocupan casi todo el volumen del átomo". Esta descripción corresponde al modelo
atómico de:
A. Thomson
B. Bohr
C. Schrödinger
D. Rutherford
E. Dalton
3_ El experimento de Ernest Rutherford permitió:
I_ conocer la constitución de los átomos
II_ medir la energía base del átomo de hidrógeno
III_ confirmar la existencia del núcleo atómico
¿Cuál(es) de las afirmaciones anteriores es(son) correcta(s)?
A. Sólo I
B. Sólo II
C. Sólo III
D. Sólo I y II
E. Sólo I y III
4_ En relación a las observaciones obtenidas en el experimento de Rutherford se afirma:
I_ la mayor parte de las partículas pasaron a través de la lámina sin desviarse.
II_ la mayor parte de las partículas pasaron a través de la lámina desviándose.
III_ una pequeña parte de las partículas rebotaron en la lámina.
¿Cuál(es) de las afirmaciones anteriores es(son) correcta(s)?
A. Sólo I
B. Sólo II
C. Sólo III
D. Sólo I y III
E. Sólo II y III
5_ El modelo atómico de Bohr sostiene que:
A. los electrones coexisten entremezclados con protones al interior del átomo.
B. los protones se encuentran estáticos en ciertas órbitas entorno a los electrones
C. los electrones se encuentran estáticos en ciertas órbitas entorno al núcleo
D. los protones se encuentran rotando en ciertas órbitas entorno al núcleo
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E. los electrones se encuentran rotando en ciertas órbitas entorno al núcleo
6_ Las partículas α usadas por Ernest Rutherford en el experimento de la lámina de oro, se
caracterizan por tener
I_ una gran masa.
II_ carga positiva.
III_ gran velocidad.
Es (son) correcta (s)
A. Sólo II
B. Sólo III
C. I y II
D. I y III
E. I, II y III
7_ ¿Cuál de las siguientes alternativas representa el modelo atómico propuesto por Neils Bohr?
A. cargas positivas y negativas distribuidas aleatoriamente dentro del núcleo atómico.
B. cargas positivas y negativas distribuidas aleatoriamente al interior de la periferia atómica.
C. cargas positivas y negativas distribuidas en la periferia atómica en ciertas órbitas.
D. cargas positivas distribuidas al interior del núcleo atómico y cargas negativas distribuidas
aleatoriamente en la periferia atómica.
E. cargas positivas distribuidas al interior del núcleo atómico y cargas negativas distribuidas
en ciertas órbitas en la periferia atómica.
8_ De acuerdo con el modelo atómico de Niels Bohr, en el nivel de energía n = 3, la cantidad
máxima de electrones permitida debe ser
A. 2
B. 8
C. 18
D. 32
E. 50
9_ El modelo atómico de Niels Bohr falla al suponer que
A. el electrón no tiene masa.
B. la trayectoria del electrón es fija y definida.
C. la energía del electrón no siempre es la misma.
D. la masa del electrón es despreciable.
E. el electrón tiene comportamiento ondulatorio
10_ Según el desarrollo histórico, indique la secuencia cronológica correcta
A. Dalton - Thomson - Rutherford – Bohr
B. Thomson - Dalton - Rutherford – Bohr
C. Rutherford - Bohr - Dalton – Thomson
D. Dalton - Thomson - Bohr – Rutherford
E. Dalton - Rutherford - Thomson – Bohr
11_ ¿Cuál(es) de las siguientes asociaciones de los científicos y sus aportes a la teoría atómica son
correctos?
I. Rutherford - Descubrimiento de protones y electrones.
II. Dalton - Los átomos son partículas fundamentales que forman los elementos y a su vez
se combinan para formar compuestos
III. Chadwik - Descubre los neutrones
IV. Bohr - Plantea el modelo atómico relacionado con el Sistema Solar
A. Solo II
B. Solo IV
C. II y III
D. I, II y III
E. II, III y IV
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12_ Quien sugirió que las cargas positivas del átomo se encontraban en el núcleo y los electrones
en torno a él fue
A. Bohr
B. Rutherford
C. Dalton
D. Thomson
E. Millikan
13_ El científico inglés que demostró la existencia de partículas eléctricamente neutras es
A. Niels Bohr
B. Ernest Rutherford
C. James Chadwick
D. John Thomson
E. John Dalton
14_ La visión actual que se tiene del átomo es aquella en que:
A. Electrones y protones están en el núcleo y los neutrones en la periferia
B. Electrones y neutrones están en el núcleo y los protones en la periferia
C. Protones y neutrones están en el núcleo y los electrones en la periferia
D. Protones y neutrones están en la periferia y los electrones en el núcleo
E. Protones y electrones están en la periferia y los neutrones en el núcleo
15_ Ernest Rutherford estudió el poder de penetración de las partículas alfa (α) emitidas de una
fuente radiactiva hacia una delgadísima lámina de oro y observó que algunas partículas eran
desviadas, una de un millón, y de estas algunas volvían a invertir su trayectoria. De esta
observación se puede deducir que
A. la masa del átomo se concentra en la envoltura.
B. el núcleo tiene baja densidad.
C. el núcleo posee cargas neutras.
D. el núcleo tiene carga positiva.
E. las partículas alfa son negativas
TEMA 3: “NÚMEROS CUÁNTICOS Y CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA”
NÚMEROS CUÁNTICOS
La situación energética de cada electrón está definida por cuatro estados denominados estados
cuánticos. A cada estado cuántico corresponde un número, por lo tanto, hay cuatro números
cuánticos para cada electrón de un átomo. Los números cuánticos identifican y describen a cada
electrón. Tanto la energía, como su nivel energético quedan descritos por estos números:
n: número cuántico principal.
ℓ: número cuántico secundario o azimutal.
m: número cuántico magnético.
s: número cuántico de spin.
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NÚMERO CUÁNTICO PRINCIPAL (n)
Indica el nivel de energía o región aproximada en la cual está girando el electrón. Nos da una
forma indirecta de determinar la distancia existente entre el electrón y el núcleo del átomo. Los
valores más bajos de n se encuentran más cercanos al núcleo. Los valores que puede tomar n son
todos aquellos enteros que van desde el 1 al infinito, aunque sólo se conocen 7. Este número
cuántico corresponde a los períodos en el actual sistema periódico.
Un incremento de n significa también mayor energía, ya que el electrón es más débilmente
retenido por el núcleo. En un nivel hay máximo 2n2 electrones, cálculo correcto hasta el cuarto
nivel
Nivel (n) Número máximo de electrones= 2n2
1
2∙12 = 2
2
2∙22 = 8
3
2∙32 = 18
4
2∙42 = 32
NÚMERO CUÁNTICO SECUNDARIO O AZIMUTAL (ℓ)
Nos indica la forma de la nube electrónica y corresponde a subniveles de energía dentro del nivel
energético, estos subniveles reciben el nombre de orbitales, un orbital se define como aquella
“zona del espacio en donde existe la máxima probabilidad de encontrar un electrón”
Los valores de ℓ son enteros positivos que van desde cero hasta (n-1), en donde n es el número
cuántico principal. Cada nivel tiene un número de subniveles igual al número cuántico principal,
así es el primer nivel tendrá un subnivel, el nivel dos tendrá dos subniveles.
n
1
2
3
4
ℓ = desde 0 hasta (n-1)
0
0y1
0, 1 y 2
0,1,2 y 3
Cantidad de subniveles
Uno
Dos
Tres
Cuatro
A cada valor de ℓ le corresponde un tipo de orbital, nombrados con las letras s, p, d o f
Nº cuántico secundario ℓ = 0 ℓ = 1 ℓ = 2 ℓ = 3
Orbital energético
s
p
d
f
15
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FORMA DE LOS ORBITALES
Orbitales p
Orbital
s
Orbitales d
Orbitales f
Cada orbital puede aceptar como máximo dos electrones
NÚMERO CUÁNTICO MAGNÉTICO ( m)
Describe las orientaciones espaciales de la nube electrónica frente al campo magnético ejercido
por el núcleo atómico. Los valores de m son enteros que van desde –ℓ a +ℓ incluyendo el cero
Tipo de orbital (ℓ) Orientaciones (m) Número de orbitales
0 (s)
0
1
1 (p)
-1, 0 , 1
3
2 (d)
-2, -1, 0, 1, 2
5
3 (f)
-3, -2, -1, 0, 1, 2, 3
7
16
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Relación entre los números cuánticos: n, ℓ y m
n
Posibles
valores de ℓ
0
Designación
Subnivel
1s
2
0
1
2s
2p
0
-1, 0, 1
1
3
4
3
0
1
2
3s
3p
3d
0
-1, 0, 1
-2, -1, 0, 1, 2
1
3
5
9
0
1
2
3
4s
4p
4d
4f
0
-1, 0, 1
-2, -1, 0, 1, 2
-3, -2, -1, 0, 1,
2, 3
1
3
5
7
1
4
del Posibles
valores de m
0
Nº de orbitales Total de orbitales en
en el subnivel
nivel
1
1
16
NÚMERO CUÁNTICO DE SPIN (s )
El estudio de los electrones revela la existencia de tres campos magnéticos distintos el primero
está asociado al movimiento del electrón en torno del núcleo y los otros dos son interpretados
como movimientos de rotación del electrón respecto a su propio eje. Esto quiere decir que el
electrón presenta un dipolo magnético, en uno de los casos el sur del dipolo apunta hacia arriba
(a) (+ ½) y en el otro apunta hacia abajo (b) (- ½)
CUADRO RESUMEN DE LOS NÚMEROS CUÁNTICOS
Número
cuántico
Principal
Símbolo Representa
Secundario
ℓ
Magnético
m
Spin
s
n
Valores probables
Nivel de energía o región aproximada donde 1, 2, 3, 4,…
gira el electrón
Forma de la nube electrónica
Desde 0 hasta (n 1)
Orientaciones de la nube frente a un campo Desde - ℓ, 0 hasta
magnético
+ℓ
Dirección de giro del electrón sobre su eje
+1 /2 y -1 / 2
17
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CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
La configuración electrónica es la forma en que los electrones se distribuyen entre los diferentes
orbitales de un átomo. La configuración electrónica más estable, o basal, de un átomo es aquella
en que los electrones están en los estados de energía más bajos posibles.. Si no hubiera
restricciones en cuanto a los posibles valores de los números cuánticos de los electrones, todos los
electrones se aglomerarían en el orbital 1s porque es el de más baja energía. Por lo tanto, para
poder escribir la configuración electrónica de cualquier átomo, debemos tener en cuenta los
siguientes principios:
_ PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI: En un átomo no puede haber dos electrones que posean
los mismos valores de los cuatro números cuánticos. Así el electrón con menor energía será aquel
que tenga los siguientes números cuánticos:
n = 1 ℓ= 0 m = 0 s = +½
_ PRINCIPIO DE MÁXIMA MULTIPLICIDAD DE HUND: Dice que en el caso de orbitales
degenerados ( orbitales p, d o f), se alcanza la menor energía cuando se maximiza el número de
electrones que tienen el mismo espín. Esto implica que los electrones ocuparán orbitales
individualmente hasta donde sea posible, con sus espines paralelos. Dicho de otro modo, sólo
cuando se haya semi completado un nivel de energía con los electrones, la regla de Hund permite
el apareamiento y por tanto completar el nivel electrónico
Por ejemplo: colocar 3 electrones en los orbitales p
_ PRINCIPIO DE AUFBAU O DE CONSTRUCCIÓN: Dice que los electrones se agregan al átomo
partiendo del orbital de menor energía, hacia los de mayor energía. Por tanto, los orbitales se
llenan en orden de energía creciente, con un máximo de dos electrones por orbital.
Conclusiones relevantes
Los electrones se distribuyen de a pares:
_ 2 en 1 orbital llamados s
_ 6 en 3 orbitales llamados p (px, py y pz)
_ 10 en 5 orbitales llamados d (dxy, dxz, dyz, x2 -y2 d y z2 d )
_ 14 en 7 orbitales f
¿CÓMO ESCRIBIR LAS CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS?
Por ejemplo, consideremos el átomo de Litio, que tiene tres electrones (recuerda que el número
de electrones de un átomo neutro, es igual a su número atómico: Z. El orbital 1s puede dar cabida
a dos de los electrones, el tercero se colocará en el orbital con la siguiente energía más baja, el 2s.
Podemos ocupar una regla empírica o el diagrama de Moeller
_ REGLA EMPÍRICA PARA EL LLENADO DE ORBITALES
El orden en que son ocupados los orbitales puede encontrarse empleando una regla empírica
sencilla, ésta es, que los electrones entran generalmente en aquel orbital que tenga el valor
mínimo posible para la suma (n + ℓ). Así, el orbital 4s (con n = 4 y ℓ = 0; 4 + 0 = 4) se llena antes
que el 3d (con n = 3 y ℓ = 2; 3 + 2 = 5).
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En caso que resultara igual la suma en ambos casos, se llenará primero el que tenga el valor más
bajo de “n”.
Ejemplo:
3d
3+2=5
4p
4+1=5
Se llena primero el orbital 3 d (ya que n es menor).
_ REGLA DE LAS DIAGONALES
ELECTRÓN DIFERENCIAL: Es el último electrón de la configuración electrónica, es decir, el más
energético.
NIVEL DE VALENCIA O CAPA DE VALENCIA: Corresponde al último nivel de energía, donde se
ubican los electrones
ELECTRONES DE VALENCIA: Corresponden a todos aquellos ubicados en el nivel de valencia
PREGUNTAS NÚMEROS CUÁNTICOS Y CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
1_ Si el número cuántico secundario (ℓ) posee un valor igual a 2, el número total de orbitales que
existirá será
A. 1
B. 3
C: 4
D. 5
E. 7
2_ El electrón que tiene como número cuántico principal 4 y número cuántico secundario 3, se
ubica en
A. 3p
B. 3f
C. 4d
D. 4f
E. 4p
3_ ¿En qué orbital se encontrará un electrón de números cuánticos n = 4; ℓ= 1 y m= -1?
A. 4px
B. 4py
C. 4pz
D. 4s
E. 4d
4_ La combinación de números cuánticos n y ℓ, para el ultimo electrón del átomo de 25Mn
A. n = 3 y ℓ = 2.
B.n = 3 y ℓ = 0.
C. n = 2 y ℓ = 2.
D. n = 3 y ℓ = 1.
19
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E. n = 2 y ℓ = 0.
5_ La suma de los números cuánticos n y ℓ asignados al tercer electrón de un átomo en estado
fundamental tiene valor
A. 1
B. 2
C. 3
D. 4
E. 5
6_ ¿Qué información entrega el número cuántico m?
A. El nivel de energía de los electrones
B. La zona de probabilidad de encontrar el electrón
C. Las posibles orientaciones de los subniveles electrónicos
D. El sentido de giro del electrón
E. La desviación del electrón
7_ Un átomo neutro posee una configuración electrónica [Ar]4s23d3, los números cuánticos
principal (n) y secundario (ℓ), para el último electrón son respectivamente
A. 4 y 0.
B. 4 y 2.
C. 3 y 2.
D. 3 y 3.
E. 1 y 0.
8_ Los valores de los número cuántico secundario y magnético en la notación 4d7, para el último
electrón son respectivamente
A. ℓ= 0 y m = 2
B. ℓ= 1 y m = -2
C. ℓ= 2 y m = -1
D. ℓ= 2 y m = 0
E. ℓ= 1 y m = 1
9_ ¿En cuál de las siguientes configuraciones electrónicas hay 5 electrones desapareados?
A. 1s2 2s22p1
B. 1s2 2s2 2p3
C. 1s2 2s2 2px2 2py22pz1
D. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3
E. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5
10_ Si un elemento X posee 20 electrones, su ultimo electrón se ubicará en
A. 3pz
B. 4s
C. 3px
D. 3d1
E. 3py
11_ La configuración electrónica de un átomo neutro es 1s22s22p63s23p3. Conociendo esta
información es posible determinar de este elemento
I_ la masa atómica.
II_ el Z.
III_ el número de electrones de valencia.
IV_ el A.
Es (son) correcta(s)
A. sólo I y II.
B. sólo II y III.
C. sólo I, III y IV.
D. sólo II y IV.
E. todas.
12_ ¿Cuál es la configuración electrónica del nitrógeno de número atómico 7?
A. 1s2 2s2 2px1 2py1 2pz1
B. 1s2 2s2 2px2 2py1
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C. 1s2 2s2 2px3
D. 1s1 2s1 2px1 2py1 2pz1 3s1
E. 1s3 2s3 2px1
13_ Los tres primeros números cuánticos para el electrón diferencial del átomo de
respectivamente
n ℓ m
A. 3 1 +1
B. 4 -1 +1
C. 3 1 -1
D. 3 0 -1
E. 4 1 +1
16S
son
14_ La configuración electrónica correcta para un átomo neutro cuyo electrón diferencial presenta
números cuánticos n = 3 y ℓ = 0 es
A. 1s2, 2s2 2p6, 3s2.
B.1s2, 2s2 2p6, 3s23p3.
C. 1s2, 2s2 2p6, 3s2 3p0.
D. 1s2, 2s2 2p6, 3s2 3p6, 4s2 3d1.
E. 1s2, 2s2 2p6, 3s23p1.
15_ ¿Cuál(es) de las siguientes especies posee la configuración electrónica 1s22s22p6?
I_ 9FII_ 11Na+
III_ 8O2Es (son) correcta(s)
A. sólo I.
B. sólo II.
C. sólo III.
D. sólo I y III.
E. I, II y III
16_ Si un electrón de un átomo pasa del orbital 3s al orbital 4s, entonces
A. se produce una emisión de energía.
B. el átomo del elemento se estabiliza.
C. se absorbió energía.
D. el átomo se transforma en un anión.
E. se obtiene un catión como resultado
17_ El principio de Exclusión de Pauli establece que
A. la posición y la velocidad de un electrón no pueden ser determinadas simultáneamente.
B.dos electrones ubicados en el mismo orbital atómico pueden presentar igual spin (spin
paralelo).
C. la velocidad de toda radiación electromagnética es igual a la velocidad de la luz.
D. dos electrones en un mismo átomo no pueden presentar los cuatro números cuánticos
iguales.
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E. al completar orbitales de igual energía se aparean de inmediato los dos electrones con spin
contrario.
18_ ¿Cuál de las configuraciones electrónicas es correcta para el berilio, de número atómico 4?
DATO: La flecha indica el spin del electrón.
TEMA 4: “TABLA PERIÓDICA”
La capacidad visionaria de Mendeléiev fue brillante; no sólo enunció la ley de periodicidad
química, también ordenó los elementos encontrados y guardó espacio para aquellos que aún no
habían sido descubiertos, incluso predijo las propiedades físicas y químicas de éstos
COMPORTAMIENTO DE LOS ÁTOMOS
El comportamiento de los átomos está determinado por su configuración electrónica, siendo la
distribución de los electrones en el nivel más externo la que determina principalmente su
reactividad y naturaleza química. Por esta razón, aquellos elementos que poseen una distribución
electrónica similar presentarán propiedades químicas similares.
Las propiedades de los átomos se repiten periódicamente si los elementos químicos se ordenan
según su número atómico creciente (Z).
Hoy se sabe ciertamente que la periodicidad; como propiedad, es función del número atómico (Z),
vale decir, depende exclusivamente de la configuración electrónica.
ANÁLISIS DE LA TABLA PERIÓDICA
Periodos:
_ Corresponden a las líneas horizontales o filas de la tabla periódica.
_ Los períodos se simbolizan con números enteros de 1 a 7, valor que va delante de cada uno de
ellos.
_ Los elementos de un mismo período poseen igual cantidad de niveles de energía.
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_ Los períodos son numerados dependiendo del valor del nivel energético más externo
_ Cada período comienza con un metal alcalino y concluye con un gas noble a excepción del
primer nivel, donde se ubica el hidrógeno.
Ejemplo:
2
2
6
1
11Na: 1s 2s 2p 3s
17Cl:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Ambos elementos tienen 3 niveles de energía
Grupos:
_ Corresponden a las líneas verticales o columnas, también reciben el nombre de familias.
_ Se simbolizan con números romanos del I al VIII.
_ Si el número romano va acompañado de la letra A, corresponden a elementos representativos.
_ Si el número romano va acompañado de la letra B, corresponde a elementos de transición.
_ También se simbolizan con números enteros del 1 al 18 según IUPAC
_ Si los grupos se numeran del 1 al 18, el segundo dígito indica la cantidad de electrones de
valencia en los elementos representativos.
Ejemplo: Elementos del grupo VA o 15 tienen 5 electrones de valencia.
_ Los elementos de un mismo grupo poseen propiedades físicas y químicas similares.
_ Tienen el mismo número de electrones en su último nivel de energía.
_ Cada elemento perteneciente a un mismo grupo se ubica en períodos distintos.
_ Los elementos del mismo grupo tienen una configuración electrónica similar en el último nivel
de energía.
Ejemplo
Oxígeno y Azufre pertenecen al mismo grupo: VIA o 16, lo que indica que tienen 6 electrones de
valencia:
8O
: 1s2 2s2 2p4
16S:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
DIAGRAMA DE BLOQUES DE ORBITALES
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CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
Tipos de elementos según su configuración electrónica
Representativos: Son aquellos que presentan en su configuración electrónica subniveles s o p
incompletos
19K
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
31 Ga
(Galio)1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p1
_ Corresponden a los elementos de las columnas: 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17
_ Configuración electrónica desde ns1 hasta ns2p5
_ Poseen sus niveles energéticos completos a excepción del último
Gases nobles o inertes: Son aquellos que presentan en su configuración electrónica subniveles s
y p completos. (excepto el He que es un gas noble pero posee solamente el subnivel s completo)
2He
1s2
18Ar
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
_ Corresponden a los elementos de la columna 18
_ Se caracterizan por tener todos sus niveles electrónicos completos
_ Configuración electrónica del tipo ns2p6 y ns2 para el helio.
_ En condiciones normales son químicamente inertes, sin embargo, se conocen algunas sales de
criptón (Kr) y xenón (Xe)
Transición: Son aquellos que presentan en su configuración electrónica subniveles d incompletos.
21Sc
(Escandio) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1
_ Corresponden a los elementos de las columnas 3 hasta la 12
_ Configuración electrónica: (n-1)d 1- 9 ns2
_ Presentan el penúltimo subnivel d y/o el último nivel s incompleto
Transición interna: Son aquellos que presentan en su configuración electrónica subniveles f
incompletos
2
2
6
2
6
2
10
6
2
10
6
2
6
62 Sm (Samario) 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f
_ Poseen sólo un subnivel incompleto (f)
_ Corresponden a los dos últimos períodos (lantánidos y actínidos)
Grupos o Familias de Elementos Representativos
Grupo
Familia
IAo1
II A o 2
Alcalinos
Alcalinos
Terreos
Del Boro
Carbonoides
III A o 13
IV A o 14
Electrones
valencia
1
2
3
4
de Configuración nivel
de valencia
ns1
ns2
ns2np1
ns2np2
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QUÍMICA
Contenidos 1° y 2° Medio
V A o 15
VI A o 16
VII A o 17
VIII o 18 o 0
Nitrogenoides
Anfigenos
Halógenos
Gases nobles
5
6
7
8
ns2np3
ns2np4
ns2np5
ns2np6
ELEMENTOS METÁLICOS
_ Son casi todos sólidos, a excepción del mercurio (Hg) y galio (Ga).
_ Son muy buenos conductores de la corriente eléctrica.
_ Tienen brillo metálico.
_ Son dúctiles, lo que permite que bajo la acción de una fuerza puedan deformarse sin romperse
(confección de hilos o alambres metálicos).
_ Son muy buenos conductores de calor.
_ Son maleables, es decir, su capacidad de deformación permite su uso para la confección de
láminas de grosor mínimo (un ejemplo es el oro).
_ Los metales son electropositivos (tienden a perder electrones), conducen fácilmente el calor y la
electricidad.
_ En estado sólido los metales tienen estructura cristalina (los átomos están situados en los nudos
de una red regular y definida)
_ Los metales son isotrópicos (tienen iguales propiedades en todas las direcciones)
ELEMENTOS NO METÁLICOS
_ Carecen de brillo metálico.
_ No son dúctiles ni maleables.
_ Son malos conductores de corriente eléctrica y calor.
_ Corresponden íntegramente a los elementos del grupo VI y VII –A del sistema periódico.
ELEMENTOS METALOIDES
_ Poseen propiedades intermedias entre metales y no metales. Un ejemplo es el silicio, metaloide
semiconductor, con amplios usos tecnológicos.
NOTACIÓN O ESTRUCTURA DE LEWIS
La notación o estructura de Lewis (sólo para elementos representativos, los elementos de
transición y transición interna no se consideran por tener capas internas incompletas) consiste en
representar los electrones de valencia de un elemento por medio de puntos, cruces o esferas.
Pasos para representar la estructura de Lewis
• Se escribe el símbolo del elemento
• Con un punto o una cruz (representa cada electrón de valencia) se van colocando los
electrones, en el sentido de los punteros del reloj o en el sentido contrario
• Ejemplo: 7N
• 1s2 2s2 2p3 Hay 5 electrones de valencia
PREGUNTAS TABLA PERIÓDICA
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QUÍMICA
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1_ Los elementos se encuentran ordenados en la tabla periódica de acuerdo a los números
atómicos. La configuración electrónica de elemento que se encuentra en el segundo periodo y en
el grupo V A es
A. 1s2 2s2 2px1
B. 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz1
C. 1s2 2s2 2px2 2py1
D. 1s2 2s2 2px1 2py1 2pz1
E. 1s2 2s2 2p5
2_ Al comparar un elemento “A” que se encuentra en el grupo IA y periodo 4 con un elemento “B”
que se encuentra en el grupo VIIA y en el periodo 3, ¿cuál o cuáles de las asociaciones es correcta?
Elemento A
I.
Comportamiento químico No metal
II. Electrones de valencia
4
III. Nombre del grupo
alcalinos
IV. Símbolo de Lewis
A. Solo II.
B. Solo III.
Elemento B
Metal
3
Halógenos
C. I y II. D. III y IV.
E. II, III y IV.
3_ La configuración electrónica ns2np5 es característica de los elementos llamados:
A. Halógenos
B. Alcalinos térreos
C. Alcalinos
D. Calcógenos
E. Gases nobles
4_ Los átomos de todos los elementos pertenecientes al tercer período, tienen en común:
A. igual cantidad de electrones de valencia
B. igual estructura de Lewis
C. iguales propiedades químicas
D. igual cantidad de niveles de energía
E. igual cantidad de electrones desapareados
5_ Es (son) propiedades generales de los metales
A. La conducción fácil del calor y de la electricidad
B. La ductilidad y la maleabilidad
C. Que en estado sólido tienen estructura cristalina muy compacta.
D. Que son isotrópicos
E. Todas las anteriores
6_ Todos los elementos de un mismo grupo o familia tienen igual
A. Potencial de ionización
B. Número de electrones de valencia
C. Número de electrones
D. Electronegatividad
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Contenidos 1° y 2° Medio
E. Número másico
7_ Los elementos químicos clasificados en el grupo I-A de la tabla periódica, tienen en común que:
I_ Todos tienen un electrón desapareado.
II_ Las configuraciones electrónicas terminan en s1.
III_ Todos, en estado iónico, se encuentran como aniones solubles.
Es(son) correcta(s):
A. Sólo I
B. Sólo II
C. Sólo III
D. Sólo I y II
E. I, II y III
8_ Un átomo cuyo número atómico es 18, está clasificado en la tabla periódica como:
A. Gas noble
B. Alcalino térreo
C. Alcalino
D. Halógeno
E. Calcógeno
9_ Un átomo es identificable si se conoce:
I_ su número de neutrones
II_ su número másico
III_ su número atómico
IV_ su número de protones
Es(son) correcta(s) :
A. sólo I y III
B. sólo II y III
C. sólo I y IV
D. sólo III y IV
E. sólo II, III y IV
10_ Un elemento químico presenta cinco electrones de valencia en el tercer nivel. Su número
atómico es
A. 3
B. 5
C. 13
D. 15
E. 17
11_ Para identificar totalmente los electrones de valencia de un átomo, se requiere conocer
A. los números cuánticos.
B. la órbita del electrón.
C. el número atómico.
D. el número másico.
E. el nivel energético
12_ Respecto al elemento del grupo VA y periodo 2 del sistema periódico, se puede afirmar
correctamente que
I_ su configuración electrónica es 1s22s22p3.
II_ tiene incompleto el segundo nivel.
III_ para el último electrón, el número cuántico secundario “ℓ ” es 2.
A. Sólo I.
B. Sólo II.
C. Sólo III.
D. I y II.
E. I, II y III.
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13_ La configuración electrónica del ión X5+ es 1s2 2s2 2p6
Respecto al elemento X, es correcto afirmar que
I_ pertenece al período 2
II_ pertenece al grupo V-A
III_ posee su electrón diferencial en el orbital 3pz
IV_ también puede formar el ión X3A. I y II
B.II y III
C. I, III y IV
D. I, II y III
E. II, III y IV
14_ La única pareja de elementos metálicos es: 14X
A. X y R
B. Z y W
C. W y R
29Z
3W
D. R y Z
18R
E. X y W
15_ Si un elemento X posee 17 electrones, su ultimo electrón se ubicará en
A. 3pz
B. 4s
C. 3px
D. 3d1
E. 3py
16_ La configuración electrónica de un elemento es 1s2 2s2 2p2, con esta información es posible
afirmar que
A. pertenece al grupo IIA y al segundo periodo.
B. pertenece al grupo VIA y al segundo periodo.
C. pertenece al grupo VIA y al cuarto periodo.
D. pertenece al grupo IVA y al segundo periodo.
E. pertenece al grupo IIA y al cuarto periodo
F.
17_ ¿Cuál es la notación de Lewis para un átomo X de configuración electrónica
1s2 2s2 2p5?
A.
B.
C.
D.
E.
18_ Si un elemento representativo pertenece al tercer periodo y presenta 4 electrones de
valencia, entonces lo más seguro es que se trate de
A. Al
B. Si
C. P
D. S
E. Cl
19_ ¿Cuál de los siguientes elementos químicos es el único que presenta orbitales d con
electrones?
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QUÍMICA
Contenidos 1° y 2° Medio
A.
B.
C.
D.
E.
17Cl
25Mn
15P
20Ca
18Ar
TEMA 5: “PROPIEDADES PERIÓDICAS”
Prestaremos nuestra atención al Sistema periódico como herramienta para conocer las
propiedades de los átomos y por ende de los elementos para entender adecuadamente su
comportamiento químico.
Conceptos preliminares:
Carga nuclear (Z): es igual a la cantidad de protones o número atómico
Efecto Pantalla (S): se denomina así al efecto que producen los electrones internos, en el sentido
de ser un impedimento para que la fuerza de atracción del núcleo llegue con la misma intensidad
hacia los electrones externos (electrones de valencia).
Carga nuclear efectiva (Zef): corresponde a la fuerza de atracción real del núcleo sobre los
electrones externos. Zef = Z- S
Clasificaremos de acuerdo a su naturaleza y magnitud las propiedades periódicas
Las primeras se refieren a relaciones de tamaño y son:
_ Volumen atómico
_ Radios atómicos y los radios iónicos
Las segundas; son de carácter energético y se denominan propiedades magnéticas, entre ellas
destacan:
_ Potencial de ionización o energía de ionización.
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_ Afinidad electrónica o electroafinidad.
_ Electronegatividad
PROPIEDADES RELACIONADAS CON EL TAMAÑO
RADIO ATÓMICO
Como el núcleo tiene carga positiva, atrae hacia sí a los electrones, sin embargo, los electrones se
repelen por su carga negativa, ambas contribuciones de fuerza electrostática determinan el
tamaño de un átomo.
El factor que condiciona la disminución de los radios atómicos es el aumento de la carga nuclear
efectiva (Zef), es decir, los electrones más externos son atraídos fuertemente hacia el núcleo
debido a que los electrones internos no apantallan muy bien a los electrones externos contra la
carga positiva del núcleo, haciendo que el átomo sea menor.
VOLUMEN ATÓMICO
_ Los volúmenes atómicos aumentan en los grupos a medida que aumenta el número
atómico, es decir, con el aumento del número cuántico principal.
_ Los mayores volúmenes corresponden a los metales alcalinos (Grupo I-A) esto justifica sus bajas
densidades, su escasa dureza y sus bajos puntos de fusión
RADIO IÓNICO
_ Corresponde al radio de un ión, ya sea catión o anión.
_ Cuando un átomo neutro se convierte en un ión, se espera un cambio en el tamaño
RADIO IÓNICO PARA UN ANIÓN:
Si el átomo forma un ANIÓN, su tamaño o radio AUMENTA, porque al adicionar uno o más
electrones la nube electrónica se EXPANDE, aumentando la repulsión electrón-electrón y
disminuye la fuerza de atracción del núcleo
RADIO IÓNICO PARA UN CATIÓN:
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Si el átomo forma un CATIÓN, su tamaño o radio DISMINUYE, porque al quitar uno o más
electrones la nube electrónica se CONTRAE, reduciendo la repulsión electrón-electrón y aumenta
la fuerza de atracción del núcleo.
RELACIÓN DE TAMAÑO ENTRE IONES
RADIO IÓNICO EN IONES ISOLECTRÓNICOS
PROPIEDADES MAGNÉTICAS
ENERGÍA DE IONIZACIÓN O POTENCIAL DE IONIZACIÓN (PI)
La energía de ionización de un átomo, corresponde a la energía mínima necesaria para sacar un
electrón desde el estado fundamental o ión gaseoso.
“El valor de la energía de primera ionización depende de una combinación de la carga nuclear
efectiva, el radio atómico y la configuración electrónica”.
El segundo P.I., será la energía requerida para quitar el segundo electrón, y así para la eliminación
sucesiva de electrones adicionales.
“Debido a su carga positiva, el catión Na+ atrae a los electrones con más fuerza que el átomo de
Na. En consecuencia, se requiere más energía para quitar el segundo electrón que para el
primero; las energías de segunda ionización siempre son más grandes que las de primera
ionización”
La ionización en fase gaseosa siempre es un cambio endotérmico. El P.I. se puede medir en Kcal o
en electrón-Volt (eV).
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_ En los períodos el PI aumenta al aumentar Z, sin embargo, se observa una disminución entre los
grupos IIA y IIIA; grupo VA y VIA por razones de estabilidad entre las configuraciones electrónicas.
_ En los grupos, al aumentar Z, el PI disminuye
Los menores valores de PI corresponden a los metales alcalinos y los mayores valores de PI a los
gases nobles.
AFINIDAD ELECTRÓNICA O ELECTROAFINIDAD (E.A.)
Es la energía liberada cuando un átomo de una muestra gaseosa capta un electrón en su nivel más
externo.
Al avanzar en los períodos, el radio atómico decrece y el electrón que se agregue a la capa externa
está más cercano a una carga positiva, por consiguiente, se libera más energía cuando se agrega
un electrón. En cambio, al bajar por un grupo, los radios de las capas aumentan porque el número
cuántico principal es mayor. El electrón agregado
está más lejos de la carga positiva en el núcleo. En consecuencia, la cantidad de energía liberada
cuando se agrega un electrón es menor
ELECTRONEGATIVIDAD (E.N.)
La E.N. es la tendencia que ejerce un átomo en una molécula para atraer electrones compartidos
hacia su nube o densidad electrónica
No tiene unidades. Linus Pauling en 1930, en base a los cálculos de energía de enlaces, postula una
escala donde asigna el valor de 4,0 al flúor, elemento más electronegativo, quien tiene mayor
tendencia a atraer un par electrónico enlazado hacia su nube, y un valor de 0.7 para el cesio y
francio elementos que presentan la menor atracción por un par electrónico enlazado
_ En los Períodos, la E.N. aumenta al aumentar Z.
_ Al aumentar Z en los grupos, la E.N. disminuye
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PREGUNTAS PROPIEDADES PERIÓDICAS
1_ La siguiente expresión ilustra en términos generales a el (la)
A.
B.
C.
D.
E.
electronegatividad.
energía de ionización.
afinidad electrónica.
radio atómico.
volumen atómico.
2_ El elemento con mayor afinidad electrónica del grupo de los metales alcalinos debe ser
A. 1H.
B. 3Li.
C. 11Na.
D. 19K.
E. 37Rb.
3_ Después del Flúor, el elemento con mayor electronegatividad es el
A. Cloro.
B. Bromo.
C. Oxígeno.
D. Nitrógeno.
E. Azufre.
4_ El elemento con el mayor radio atómico del sistema periódico es el
A. Helio.
B. Cloro.
C. Oxígeno.
D. Francio.
E. Radio.
5_ De acuerdo al diagrama
¿Qué propiedad periódica ilustra la figura?
33
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A.
B.
C.
D.
E.
radio atómico.
potencial de ionización.
volumen atómico.
densidad atómica.
Electronegatividad
6_ Respecto al radio atómico se afirma correctamente que
I_ disminuye con el aumento del número másico de un grupo.
II_ aumenta con el aumento del número atómico en un grupo.
III_ aumenta con el aumento del número atómico en un periodo
A. Sólo I.
B. Sólo II.
C. Solo III.
D. Sólo I y II.
E. Sólo II y III.
7_ El aumento de tamaño en un átomo se puede producir si
I_ gana electrones.
II_ pierde electrones.
III_ gana neutrones.
IV_ gana protones.
Es (son) correcta(s)
A. sólo I.
B. sólo II.
C. sólo I y III.
D. sólo II y III.
E. sólo I y IV.
8_ El elemento Neón (Ne)
I_ tiene mayor potencial de ionización que el Cloro (Cl).
II_ es más electronegativo que el Argón (Ar).
III_ es menos estable electrónicamente que el Helio (He).
Es (son) correcta(s)
A. sólo I.
B. sólo II.
C. sólo III.
D. sólo II y III.
E. I, II y III.
9_ Un elemento perteneciente al periodo 2 y al grupo de los halógenos:
I_ es altamente electronegativo.
II_ tiene menor tamaño que los otros elementos del mismo grupo.
III_ tiene mayor electroafinidad que el elemento del grupo IA y periodo 7.
IV_ es un no metal.
A. Solo I.
B. Solo IV.
C. Solo I y IV.
D. Solo II y III. E. I, II, III y IV
TEMA 6: “ENLACE QUÍMICO”
Dentro de los elementos que conocemos existen algunos muy estables como es el caso de los
gases nobles y otros bastante inestables como es el caso de la mayoría de los elementos que
conforman la tabla periódica. Los gases nobles debido a que tienen 8 electrones en su última
capa, a excepción del helio el cual tiene 2, son considerados gases “inertes” puesto que no
reaccionan con otros elementos químicos y casi no forman enlaces. Sin embargo todos los demás
compuestos pueden formar enlaces y en consecuencia una gran variedad de compuestos.
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Los elementos se enlazan ya que en su condición inicial son sistemas electrónicamente
inestables y al enlazarse adquieren una mayor estabilidad. La estabilidad máxima que puede
adquirir un átomo se alcanza cuando orbitan 8 electrones en su capa externa, la que
denominamos capa de valencia.
ENLACE QUÍMICO
El enlace es la unión de átomos o moléculas mediante atracciones electrostáticas. La unión de
átomos da origen a moléculas y la unión de moléculas da origen a complejos moleculares. El
objetivo del enlace atómico es alcanzar una configuración electrónica de gas noble y así ganar
estabilidad. Dentro de los enlaces se pueden encontrar el enlace iónico, covalente y metálico.
ENLACE IÓNICO:
El enlace iónico es la unión electrostática entre dos átomos que han perdido y ganado electrones
respectivamente. Se forma cuando los átomos que interactúan tienen una gran diferencia de
electronegatividad (mayor a 1,7). De esta manera el átomo con la mayor electronegatividad (no
metal) literalmente “le quita” un electrón al metal transformándose ambos en iones, que
posteriormente se mantendrán unidos debido a la atracción electrostática.
Puesto que los átomos buscan la estabilidad el sodio tiende a perder aquel último electrón y
se transforma en catión (+) quedando con configuración electrónica de gas noble y el cloro, al
recibir el electrón del sodio queda como un gas noble y con una carga neta negativa, es decir, se
convierte en anión. En consecuencia:
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FÓRMULAS DE COMPUESTOS IÓNICOS
NO
METALES
METALES
FORMULA
GENERAL
IONES
PRESENTES
EJEMPLO
P.F. (ºC)
IA
II A
III A
+
+
+
VII A
VII A
VII A



MX
MX2
MX3
(M+; X-)
(M2+; 2X-)
(M3+; X-)
LiBr
MgCl2
GaF3
547
708
800 (subl)
IA
II A
III A
+
+
+
VI A
VI A
VI A



M2X
MX
M2X3
(2M+; X-2)
(M2+; X-2)
(2M3+; 3X-2)
Li2O
CaO
Al2O3
>1700
2680
2045
IA
II A
III A
+
+
+
VA
VA
VA



M3X
M3X2
MX
(3M+; X-3)
(3M2+; 2X-3)
(M3+; X-3)
Li3N
Ca3P2
AlP
843
1600
ENLACE COVALENTE
El enlace covalente es la unión entre átomos (generalmente no metales) que comparten uno o
más pares de electrones para lograr una mayor estabilidad (formando un octeto entre los dos).
Regla del octeto: Los átomos se unen compartiendo electrones hasta conseguir completar la
última capa con 8 e- (4 pares de e-) es decir conseguir la configuración de gas noble: s2p6
Clasificación del Enlace Covalente
Según el número de electrones que participan en el enlace, se pueden clasificar en:
ENLACE SIMPLE: 2 electrones en total X
X
ENLACE DOBLE: 4 electrones en total X
X
ENLACE TRIPLE: 6 electrones en total X
X
Ejemplos:
H
H
O
O
N
N
TIPOS DE ENLACE COVALENTE
A diferencia de los enlaces iónicos cuando la diferencia de electronegatividades es menor a 1,7,
estamos en presencia de enlaces covalentes, sin embargo dependiendo de qué tan alta es esta
diferencia los enlaces covalentes se dividen en:
a_Enlace Covalente Polar: Este enlace se caracteriza porque el par de electrones enlazantes es
compartido por ambos átomos pero no de igual modo. Es decir, uno de los átomos (el más
electronegativo) atrae más hacia sí los electrones de enlace, sin embargo, no logra desprenderlos
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del todo como en el enlace iónico. Este enlace se produce
electronegatividad es menor que 1,7 pero mayor que 0,1.
cuando la diferencia de
Ejemplo: el agua presenta enlaces covalentes polares, puesto que la diferencia de electronegatividad
entre el oxígeno y el hidrógeno es menor a 1.7.
b_Enlace Covalente Apolar: Este enlace se caracteriza porque los electrones enlazantes están
equidistantes de ambos átomos, es decir, los comparten por igual. Este enlace ocurre cuando la
diferencia de electronegatividad es muy cercana a cero.
Ejemplo: El hidrógenoo molecular es una molécula que posee dos átomos de hidrógeno. Al ser
átomos iguales, la diferencia de electronegatividad es cero, por lo tanto, el enlace es apolar.
c_ Enlace Covalente Coordinado (o dativo): Este enlace ocurre en casos especiales. Para que exista un
enlace, es necesario que ambos átomos enlazantes aporten cada uno un electrón. El enlace
Coordinado se caracteriza porque uno de los átomos enlazantes aporta los dos electrones del
enlace. Muchas de estas especies no son muy estables, sobre todo porque al ocurrir un enlace
Dativo, la molécula quedará con carga neta positiva.
Ejemplo:
de electrones.
, donde los dos nitrógeno representan un par libre
Comparación entre el enlace covalente y el enlace iónico
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ESQUEMA RESUMEN ENLACE IÓNICO Y COVALENTE
electronegatividad
determina el tipo de enlace
Átomos iguales
que puede darse entre
Átomos diferentes
en los cuales
en los cuales
La diferencia de E.N.
La diferencia de E.N.
es diferente de cero
es cero
y el enlace es
Covalente puro o no polar
y el enlace puede ser
Covalente polar
Diferencia de E.N.
ejemplo.
H2; Cl2; N2
Entre 0 y 1,7
Iónico
Diferencia de E.N.
mayor que 1,7
Propiedades de los compuestos iónicos y covalentes
COMPUESTOS IÓNICOS
1.Son sólidos con altos puntos de fusión y de
ebullición.
2.Muchos son solubles en disolventes polares,
como el agua.
3.La mayoría es insoluble en disolventes no
polares, como el hexano C6H14.
COMPUESTOS COVALENTES
1.Son gases, líquidos o sólidos con bajos puntos de
fusión y ebullición .
2.Muchos de ellos son insolubles en disolventes
polares.
3.La mayoría es soluble en disolventes no polares,
como el hexano C6H14.
4. Los compuestos líquidos o fundidos no conducen
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4. Los compuestos fundidos conducen bien la
electricidad porque contienen partículas móviles
con carga (iones)
5.Las soluciones acuosas conducen bien la
electricidad porque contienen partículas móviles
con carga (iones).
la electricidad.
5.Las soluciones acuosas suelen ser malas
conductoras de la electricidad porque no contienen
partículas con carga.
ENLACE METÁLICO
Los enlaces metálicos se encuentran en los metales sólidos como el cobre, el hierro y el
aluminio. En los metales, cada átomo está unido a varios átomos vecinos. Los electrones
enlazantes son relativamente libres de moverse a través de la estructura tridimensional. Los
enlaces metálicos dan origen a propiedades metálicas típicas, como la elevada conductividad
eléctrica. Cuando los átomos de metales están juntos en el estado sólido, uno o más de sus
electrones de valencia llegan a estar separados de cada átomo para volverse DESLOCALIZADOS.
Estos electrones de valencia están libres para moverse por toda la estructura metálica
Así el enlace en metales consiste en la atracción entre estos electrones de valencia
deslocalizados y los restantes iones positivos del metal (cationes). Por esto se dice que los metales
están estructurados por una “colección” de cationes en un “mar” de electrones móviles.
PREGUNTAS ENLACE QUÍMICO
1. Un elemento del grupo 1, X, se une con un elemento del grupo 7, Y. ¿Cuál es la fórmula y el tipo
de enlace del compuesto formado?
a. X2Y
iónico
c. XY
covalente
b. XY
iónico
d. XY2
covalente
2. Un compuesto tendrá enlace iónico, cuando esté formado por elementos pertenecientes a los
grupos:
a. I y II
b. IV y V
c. V y VI
d. II y VII
e. V y VII
3. ¿ Cuál de las siguientes propiedades No corresponde a un compuesto IÓNICO?
a. Alto punto de fusión
b. Alto punto de ebullición
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c. Conduce la corriente eléctrica en estado sólido
d. Soluble en agua
e. Conduce la corriente eléctrica en solución acuosa
4. ¿ Cuál de los siguientes compuestos tienen enlaces covalentes ?
I.- NH3
a. I , II y III
II.- CO2 III.- NaCl
b. I, II
c. sólo III
d. I y III
e. sólo II
5. En la formación del compuesto KBr:
a. El potasio transfiere electrones y el bromo los acepta
b. El potasio y el bromo comparten sus electrones externos
c. El potasio y el bromo comparten sus cargas eléctricas
d. El potasio acepta electrones y el bromo entrega electrones
e. El potasio comparte electrones y el bromo gana electrones
6. ¿Cuál de los siguientes elementos forma un enlace covalente con fósforo?:
a. Calcio
b. Aluminio
c. Oxígeno
d. Litio
e. Sodio
7. ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es INCORRECTA?:
a. Los metales transfieren electrones
b. Los no metales y metales forman compuestos con carácter iónico
c. Los no metales pueden ganar o compartir electrones
d. Los no metales al unirse con metales forman sales
e. Los metales forman aniones
8. De los siguientes compuestos tienen enlaces covalentes excepto:
a. HCl
b. CsF
c. CCl4
d. H2O
e. CO2
9. ¿Cuál de los siguientes elementos es más probable que forme compuestos covalentes?
a. Na
b. Mg
c. Cs
d. C
e. Ca
10. En un compuesto AB, sus elementos están unidos por enlace iónico. Esto significa que:
I. AB se disocia en agua.
II. A y B comparten un par electrónico.
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III. A y B tienen una gran diferencia de electronegatividad.
IV. B cede un par electrónico y A capta un par electrónico.
a. I y III
b. Sólo II
c. II y IV
d. Sólo IV
e. Sólo I
11. ¿Cuál de las moléculas que se indican a continuación tienen unidos sus átomos por un enlace
covalente triple?:
a. O2
b. O3
c. H2
d. N2
e. I2
12. Un enlace iónico se caracteriza por establecerse entre dos átomos que
a. Presentan igual electronegatividad
b. Están muy cercanos en el sistema periódico
c. Comparten uno o más pares de electrones
d. Tienen una gran diferencia de electronegatividad
e. Se comportan como metals
13. Utilizando la tabla periódica, indique cuál de los siguientes compuestos tiene mayor carácter
iónico.
a. LiF
b. KF
c. CsF
d. CaF2
e. BaF2
14. Basado en la Tabla Periódica, prediga en cuál o cuáles de los siguientes casos se formará enlace
covalente
I. C con Cl
II. Li con Cl
III. F con Cl
a. Sólo I
b. Sólo II
c. Sólo III
d.
I y III
e. II y III
15. Los elementos No-Metales se caracterizan porque sus átomos forman
I. Enlace covalente
II. Iones negativos cuando se unen con metales
III. Moléculas poliatómicas en estado elemental
A. I
B. II
C. I y II
D. I y III
E. I, II y III
16. La unión iónica entre dos átomos debe esperarse que se produzca en aquellas situaciones en
que se cumpla(n) alguna(s) de esta(s) características:
I. que los átomos posean gran diferencia de electronegatividad (ej:NaCl)
II. que los dos átomos posean bajo valor de electronegatividad (ej:MgAl)
III. que los átomos posean alto valor de electronegatividad (ej:F2)
A. sólo I
B. sólo II
C. sólo III
D. I y III
E. II y III
17. X e Y forman un compuesto iónico de fórmula XY3. Si Y es más electronegativo que X, los iones que
constituyen esta especie química son:
a. X+ Yb. X- Y+
c. X3- Yd. X3+ Ye. X3+ Y341
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TEMA 7: “GEOMETRÍA MOLECULAR (Estereoquímica)”
El objetivo de la geometría molecular es conocer la manera en que los átomos en las moléculas
se ubican para entregarnos una visión tridimensional de una molécula. Recuerda que en los
compuestos iónicos hay una atracción electrostática que genera redes cristalinas características
para cada compuesto y no hay moléculas como tal. En una molécula covalente, los enlaces dan
una estructura tridimensional característica. La forma de una molécula explica una parte esencial
de sus propiedades físicas y químicas. Para describir la geometría de las moléculas, utilizaremos el
modelo VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion Theory) o la teoría de repulsión de los pares
electrónicos de la capa de valencia (TRPEV), esta teoría postula que los pares de e- alrededor de un
átomo se repelen entre sí, por ello, los orbitales que contienen estos pares de e-, se orientan de
forma que queden lo más alejados que puedan unos de otros.
¡Menor repulsión¡
Para ilustrar las reglas estereoquímicas, supondremos situaciones hipotéticas con la orientación
que deben adoptar un conjunto de cargas negativas en torno a una carga positiva central. Un
Sistema como el descrito se orienta espacialmente de tal manera que las cargas negativas se
ubiquen lo más alejadas entre sí de manera de reducir al mínimo las repulsiones entre ellas.
Consideremos algunas situaciones:
A_ Dos esferas negativas en torno a una positiva central, la única disposición es la LINEAL
B_ Tres esferas negativas en torno a una positiva central: la disposición sería la de un TRIÁNGULO
EQUILÁTERO.
C_ Cuatro esferas negativas en torno a una positiva central: la disposición más favorable es la de
un TETRAEDRO REGULAR.
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D_ Cinco esferas negativas en torno a una positiva central: la disposición más favorable es una
BIPIRÁMIDE TRIGONAL, en donde tres esferas tendría una disposición triangular (base de la
pirámide) y dos esferas en los ápices.
E_ Seis esferas negativas en torno a una central: la disposición más favorable es la de un
OCTAEDRO REGULAR, es decir dos pirámides de base cuadrada unidas por las bases.
A continuación estudiaremos la geometría molecular de moléculas que tienen pares de electrones
libres y de aquellas que no los tienen.
I MOLÉCULAS EN LAS QUE EL ÁTOMO CENTRAL NO TIENE PARES DE ELECTRONES LIBRES
Si se acepta que los pares electrónicos que rodean al elemento central se comportan igual que
esferas de carga negativa que rodean a una central positiva, puede aceptarse la siguiente
Notación o Fórmula Estereoquímica: ABn
En donde:
A = elemento o átomo central
n= cantidad de ligandos
B = ligandos (elementos unidos al átomo central)
De acuerdo al número de pares electrónicos que rodean al elemento central, las moléculas
pueden ser clasificadas en las siguientes categorías:
1.- DOS PARES ELECTRÓNICOS: las moléculas son del tipo AB2, con geometría molecular LINE
Ejemplos: BeH2, CO2
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2.- TRES PARES ELECTRÓNICOS: se orientan en los vértices de un triángulo equilátero. Los tres
pares electrónicos están compartidos, la molécula es del tipo AB3, con geometría molecular
TRIANGULAR O TRIGONAL PLANA.
Ejemplos: BF3, AlCl3
3.- CUATRO PARES ELECTRÓNICOS: se orientan en forma tetraédrica, los cuatro pares están
compartidos, la molécula es del tipo AB4, con geometría molecular TETRAÉDRICA.
Ejemplos: CH4, SiCl4
II MOLÉCULAS EN LAS QUE EL ÁTOMO CENTRAL TIENE PARES DE ELECTRONES LIBRES
Para moléculas que presentan pares electrónicos no enlazantes o libres se debe primero
distinguir la geometría electrónica y a partir de ella reconocer la geometría molecular. En la
siguiente figura se muestra que para una estructura electrónica tetraédrica (4 pares electrónicos
alrededor de un átomo central) podemos encontrar tres posibles geometrías moleculares,
dependiendo del número de átomos que rodean al átomo central.
Geometría
Molecular:
Tetraédrica
Piramidal
Angular
La geometría molecular: describe el ordenamiento espacial del átomo central y los átomos unidos
directamente a él y la geometría de los pares electrónicos es la que adoptan todos los pares de
electrones de valencia en torno al átomo central.
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La fórmula estereoquímica que se usa para moléculas con pares de electrones libres es ABnEm
En donde:
A = elemento o átomo central
B = ligandos (elementos unidos al átomo central).
n= cantidad de ligandos
E=pares electrónicos no compartidos del elemento central.
m= cantidad de pares electrónicos no compartidos.
Ejemplo:
De acuerdo a lo anterior, la fórmula estereoquímica del agua sería: AB2E2
A= átomo central: es el átomo oxígeno(O)
Bn= ligandos unidos al central y su cantidad: son los 2 átomos de hidrógeno(H)
Em = pares electrónicos no compartidos del átomo central: 2 pares electrónicos.
*La geometría molecular para moléculas con pares de electrones libres responde a la siguiente
clasificación:
A_ Dos pares electrónicos compartidos y uno sin compartir: la molécula es del tipo AB 2E con
geometría molecular ANGULAR
Ej: SO2
B_ Tres pares electrónicos compartidos y uno sin compartir: la molécula es del tipo AB 3E con
geometría molecular PIRAMIDAL o PIRÁMIDE TRIGONAL
Ej: NH3, PH3
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C_ Dos pares electrónicos compartidos y dos sin compartir. La molécula es del tipo AB 2E2 con
geometría molecular ANGULAR
EJ: H2O, H2S, H2Se
Cuando la molécula tiene todos los pares de electrones compartidos se denomina PRIMARIA o
PRIMITIVA y las que se originan de estas al dejar pares electrónicos no compartidos se
denominan SECUNDARIAS o DERIVADAS. La distribución espacial o geometría molecular es
independiente si el enlace es doble o triple. (se toman como simples)
Ejemplo:
En el Eteno cada carbono tiene una distribución Triangular plana o sea AB3.
EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO
1_ OCTETO INCOMPLETO: en algunos compuestos la cantidad de e- que rodea el átomo central es
inferior a ocho, como por ejemplo el Be, elemento del grupo IIA (y del 2° período) tiene dos e- de
valencia, forma el compuesto molecular BeH2 , en donde el Be queda rodeado con solo cuatro e-.
Ej:
Los elementos del grupo IIIA, en particular el B y Al forman compuestos donde la cantidad de eque rodea el átomo central es inferior a ocho, como por ejemplo el B tiene tres e- de valencia y
con los Halógenos (X) forma compuestos de fórmula general BX3. en donde el B queda rodeado de
seis e-.
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Ej:
2_ MOLÉCULAS CON NÚMERO IMPAR DE ELECTRONES DE VALENCIA. Como se requiere un
número par de e- para completar ocho, la regla del octeto no se puede cumplir en moléculas
como las de: NO ( óxido nítrico con 11e- de valencia) y de NO2 ( dióxido de nitrógeno con 17e- de
valencia)
EJ:
3_ OCTETO EXPANDIDO: los átomos de los elementos del tercer período en adelante forman
algunos compuestos donde el átomo central se rodea con más de ocho e-, ya que poseen orbitales
3d que pueden formar enlaces y son estos orbitales los que permiten que un átomo forme un
octeto expandido. Ej: En SF6, hexafluoruro de azufre, cada uno de los seis e- de valencia del S
forman enlaces covalentes con un átomo de F, de tal forma que el S queda rodeado con 12 e-.
EJ:
RESUMEN
I_ Moléculas sin pares de electrones libres (PRIMARIAS)
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II_ Moléculas con pares de electrones libres (PL) y pares de electrones de enlace
(PE).(DERIVADAS)
PREGUNTAS DE GEOMETRÍA MOLECULAR
1. ¿Cuál de las siguientes moléculas posee una estructura secundaria o derivada?
a. PCl5
b. PH3
c. BeCl2
d. CH4
2. En la estructura de Lewis para el ión NF2 - , el número de pares de electrones no compartidos
alrededor del átomo central de nitrógeno es:
a. 1
b. 2
c. 3
d. 4
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3. ¿Cuál de los siguientes podría tener una estructura de Lewis que es la más parecida a la
del trióxido de azufre, SO3?
a. BCl3
b. SO32c. H3O +
d. NF3
4. La forma de la molécula de PCl3 es:
a. angular
b. lineal
c. trigonal plana
d. piramidal
5. Las estructuras de las moléculas de BF3 y NH3 son:
a. ambas piramidales
b. ambas triangulares
c. triangular para BF3, piramidal para NH3
d. trigonal plana para BF3, lineal para NH3
6. ¿Cuál de las siguientes especies tiene una(s) estructura(s) de Lewis muy similar a la del
agua H2O?
a.
b.
c.
d.
NO2
SO2
SO3
OF2
7. ¿En cuál de las siguientes especies NO se cumple la regla del octeto en el átomo
central?
a. H2S
b. NO2
c. CO2
d. NCl3
8. ¿En cuántas de las siguientes moléculas el átomo central tiene un octeto electrónico expandido de
electrones?
SiCl4
ClF3
SF4
PCl3
PCl5
a. 1
b. 2
c. 3
d. 4
9. ¿En cuántos de los átomos de las especies subrayadas no tienen un octeto de electrones?
H2S
CH2Cl2
BF3
NH4+
a. 0
b. 1
c. 2
d. 3
10. ¿Cuál de las siguientes especies no tiene forma tetraédrica?
a. AlCl4b. SiH4
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c. NH4+
d. ICl411. ¿Cuál de las siguientes moléculas presenta geometría tetraédrica?
a. NH3
b. H2O
c. SO3
d. H2S
e. CH4
12. De la molécula CHCl3 (Cloroformo) es correcto afirmar que tiene
I. Geometría tetraédrica
II. Ángulos de enlace de 109,5°
III. Geometría angular
A. Sólo I
B. Sólo II
C. Sólo III
D. I y II
E. I y III
TEMA 8: FUERZAS INTERMOLECULARES
Como vimos anteriormente, existen fuerzas de atracción entre distintos átomos. Pero la cohesión
de una molécula no queda explicada sólo por eso, sino que además hay fuerzas que mantienen
unidas a las moléculas, lo que permite la formación de numerosas estructuras. Por lo tanto, las
fuerzas intermoleculares son las fuerzas de atracción que existen entre las moléculas, pero
también existen las fuerzas intramoleculares que mantienen juntos los átomos de una molécula.
Comparemos las fuerzas Intermoleculares v/s intramoleculares
Se necesitan 41 kJ para vaporizar 1 mol de agua (fuerza intermolecular)
H2O(líquido)
H2O(vapor)
En cambio, se necesitan 930 kJ para romper todos los enlaces O-H en 1 mol de agua
(intramolecular)
H2O
H2
+
½ O2
Se observa claramente que la cantidad de energía que se necesita para romper fuerzas
intramoleculares es mucho mayor que para romper las fuerzas intermoleculares, generalmente,
las fuerzas intermoleculares son mucho más débiles que las fuerzas intramoleculares.
TIPOS DE FUERZAS INTERMOLECULARES
Las fuerzas dipolo-dipolo, dipolo-dipolo inducido y las fuerzas de dispersión de London
integran lo que los químicos denominan fuerzas de Van der Waals, nombradas así en
reconocimiento al físico holandés Johannes van der Waals. Los iones y dipolos se atraen entre sí
mediante fuerzas electrostáticas conocidas como fuerzas ión-dipolo, que no son fuerzas de Van
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der Waals. El puente de hidrógeno es un tipo de interacción dipolo-dipolo particularmente fuerte,
dado que sólo unos pocos elementos participan en la formación del puente de hidrógeno, se trata
como una categoría aparte. A continuación se analiza cada una de éstas fuerzas intermoleculares.
Fuerzas dipolo-dipolo
Este tipo de interacción aparece solamente entre moléculas polares y se produce por las
atracciones electrostáticas que existen entre la zona cargada negativamente de una molécula y la
positiva de otra, lo que provoca que las moléculas se vayan orientando unas con respecto a otras.
Fuerzas dipolo-dipolo inducido.
Se producen cuando una molécula polar induce un dipolo en otra molécula no polar;
originándose, de esta forma, la atracción electrostática. Esta fuerza explica la disolución de
algunos gases apolares (Cl2) en disolventes polares.
Fuerzas ión-dipolo inducido.
Este tipo de fuerza es parecida a la anterior, pero el dipolo es previamente inducido por el campo
electrostático del ión.
Fuerzas de dispersión de London
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Estas fuerzas son originadas por el movimiento electrónico. En un instante la nube electrónica de
la molécula puede distorsionarse de tal forma que se produce un dipolo, en el instante siguiente ,
las posiciones de los polos positivos y negativos del dipolo serán diferentes, debido a que los
electrones se han movido.
La fuerza de atracción entre
estos “dipolos instantáneos” constituye la fuerza de London, las fuerzas de London más fuertes se
presentan entre moléculas grandes que poseen grandes nubes electrónicas que se polarizan o
distorsionan fácilmente.
Fuerzas ion-dipolo.
En este caso el ion se va rodeando de las moléculas polares, estas fuerzas son importantes en los
procesos de disolución de sales.
Puente de Hidrógeno
El Puente de Hidrógeno es una interacción especial dipolo-dipolo entre un átomo de H unido a
uno de los elementos más electronegativos, N, O o F, N-H, O-H, o F-H y un átomo electronegativo
de O, de N, o de F. La unión del Hidrógeno a estos átomos muy electronegativos provoca un
momento dipolar de enlace muy grande generando un cuasi-ión Hidrógeno que crea un campo
eléctrico grande a su alrededor.
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PREGUNTAS FUERZAS INTERMOLECULARES
1. Cuando los siguientes tipos de fuerzas se disponen de forma decreciente respecto de su fuerza ¿Cuál
es el orden correcto?
a. Covalente > P. de Hidrógeno > Van der Waals
b. Covalente > Van der Waals > P. de Hidrógeno
c. P. de Hidrógeno > Covalente > Van der Waals
d. Van der Waals > P. de Hidrógeno > Covalente
e. Van der Waals > Covalente > P. de Hidrógeno
2. Indique en cuál de los siguientes casos hay fuerzas de interacción de Van der Waals.
a. Fundir hielo
b. Fundir HF
c. Convertir NH3 líquido en vapor
d. Fundir hielo seco (CO2 sólido)
e. Hervir el agua
3. En relación a los puentes de hidrógeno cuál(es) de la(s) siguientes afirmaciones es o son falsas:
I. Son los responsables de los altos puntos de ebullición en ciertos compuestos.
II. El átomo de hidrógeno se une con otro átomo de baja electronegatividad.
III. El átomo de hidrógeno se une con otro átomo de alta electronegatividad.
a. Sólo I
b. Sólo II
c. I y III
d. II y III
e. Sólo III
4. Dadas las siguientes sustancias NaCl, CCl4 , CO2 , CH4 y H2O, señale la proposición que considere
correcta entre las siguientes:
a. En las sustancias CCl4 , CO2 , y CH4 las fuerzas intermoleculares de atracción son debidas
principalmente a fuerzas dipolo-dipolo
b. El NaCl y el H2O dan lugar a fuerzas de atracción ión-dipolo
c. El CCl4 , CH4 y H2O presentan fuerzas intermoleculares por puente de hidrógeno
d. El H2O y el CO2 son compuestos apolares
e. El CCl4 , CH4 y H2O presentan fuerzas intermoleculares de dispersión de London
5. Al comparar las distintas interacciones de atracción que pueden establecerse entre dos
especiesquímicas, las más débiles se establecen entre dos
A. átomos iguales, el enlace covalente apolar
B. moléculas, los puentes de hidrógeno
C. moléculas, fuerzas de van der Waals
D. iones, enlace iónico
E. átomos distintos, el enlace covalente polar
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TEMA 9: “ESTEQUIOMETRÍA”
REACCIONES QUÍMICAS
La química se preocupa del estudio de las propiedades de la materia y de los cambios físicos y
químicos que estas pueden experimentar, junto con la energía involucrada en las mismas.
Si se produce un cambio químico, las propiedades iniciales de los compuestos químicos
difieren sustancialmente de los compuestos iniciales. A los cambios químicos también se les llama
reacciones químicas y son procesos donde necesariamente implica ruptura y formación de
enlaces entre átomos y generación por consiguiente de nuevos compuestos.
Las reacciones químicas se representan con ecuaciones químicas, las que relacionan las
cantidades relativas de reactantes o reactivos, que corresponden a las sustancias que reaccionan, y
los productos, que son las sustancias que se generan producto de la reacción química. Los
elementos y compuestos que participan en una reacción química se representan por sus símbolos
y fórmulas químicas, respectivamente, agregando además, el estado físico de los reactantes y
productos: sólido(s), líquido (I), disuelto en agua o acuoso (ac) y gaseoso(g).
Analicemos la ecuación química que representa la combustión de metano o gas natural en
presencia de oxígeno.
CH4(g)+
202(g)
--------►
C02(g) + 2H20(g)
La ecuación nos muestra que los reactantes son el metano representado por la fórmula
CH4 en estado gaseoso y el oxígeno molecular gaseoso de fórmula 02. Los productos son el
dióxido de carbono gaseoso de fórmula C02 y el agua representado por la fórmula H20 en
estado gaseoso.
La ecuación química debe estar balanceada, es decir tiene que haber el mismo número
de átomos a ambos lados de ella, como aprenderemos más adelante. Para lograr el equilibrio
se agregan los llamados coeficientes estequiométricos delante de la fórmula o símbolo de
cada sustancia que participa. Para la primera reacción química se puede decir entonces que
una molécula de metano reacciona con dos moléculas de oxígeno y producen una molécula
de dióxido de carbono y dos moléculas de agua.
EQUILIBRIO DE ECUACIONES
La Ley de conservación de la materia o de Lavoisier establece que la materia no se crea ni
se destruye durante un cambio químico. El número y tipo de átomos involucrados en los
reactantes debe ser igual al número y tipo de átomos presentes en los productos. Al mismo
tiempo como la materia no se crea ni se destruye, la masa total de los productos de una
reacción es siempre igual al total de la masa de los reactivos. De ahí surge la necesidad de
equilibrar las ecuaciones de manera que siempre se cumpla esta ley. Para esto se le
anteponen números o coeficientes estequiométricos para igualar el número de átomos de
cada tipo en los reactivos y en los productos.
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Metano + oxígeno ---------------------> dióxido de carbono
CH4(g) +
O2(g)
En los reactantes hay:
1 átomo de carbono
4 átomos de hidrógeno
2 átomos de oxígeno
CO2(g)
+
+ agua
H2O(g)
En los productos hay:
1 átomo de carbono
2 átomos de hidrógeno
3 átomos de oxígeno
En este caso, los átomos de carbono están en igual cantidad a ambos lados de la ecuación, en
cambio, los átomos de oxígeno e hidrógeno no están balanceados. Para ajustar la ecuación
existe el método de tanteo:
BALANCEO DE ECUACIONES POR EL MÉTODO DE TANTEO
Este método es utilizado para ecuaciones sencillas y consiste en colocar coeficientes a la
izquierda de cada sustancia, hasta tener igual número de átomos tanto en reactantes como
en productos. Para equilibrar ecuaciones, sólo se agregan coeficientes a las fórmulas que lo
necesiten, pero no se cambian los subíndices. Se va equilibrando cada elemento, de manera
que tengan los mismos átomos a ambos lados de la ecuación. Veamos un ejemplo:
CH4(g) + 02(g)  C02(g) + H20(g)
Para comenzar, se eligen los elementos que estén en un solo compuesto, a ambos lados
de la ecuación. En el ejemplo, carbono se encuentra equilibrado, no así el hidrógeno. Como
se puede observar, faltan 2 átomos de hidrógeno en los productos, por lo tanto, se coloca un
2 delante de la molécula de agua.
CH4(g) + 02(g)  CO2(g) + 2 H20(g)
Luego, al contar nuevamente la cantidad de átomos de hidrógeno a cada lado de la
ecuación, se puede observar que existe la misma cantidad de átomos. En el caso del oxígeno,
hay 2 átomos en los reactantes y 4 átomos en los productos. Para balancear la ecuación,
debemos poner un 2 delante del 02.
CH4(g) + 2 02(g) C02(g) + 2 H20(g)
Ejercicios: Equilibra las siguientes reacciones químicas
a.- H2O2 + SO2  H2SO4
b.- Al + Cr2O3  Al2O3 + Cr
c.- Al(NO3)3 + Na2S  Al2S3 + NaNO3
d.- Li + N2  Li3N
e.- C6H14O + O2  CO2 + H2O
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f.- CaCO3 + HCl  CaCl2 + CO2 + H2O
ESTEQUIOMETRÍA
Conceptos básicos:
EL MOL
En el sistema internacional (SI): El mol es la “unidad de cantidad de sustancia o de materia que
contiene tantas unidades elementales (átomos, moléculas, iones u otras partículas) como átomos
ha en 12 gramos del isótopo de carbono -12”
1 mol de especies (átomos, moléculas, etc.) = 6,02 x 1023 especies.
6,02 x 1023 se denomina número de Avogadro o constante de Avogadro
La masa de un átomo expresada en uma, tiene el mismo valor de la masa molar en gramos o sea:
1 átomo de K= 39,1 uma
1 mol de átomos de K(su masa molar)=39,1g
MASA MOLAR
a.- Masa molar de un elemento:
“Es igual a la masa expresada en gramos de 1 mol de sus átomos o sea de 6,02 x 1023 átomos”
La masa molar de un elemento se expresa en: g/mol
Ej: El Cu tiene masa molar 63,55g/mol.
¿Qué significa este valor para el elemento Cu?
Significa que 1 mol de átomos de Cu masan 63,55 g y contiene 6,02 x 1023 átomos de Cu o sea :
1mol át Cu = 63,55 g Cu= 6,02 x 1023 átomo de Cu ; es decir una triple relación de igualdad:
1mol át de Cu = 63,55 g de Cu
1mol de Cu = 6,02 x 1023 át Cu
63,55 g Cu = 6,02 x 1023 át Cu
b.- Masa molar de un compuesto:
“Es igual a la masa expresada en gramos de un mol de moléculas de un compuesto (covalente) es
decir de 6,02 x 1023 moléculas”
si el compuesto es iónico: “Es igual a la masa expresada en gramos de un mol de unidades
formulares es decir de 6,02 x 1023 unidades formulares”
Cómo un compuesto está formado por dos o más elementos diferentes: “DATO IMPORTANTE”
Su masa molar es igual a la suma de las masas molares de todos los elementos que lo forman (sin
complicarse con la calidad del compuesto si es covalente o iónico).
Recuerde que la fórmula de un compuesto sirve para representar a la molécula del compuesto y al
mol de moléculas del compuesto.
Es decir el etano tiene fórmula global C2 H6 por lo tanto:
a_ La molécula de etano está formada por: 2 átomos de C y 6 átomos de H, luego 8 átomos en
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total
b_ El mol de Etano está formado por: 2 moles de C y 6 moles de H, luego 8 moles en total.
Luego la cantidad de átomos en una molécula y la cantidad de moles de cada elemento en un mol
del compuesto los indican los subíndices de la fórmula.
Como conclusión a partir de la forma de como calcular la masa molar de un compuesto, ésta es” la
suma de todos los moles de elementos que lo forman”.
Ej: H2O tiene 2 moles de H y 1 mol de O
2 x 1 g/mol + 16 g/mol = 18 g/mol
Ej: (NH4)2 HPO4: 2 moles de N = 2x14 g/mol = 28,0 g
9 moles de H = 9x1 g/mol = 9,0 g
1 mol de P = 1x30,1 g/mol = 30,1g
4 moles de O = 4x16 g/mol = 64,0 g
__________
131,1 g/mol
En conclusión:
En el caso del agua: 1 mol de H2O = 18 g de H2O = 6,02 x1023 moléculas de H2O = 2 moles de H = 1
mol de O = 2 g de H = 16 g de O = 2 x 6,02 x1023 átomos de H = 6,02 x1023 átomos de O.
VOLUMEN MOLAR DE LOS GASES.
“Un mol de cualquier gas a 1 atmósfera de presión y 0ºC o 273K de temperatura, ocupan un
volumen de 22,4 L”
Las condiciones 0ºC y 1 átomo de denominan condiciones estándares a temperatura y presión
estándar (T.P.E. o S.T.P.)
Por lo tanto si un recipiente herméticamente cerrado contiene 1 mol de gas dióxido de carbono
(CO2) anhídrido carbónico en condiciones estándar sabríamos que en el recipiente hay:
44g de CO2 = 6,02 x 1023 moléculas de CO2 = 22, 4 L de CO2
ESTEQUIOMETRIA DE UNA REACCIÓN QUÍMICA
Para poder comprender qué es la estequiometria debes tener muy claro qué es una
ecuación química. Una ecuación química contiene una serie de información la que puede
ser aprovechada y útil ya que básicamente es como una "receta" que nos muestra la
cantidad de reactantes y productos implicados en una reacción. El concepto de
estequiometria se refiere al cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactivos y
productos en el transcurso de una reacción química. Esta relación puede ser en gramos,
litros, moles, moléculas etc.
Una de las cosas más importantes es contar con una ecuación balaceada, ya que los
coeficientes estequiométricos nos indican las relaciones que se establecen entre ellas, y
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puesto que son una relación entre reactantes y productos pueden multiplicarse o
dividirse por cualquier número, sin que cambien las relaciones entre ellas. Veamoslo a
través de un ejemplo: la ecuación equilibrada de la formación del agua a partir de sus
elementos.
2H2(g)+ 02(g) 
2H20(g)
A partir de una ecuación uno puede obtener la relación entre moléculas, moles de partículas,
masas y volúmenes, como se muestra a continuación:
EJERCICIO: Interpreta la siguiente ecuación química (recuerda equilibrar la ecuación primero)
Identifica si las frases son verdaderas o falsas en relación a la siguiente reacción ajustada:
CH4(g) + 2 O2(g)  CO2(g) + 2 H2O(g)
a.- La reacción de 16g de CH4 produce 2 moles de agua _______________
b.- La reacción de 16g de CH4 produce 36g de agua _______________
c.- La reacción de 32g de O2 produce 44g de CO2 ______________
d.- Una molécula de CH4 reacciona con 2 moléculas de O2 ______________
e.- Un mol de CH4 produce 44 g de CO2 ____________
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CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS (cálculos basados en ecuaciones)
Como aprendimos recién en una reacción química podemos obtener información respecto a cómo
se relacionan los reactantes y productos en una reacción. Ahora aprenderemos como podemos
predecir a través de estas relaciones el comportamiento de una reacción química.
Es importante destacar que la relación matemática que se establece en una ecuación química
es en moles ya que es en función del número de partículas que participan de la reacción química.
Sin embargo la materia por lo general se mide en función de la masa, por lo que es esencial que
cuando se trabaje con masa (gramos) se respete las proporciones estequiometricas. El siguiente
diagrama te ayudará a seguir el camino correcto
Si se conoce la cantidad de una sustancia que participa en una reacción química, y si se
tiene la ecuación química balanceada, se pueden calcular las cantidades de los demás reactivos y
productos. Los cálculos de este tipo son esenciales en la química y se ocupan de forma rutinaria en
los análisis químicos y en la industria química. Todas las reacciones químicas deben seguir las
proporciones estequiométricas dada por la ecuación química, de ahí la importancia de balancear
las ecuaciones antes de realizar cualquier ejercicio numérico.
Veamos un ejemplo: Tenemos la siguiente reacción
Mg(s) + 2 HN03(ac)  Mg(N03)2(ac) + H2(g)
nos interesa contestar cuánto ácido nítrico se necesitará para que reaccionen 5 moles de
Magnesio ¿cómo lo hacemos?
_ Los coeficientes en la reacción nos muestran la relación entre los dos reactantes: para hacer
reaccionar un mol de Mg se necesitan 2 moles de HN03.
1 mol Mg  2 mol HNO3
_ Ahora resolvemos las interrogantes estableciendo las relaciones pertinentes. Si con 1 mol de
magnesio reaccionan 2 moles de ácido nítrico, la pregunta es ¿cuántos moles de ácido nítrico
necesito para que reaccionen con 5 moles de Mg?. Esto se puede expresar como una proporción
directa de la siguiente manera:
1 mol Mg  2 mol HNO3
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5 mol Mg  x mol HNO3
Al despejar X, el resultado es:
X= 5 mol Mg x 2 mol HNO3
1 mol Mg
= 10 moles
_ La respuesta a la pregunta inicial es que se necesitan 10 moles de ácido nítrico para que
reaccionen 5 moles de magnesio.
Veamos un segundo ejemplo:
Consideremos la reacción de combustión del butano (C4Hi0) qué es el combustible que
encontramos en los encendedores desechables, cuya ecuación balanceada se muestra a
continuación:
2 C4H10(I) + 13 02(g)  8 C02(g) + 10 H20(g)
Calculemos la masa de C02 que se genera cuando se combustiona lg de butano, ¿cómo lo
hacemos?
_ Los coeficientes en la reacción nos muestran como están estos dos componentes relacionados: al
hacer reaccionar 2mol de C4H10 estos producen 8 moles de C02.
2 mol C4H10(I)  8 mol C02
_ Puesto que la pregunta nos pide una relación estequiometrica en gramos, podemos utilizar la
relación dada en moles y convertirlos a través de la masa molar en una relación en gramos.
2 mol C4H10 : 58g/mol x2mol = 116 g
10 mol CO2: 44g/mol x 8 mol = 352 g
Con estos cálculos reinterpretamos la relación estequiometrica inicial: al hacer reaccionar 116 g de
C4H10 estos producen 180g moles de C02.
116g C4H10  352g CO2
1g C4H10  x g CO2
X = 1g C4H10 x 353g CO2 = 3,03g de CO2
116g C4H10
(significa que al combustionar 1g
de C4H10 se producen 3,03 g de
CO2)
REACTIVO LIMITANTE Y PORCENTAJE DE RENDIMIENTO
El reactivo limitante ess aquella sustancia que reacciona completamente, se consume primero,
limita la reacción del otro u otros reactivos e impide que la reacción siga produciéndose.
El porcentaje de rendimiento es lo que se obtiene en una reacción, se expresa en porcentajes, los
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que se denominan de dos formas diferentes:
A.- Rendimiento Teórico: Es el que se obtiene de la reacción planteada en forma de ecuación, a
éste se da el 100% de Rendimiento.
B.- Rendimiento Experimental: Es el que se obtiene al realizar la reacción en el laboratorio.
Para determinar cuál es el reactivo limitante se puede aplicar los siguientes métodos:
I) Se interpreta la ecuación ajustada según las necesidades de la pregunta (en moles, gramos,
litros, partículas) y basándose en tal información, calculas (a tu elección) la cantidad de uno de los
reactivos que se necesita para que el otro reaccione completamente. Una vez calculada la
cantidad, la comparas con la que te dieron y esto te permitirá descubrir el Reactivo Limitante.
II) Suponiendo que no conoces el Reactivo Limitante, otro método que puedes aplicar es el
siguiente: se interpreta la ecuación ajustada y calculas la cantidad que puedes obtener de uno de
los productos, haciendo el cálculo con cada uno de los reactivos, el reactivo que te de la MENOR
cantidad del producto, es el Reactivo Limitante.
Tanto el reactivo limitante y el porcentaje de rendimiento los determinaremos resolviendo el
siguiente problema:
Dada la siguiente reacción: 6 Li
+
N2
→
2 Li3N
Masas molares: Li= 7 g/mol
N= 14 g/mol
Si se hacen reaccionar 5,4 g de Li con 3,2 g de N2:
a) ¿Cuál es el reactivo limitante?
b) ¿Cuál es la máxima cantidad de Li3N que se forma?
c) Si en b se obtienen experimentalmente 7,5 g de Li3N.¿Cuál es el % de rendimiento?
a) ¿Cuál es el reactivo limitante?
6 Li +
42g +
N2
→
28g →
2 Li3N
70g
Ley de Lavoisier: Ajuste de:
átomos y de masa.
70g
X= 3,6 g de N2
El Li no reacciona completamente, ya que la masa de N2 dada es menor a la que se necesita, luego
el N2 es el Reactivo Limitante.
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X= 4,8 g de Li
El N2 reacciona completamente, por lo tanto es el Reactivo Limitante, ya que la masa de Li dada es
mayor a la que se necesita, es decir esta en exceso (quedan 0,6 g de Li que sobran o no
reaccionan).
IMPORTANTE: con cualquiera de los reactantes llegas a la misma conclusión.
b) ¿Cuál es la máxima cantidad de Li3N que se forma?
X= 9 g de Li3N
X= 8 g de Li3N
Respuesta: 8 g de máxima cantidad que se obtiene de Li3N.
¿Por qué el otro resultado es incorrecto?
¡¡Porque contradice la Ley de Lavoisier !!
5,4 g de Li + 3,2 g de N2
9 g de Li3N
¡Imposible se estaría creando materia!
5,4 g de Li + 3,2 g de N2 → 8 g de Li3N + 0,6 g de Li
¡CORRECTO!
De acuerdo a lo anteriormente dicho si con el reactivo N2 se obtuvo el resultado correcto,
entonces el N2 es el Reactivo Limitante
c) Si en b se obtienen 8 g de Li3N y experimentalmente se obtienen 7,5 g, aplicando lo conceptual
se tiene que:
X= 93,75% de Rendimiento
NOTA: si la reacción tuviese 65% de rendimiento ¿Cuántos gramos de Li3N se obtendrían?
8 g de Li3N
100% Rend
=
X g de Li3N
65% Rend
X = 5,2 g de Li3N
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PREGUNTAS DE ESTEQUIOMETRÍA
1_ ¿Cuántos átomos hay en 3 moles de agua?:
a. 3
b. 9
c. 3 x 6,02 . 10 23
d. 9 x 6,02 . 10 23
e. 6,02 . 10 23 /9
a. 0,5 mol
b. 1,0 mol
c. 1,5 mol
d. 2,0 mol
e. 4,0 mol
2_ Determinar el número de átomos que Hay en 5 moles de Selenio
a. 6,02 x 1023 x 5
b. 5 / 6,02 x 1023
c. 6,02 x 1023 /
d. 6,02 x 1023
e. 1 / 6,02 x 1023
3_ El número de moles que existen en 54 g de H2O:
a. 0.33 moles
b. 1 mol
c. 2 moles
d. 3 moles
e. 5 moles
4_ ¿Cuántos átomos de oro existen en un anillo de oro puro, que pesa 4,0 g?:
a. 4,0 / 197 átomos
b. 4,0 x 197 x 6,02x1023 átomos
c. 4,0 x (6,02x1023) / 197 átomos
d. 4,0 x 197 / 6,02x1023 átomos
e. 6,02x1023 x 4,0 x 197 átomos
5_ Cuando se relacionan conceptos como, cantidad de moles, masa molar, volumen molar y
número de Avogadro, podemos afirmar que:
I.
en 5 moles H2O hay 90 gramos de Oxígeno
II.
en 2 moles de CO2 en CNPT hay 44,8 L de CO2
III.
en un mol de moléculas de NO2 hay 6,02 x 1023 de NO2
Es(son) correcta(s):
a. I y II
b. II y III
c. I,II y III
d. Sólo II
e. Sólo III
6_ La masa en gramos de una molécula de CO2 es:
a. 28 g
b. 44 g
c. 6,02 x 10-23 g
d. 7,31 x 10-23 g
e. 7,3 x 1023 g
7_ El número de átomos de hidrógeno necesarios para preparar 0,88 g propano ( C3H8) es :
a. 9,6 x 1022
b. 8,0 x 1022
c. 4,8 x 1022
63
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QUÍMICA
Contenidos 1° y 2° Medio
d. 1,2 x 1022
e. 6 x 1022
8_ La masa molar del hidróxido de calcio
a. 38,o6 g
b. 73,09 g
c. 74,10 g
d. 114,2 g
e. 57,09 g
9_ ¿Cuántos átomos de carbono hay en 0,80 moles de C6H12O6?:
a. 4,8 x 1022 átomos
b. 2,9 x 1024 átomos
c. 6,02 x 1023 átomos
d. 3,6 x 1024 átomos
e. 2,1 x 1024 átomos
10_ Equilibre o balancee la siguiente ecuación:
_____ NH3 + _____ O2  ____ NO2 + _____ H2O
La ecuación balanceada nos indica que 1 mol de NH3 requiere de ________ mol(es) de O2
a. 0,57
b. 1,25
c. 1,33
d. 1,75
11_ _____ H2SnCl6 + _____ H2S  ____ SnS2 + _____ HCl
Cuando la ecuación dada arriba está correctamente balanceada con números enteros pequeños, los
coeficientes respectivos son:
a. 1,2,1,6
b. 1,1,1,3
c. 2,4,2,6
d. 2,4,2,12
12_ ¿Cuántos moles de agua se producirán a partir de la combustión completa de 14,4 g de C5H12?
C5H12 + 8 O2
a. 0,20
 5 CO2 + 6 H2O
b. 0,60
c. 1,2
d. 2,4
13_ El sulfato ferroso se descompone por el calor de acuerdo a la siguiente ecuación:
2 FeSO4(s)

Fe2O3(s)
+ SO2(g) + SO3(g)
Si se descompone 1 mol de FeSO4 , la cantidad de moles de gas que se liberan son:
a. 0,5 mol
b. 1 mol
14_ La ecuación
I.
N2 + 3 H2
c. 1,5 mol
d. 2 mol
 2 NH3 , se puede interpretar de una o varias maneras:
1 molécula de nitrógeno reacciona con 3 moléculas de hidrógeno para producir 2
moléculas
64
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QUÍMICA
Contenidos 1° y 2° Medio
II.
III.
de amoníaco
Al combinarse 28 g de nitrógeno con 6 g de hidrógeno se producen 34 g de amoníaco
La combinación de 1mol de nitrógeno con 3 moles de hidrógeno producen 2 moles de
amoníaco
a. Sólo I
b. Sólo III
c. I y II
d. I, II y III
15_ En la reacción:
K2Cr2O7 + 14 HCl  2 Cl2 + 2 CrClx + 2 KCl +7 H2O
El valor de X es:
a. 4
b. 3
c. 2
d. 1
TEMA 10: “SOLUCIONES”
Una solución o disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancia. La que está en mayor
cantidad la llamamos solvente y la que está en menor cantidad la llamamos soluto
Podemos distinguir tres tipos de soluciones, dependiendo del estado de agregación del soluto y el
solvente:
_ Sólidas: donde el solvente y el soluto son sólidas
_ Líquidas: el solvente es líquido y el soluto puede estar en cualquiera de los tres estados
fundamentales de la materia
_ Gaseosas: tanto el solvente como el soluto se encuentran en estado gaseoso
SOLUBILIDAD
Máxima cantidad de soluto que puede ser disuelto a una temperatura dada, en una cierta
cantidad de solvente.
Cuando se ha disuelto el máximo de soluto en un volumen de disolvente se dice que la disolución
está saturada. Al agregar mayor cantidad de soluto a una disolución saturada el soluto no se
disuelve más.
Solubilidad de gases en líquidos
Presión: La solubilidad de un gas en un líquido es directamente proporcional a la presión aplicada
por el gas sobre el líquido
Al aumentar la presión de un gas en un disolvente líquido, las moléculas de gas se aproximan y el
número de colisiones por segundo que las moléculas de gas experimentan con la superficie del
líquido aumenta. Cuando esto sucede, la velocidad con que las moléculas de soluto (gas) entran en
la solución también se torna mayor, sin que aumente la velocidad con que las moléculas de gas se
escapan. Esto provoca un aumento en la solubilidad del soluto gaseoso en el solvente líquido.
65
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QUÍMICA
Contenidos 1° y 2° Medio
Temperatura: La solubilidad de un gas en un líquido disminuye con un aumento de temperatura.
Es por eso que, si calentamos una bebida gaseosa, el gas será expulsado de la mezcla. Por el
contrario, si el soluto es un sólido iónico, el aumento de la temperatura provoca un aumento en la
solubilidad de éste.
Solubilidad de sólidos en líquidos
En general la solubilidad de un sólido aumenta con la temperatura y sólo algunas sustancias
disminuyen su solubilidad
TIPOS DE SOLUCIONES
Dependiendo del grado de concentración del soluto podemos definir tres tipos de soluciones.
_ Solución insaturada: es la que permite seguir disolviendo soluto
_ Solución saturada: es la que contiene la máxima cantidad de soluto disuelto en condiciones
dadas de temperatura y presión.
_ Solución sobresaturada: En ocasiones la masa de soluto disuelto puede ser temporalmente
mayor que la correspondiente a la saturación, ocurre cuando se enfría lentamente una solución
saturada, la cual no acepta más soluto, pero tiene mayor cantidad de soluto disuelto que una
solución saturada.
Solventes polares disuelven solutos polares, mientras que solventes apolares lo hacen con solutos
apolares
CONCENTRACIÓN DE LAS SOLUCIONES
A_ Porcentaje en masa (%m/m): Es la cantidad de gramos de soluto que hay en 100 gramos de
solución. También se le llama porcentaje peso-peso (%p/p).
La masa de solución es igual a la masa de soluto, más la masa de solvente.
B_ Porcentaje en masa/volumen (%m/v) : Es la cantidad de gramos de soluto que hay en 100
mililitros de solución. Se calcula de la siguiente manera
C_ Porcentaje en volumen/volumen (% v/v): Es la cantidad de mililitros de soluto que hay en 100
mililitros de solución. Se calcula de la siguiente manera
D_ Molaridad (concentración molar): Es la cantidad de moles de soluto que hay en un litro de
solución
66
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Contenidos 1° y 2° Medio
E_ Molalidad (concentración molal): Es la cantidad de moles de soluto que hay en un kilogramo
de solvente
DILUCIÓN DE SOLUCIONES: Diluir una solución significa agregar más solvente
M1 ∙ V1 = M2 ∙ V2
MEZCLAS DE SOLUCIONES: En las mezclas agregamos soluto y adicionamos volumen
PREGUNTAS DE SOLUCIONES
1_ Se tienen 200 mL de una solución de NaOH 0,2 Molar. Si se toman 100 mL de esta solución y se
los diluye a 300 mL. ¿Cuál es la nueva molaridad?
A. 0,1 M
B. 0,O33 M
C. 0,050 M
D. 0,067 M
E. 0,075 M
2_ Se puede preparar una solución acuosa de hidróxido de sodio (NaOH) 0,10 M (masa molar = 40
g/mol), disolviendo
I_ 4,0 g NaOH hasta completar 1 L de solución.
II_ 0,40 g NaOH hasta completar 100 mL de solución.
III_ 40 g NaOH hasta completar 10 L de solución
Es(son) correcta(s)
A. solo I
B. solo III
C. solo I y II
D. solo II y III
E. I, II y III
3_ Se disuelven 30g de CH2O (masa molar = 30 g/mol) hasta completar 600 ml de solución. Su
concentración molar será igual a:
A. 0,0016M
B. 1,76M
C. 16,6M
D. 1,42M
E. 1,66M
4_ ¿Qué significa que una solución sea 0,02 molar de HNO3?
A. 0,02 mol de HNO3 se disuelven en 1000 g de solución.
B. 0,02 mol de HNO3 se disuelven en 1000 ml de solvente.
C. 0,02 mol de HNO3 se disuelven en 1000 g de agua.
D. 0,02 mol de HNO3 se disuelven en 100 ml de solución.
E. 0,02 mol de HNO3 se disuelven en 1000 ml de solución
67
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Contenidos 1° y 2° Medio
5_ Se tiene una solución 0,8 M, esto significa que existen:
A. 0,8 moles de soluto en 1 Kg de solvente.
B. 1 mol de soluto en 0,8 litros de solución.
C. 3,2 moles de soluto en 4 litros de solución.
D. 3,2 moles de soluto en 1 litro de solución.
E. 0,8 moles de soluto en 0,8 litros de solución.
6_ Los componentes de una mezcla se pueden separar por diferentes métodos físicos. El proceso
denominado de filtración se ocupa para separar
A. dos líquidos por su diferencia en los puntos de ebullición.
B. dos sólidos por su diferencia en los puntos de fusión.
C. un sólido de un líquido por su diferencia de tamaño de las partículas.
D. un sólido de un líquido por su diferencia en los puntos de ebullición.
E. un gas de un líquido por su diferencia en el grado de atracción intermolecular
7_ Una unidad que permite conocer la composición de una solución es la molaridad. ¿Cuál es la
molaridad de 100 mL de una solución que se preparadisolviendo 4 g de hidróxido de sodio, NaOH,
en agua?. La masa molar del hidróxido de sodio es 40.
A. 1 M
B. 0,1 M
C. 0,01 M
D. 10 M
E. 0,001 M
8_ La molaridad de una solución acuosa al 4 % m/v de hidróxido de sodio, NaOH, de masa molar
40 g/mol es
A. 4.
B. 0,4.
C. 0,04.
D. 1,0.
E. 0,01
9_ Se dispone de tres soluciones acuosas de hidróxido de sodio de masa molar 40 g/mol. La
primera, 50 mL de una solución al 8 % m/v. De la segunda solución se tieneun litro (0,01 M). La
tercera solución se prepara disolviendo 0,4 gramos dihidróxido de sodio en 0.2 litros de agua.
¿Qué se puede afirmar de las masas de hidróxido de sodio que hay en las tres soluciones?
A. En las tres soluciones hay la misma masa.
B. En la primera solución hay menor cantidad que en las otras dos.
C. En la segunda solución hay la misma masa de hidróxido de sodio que en la tercera.
D. En la tercera solución hay una menor masa de hidróxido de sodio disuelta en el agua.
E. El orden decreciente de masa de hidróxido de sodio disuelta es la tercera, la segunda y la
primera
10_ Si se tiene 2 moles de MgCl2 (masa molar 95) en 1000 g. solución. El % m/m de esta solución
es de:
A. 19 %
B. 21 %
C. 0,19%
D. 4,75%
E. 0,21%
11_ Una solución de zumo de limón contiene 192 g de ácido cítrico (C 6H8O7 ), en 500ml de agua.
(masa molar, ácido cítrico = 192 g / mol) ¿Cual es la molalidad del zumo de limón?
A. 0,5 m.
B. 1,0 m.
C. 2,0 m.
D. 3,0 m.
E. 4,0 m.
12_ A una temperatura de 50 ºC, se agregan 30 g de K2Cr2O7 a 100 g de agua y luego se agitan.
Tomando en cuenta el siguiente gráfico, se puede concluir que se trata de una solución
68
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Contenidos 1° y 2° Medio
A.
B.
C.
D.
E.
saturada, con soluto en exceso sin disolver.
saturada, donde todo el soluto está disuelto.
insaturada.
sobresaturada.
saturada, donde se puede agregar soluto y éste se disuelve
13_ Si se disuelven 20 gramos de soluto en 20 gramos de solvente, el porcentaje en masa de la
solución (%m/m) será:
A. 10 % m/m
B. 20 % m/m
C. 50 % m/m
D. 100 % m/m
E. 200 % m/m
14_ Una solución que contiene 20 g de H2SO4 en 250 ml de disolución tiene una densidad de 1,12
g/ml. ¿Cuál es su porcentaje en masa (% m/m)?
A. 0,45 %
B. 1,40%
C. 7,14%
D. 8,96%
E. 14,3%
TEMA 11: “PROPIEDADES COLIGATIVAS”
Corresponden a las nuevas propiedades del solvente, debido que el soluto altera al solvente puro
en cuanto a sus propiedades. Todas las propiedades coligativas tienen una característica en
común, no dependen de la naturaleza de soluto presente, sino del número de moléculas de soluto
en relación con el número total de moléculas presentes en el sistema ( cantidad de soluto).
Se entiende por propiedades coligativas, aquéllas que adquieren las disoluciones por el hecho de
haberse convertido en disoluciones, es decir, las nuevas propiedades que posee el disolvente
(generalmente agua) cuando se le añade una sustancia (soluto) para convertirlo en disolución.
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QUÍMICA
Contenidos 1° y 2° Medio
La concentración de soluto altera algunas propiedades físicas de las soluciones llamadas:
Propiedades coligativas.
Las propiedades coligativas que poseen las disoluciones respecto al disolvente puro, son cuatro.




Aumento en el punto de ebullición
Descenso de la presión de vapor del solvente
Descenso del punto de congelación
Presión osmótica
AUMENTO EN EL PUNTO DE EBULLICIÓN o AUMENTO EBULLOSCÓPICO
A 1 atmósfera (atm) de presión o 760 milímetro de mercurio (mmHg), el agua pura hierve a 100C.
Si al agua agregamos un soluto como azúcar o sal por ejemplo, podemos apreciar que el punto de
ebullición se eleva sensiblemente. Este aumento del punto de ebullición (ascenso ebulloscópico)
es mayor mientras más concentrada esté la solución.
El punto de ebullición de un líquido ocurre cuando la presión de vapor de éste se iguala a la
presión atmosférica. Cuando la presión de vapor del líquido es baja hay que elevar más la
temperatura para hacerla hervir.
El aumento del punto de ebullición de la solución ( Te) respecto al solvente puro (T°e ) es
proporcional a la concentración molal del soluto.
∆Te = Te – T°e = Aumento del punto de ebullición
Ke = Constante ebulloscópica, constante de proporcionalidad específica para el solvente
m = molalidad de la solución
Al disolver un soluto no volátil en un líquido, la presión máxima de vapor disminuye (la solución
emite menos vapores) por lo tanto, se necesitará mayor temperatura para hervir la solución.
Validez de la ecuación:


El soluto debe ser no volátil o que su punto de ebullición sea bastante más elevado que el
solvente.
La constante ebulloscópica es una característica del solvente, para el agua tiene un valor
de 0,51 C kg/ mol y es el solvente que presenta la constante más baja
DESCENSO DE LA PRESIÓN DE VAPOR DEL SOLVENTE
La presión de vapor de la solución (P) es menor a la presión de vapor del solvente puro (P°) a una
determinada temperatura y la disminución de esa presión es directamente proporcional a la
fracción molar del solvente. Este comportamiento se conoce como la ley de Raoult.
En una solución la presión de vapor es menor, al solvente puro, debido a la adición de un soluto
no volátil. Pareciera como si las moléculas de soluto “estorbasen” la evaporación de las moléculas
de solvente, disminuyendo la evaporación de la solución y, consecuentemente, disminuyendo la
presión máxima de vapor de la solución
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Contenidos 1° y 2° Medio
( A = Solvente)
A 20 C
Agua
Agua más azúcar ( X 2 = 0,10)
Presión de vapor/ mmHg
17,54
15,79
DESCENSO DEL PUNTO DE CONGELACIÓN o DESCENSO CRIOSCÓPICO
El punto de congelación de una solución (Tc) es menor, en relación al punto de congelación del
solvente puro (T°c).
El agregado de sal de cocina al agua permite que ésta se congele por debajo de 0 °C; las mezclas
frigoríficas se basan en este hecho.
Para lograr la congelación es necesario disminuir de manera gradual la temperatura de la
sustancia.
Mientras esto ocurre, la energía cinética de las partículas disminuye. Cuando se inicia la
congelación, las moléculas se ordenan en una estructura definida y compacta, así comienza a
conformarse la fase sólida.
Cuando se establece el equilibrio entre la fase sólida y la líquida, la temperatura del sistema se
denomina temperatura de congelación.
Si existe algún soluto en el seno de un líquido, éste provoca una disminución de la rapidez con que
las moléculas del líquido pasan a la fase sólida. Como respuesta al fenómeno y para restablecer
nuevamente el equilibrio dinámico hay que enfriar aún más la solución.
Como vemos se invierte el fenómeno del ascenso del punto de ebullición. La ecuación será:
∆Tc = T°c – Tc = Disminución del punto de congelación
Kc = Constante crioscópica, específica para el solvente
m = Molalidad de la solución
PRESIÓN OSMÓTICA
Existe un mecanismo que permite el paso selectivo de las moléculas de solvente a través de una
membrana porosa (semipermeable), desde una solución diluida o de un solvente puro hacia otra
más concentrada, de modo que después de un tiempo se llegue a igualar la concentración de
ambas soluciones. Esto es lo que se llama osmosis.
Si una solución y su solvente puro están separados por una membrana semipermeable que deja
pasar solamente a las moléculas del solvente, el resultado neto es el paso de solvente a la
solución. Este fenómeno se denomina osmosis
Solución concentrada
Solución diluida o solvente puro
71
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Contenidos 1° y 2° Medio
La presión que se debería aplicar sobre la solución para evitar el paso del solvente a través de la
membrana corresponde a la presión osmótica ()
Presión Osmótica: Es la presión que se debe aplicar a la solución para que no ocurra la osmosis, es
decir, el resultado neto que no indique paso del solvente a través de la membrana semipermeable.
La presión osmótica sobre la solución depende de la concentración molar de la solución y de la
temperatura.
El comportamiento de un soluto en una solución diluida es comparable al comportamiento de un
gas, ya que sus moléculas están en continuo movimiento por entre las moléculas del solvente. La
presión osmótica será entonces la ejercida por un gas.
 = Presión osmótica
R = Constante de los gases: 0,082 l atm / mol
T = Temperatura en Kelvin
Van't Hoff determinó que para soluciones diluidas, la presión osmótica, satisface la siguiente
relación:
PV = nRT
Donde:
V es el volumen de la solución ( L)
n es el número de moles de soluto
R es la constante universal de los gases ideales ( = 0,082 atm L /mol K )
T temperatura absoluta [ K ]
EN RESUMEN:
* Las propiedades coligativas corresponden al cambio de ciertas propiedades físicas del solvente al
agregarle soluto. Es importante recalcar que las propiedades dependen de la cantidad de soluto
(cantidad de partículas) y no de su naturaleza
* Presión de vapor: La presión de vapor es la presión que ejerce la capa superficial de todo fluido
al pasar constantemente del estado líquido al gaseoso. Al aumentar la cantidad de partículas
disueltas, la presión de vapor disminuye puesto que las moléculas del líquido están más
“ocupadas” con el soluto
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QUÍMICA
Contenidos 1° y 2° Medio
* Aumento ebulloscópico (Temperatura de ebullición). A medida que aumentamos la cantidad de
partículas disueltas, la temperatura de ebullición irá en aumento.
Descenso crioscópico (Temperatura de congelación): A medida que aumentamos la cantidad de
partículas disueltas, la temperatura de fusión disminuye
*Tanto el aumento ebulloscópico como el descenso crioscópico responden a la siguiente fórmula
ΔT = K ∙ m
ΔT es el cambio de temperatura a partir de la temperatura de ebullición (aumento ebulloscópico)
o bien para la temperatura de congelación (descenso crioscópico)
K es una constante propia del solvente
m es la molalidad del soluto
*Presión osmótica: Cuando dejamos dos soluciones (de distintas concentraciones) del mismo
solvente separadas de una membrana semi-permeable, la cual sólo permite el paso al solvente, se
ve que el solvente viaja de una zona de menor concentración a una de mayor. La presión osmótica
corresponde a la presión hidrostática que alcanza la disolución más concentrada en el instante en
el que el paso de moléculas es nulo.
PREGUNTAS DE PROPIEDADES COLIGATIVAS
1_ Las propiedades coligativas de las soluciones, son aquellas que dependen de
A. el tipo de soluto que contiene la solución.
B. la cantidad de solvente que tenga la solución.
C. el número de partículas de soluto que tenga la solución.
D. la naturaleza del solvente.
E. la temperatura.
2_ No es una propiedad coligativa de las soluciones
A. aumento en la temperatura de ebullición.
B. presión osmótica.
C. disminución de la presión de vapor.
D. descenso en la temperatura de congelación.
E. calor específico de un soluto en un solvente
3_ Si al agua se le agrega un soluto no volátil, se forma una solución acuosa, que presenta
A. un punto de ebullición menor que el agua.
B. un punto de congelación igual al agua.
C. la misma densidad del agua.
D. menor presión de vapor que el agua.
E. la misma presión osmótica que el agua.
4_ Si a un solvente puro se le agrega un soluto no volátil y que no se disocia. Entonces
I_ experimenta un ascenso la temperatura de ebullición.
II_ la solución hierve a menor temperatura que el agua.
III_ disminuye la temperatura de fusión.
A. Sólo I
B. Sólo II
C. Sólo III
D. I y III
E. I, II y III
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QUÍMICA
Contenidos 1° y 2° Medio
5_ Para disminuir el punto de ebullición de una disolución acuosa, en un sistema abierto,se puede
A. disminuir la cantidad de soluto.
B. aumentar la cantidad de agua.
C. disminuir la temperatura ambiental. D. disminuir la presión sobre el sistema.
E. aumentar el volumen de la disolución.
6_ _ Al bajar gradualmente la temperatura, ¿cuál de las siguientes disoluciones acuosas congela a
una temperatura más alta?
TEMA 12: “ QUÍMICA ORGÁNICA”
HIDROCARBUROS
_ Compuestos formados por carbono (C ) e hidrógeno (H)
_ El hidrocarburo más simple es el metano CH4
_ Se clasifican según el tipo de enlace en: hidrocarburos saturados e hidrocarburos insaturados
_ Se clasifican según el tipo de cadena en: alifáticos y aromáticos
HIDROCARBUROS SATURADOS: Hidrocarburos que poseen todos sus carbonos unidos por
enlaces covalentes simples
HIDROCARBUROS INSATURADOS:Hidrocarburos que presentan en su estructura carbonos unidos
por enlaces covalentes dobles y/o triples
HIDROCARBUROS ALIFÁTICOS: Son hidrocarburos de cadena abierta o cerrada
HIDROCARBUROS AROMÁTICOS: Son hidrocarburos que derivan o se originan del BENCENO
(C6H6).
TIPOS DE ENLACE ENTRE ÁTOMOS DE CARBONO
CLASIFICACIÓN DE LOS CARBONOS
_ Primario: Un Carbono está unido a 1 átomo de carbono
_ Secundario: Un carbono está unidos a dos átomos de carbono
_ Terciario: Un carbono está unido a tres átomos de carbono
74
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QUÍMICA
Contenidos 1° y 2° Medio
_ Cuaternario: Un carbono está unido a cuatro átomos de carbono
_ Carbono Quiral o Asimétrico o con actividad óptica: es aquel unido a cuatro átomos o grupos de
átomos diferentes
TIPOS DE FÓRMULAS PARA COMPUESTOS ORGÁNICOS
_ Fórmula global o molecular:indica la cantidad de tomos de cada elemento. C4H10
_ Fórmulas estructurales: muestran todos los enlaces
_ Fórmulas condensadas: los átomos y grupos unidos a un átomo de carbono se escriben a la
derecha de ese átomo de C. (se puede colocar u omitir los enlaces entre carbonos)
CH3-CH2-CH2-CH3o CH3CH2CH2CH3o CH3(CH2)2CH3
ALCANOS: CnH2n + 2
_ Son hidrocarburos alifáticos (de cadena abierta) saturados. Sus átomos de carbono están unidos
por enlaces simples.
_ Su fórmula general es Cn H2n +2 ( n indica el número de átomos de carbono)
_ Tienen terminación ANO
_ Se usan como combustibles
_ De 1 a 4 carbonos son gases. De 5 a 16 son líquidos y más de 16 son sólidos.
_ Tienen menor densidad que el agua
_ Son moléculas no polares e insolubles en agua
_ Disuelven muchas sustancias orgánicas poco polares, como las grasas, los aceites y las ceras
NOMBRE DE LOS ALCANOS:
Nombre
Metano
Etano
Propano
Butano
Pentano
Hexano
Heptano
Octano
Nonano
Decano
Fórmula molecular
CH4
C2H6
C3H8
C4H10
C5H12
C6H14
C7H16
C8H18
C9H20
C10H22
Fórmula condensada
CH3CH3
CH3CH2CH3
CH3CH2CH2CH3
CH3CH2CH2CH2CH3
CH3CH2CH2CH2CH2CH3
CH3 (CH2)5 CH3
CH3 (CH2)6 CH3
CH3 (CH2)7 CH3
CH3 (CH2)8 CH3
La composición de los miembros sucesivos de la serie de los alcanos difiere por un carbono y dos
átomos de hidrógeno. Cuando cada miembro de una serie difiere del que le sigue por un grupo
CH2, la serie se denomina SERIE HOMÓLOGA. Los miembros de una serie homóloga tienen
75
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QUÍMICA
Contenidos 1° y 2° Medio
estructura similar, pero fórmula diferente. Todas las clases comunes de compuestos orgánicos
forman las series homólogas, que se pueden representar por una fórmula general CnH2n+2
RADICALES
_ Grupos alquilo o radicales o ramificaciones ( R-)
_ Son estructuras orgánicas que derivan de la pérdida de un H en un alcano. Para nombrarlos se
cambia la terminación ANO del alcano por IL o ILO
Un alcano que tiene un átomo menos de hidrógeno es un grupo alquilo
CH4 METANO
CH3 - METIL
NOMENCLATURA
1_ Sus nombres terminan en ano
2_ Los alcanos no ramificados se nombran de acuerdo con el número de átomos de carbono (son
llamados alcanos normales, ejemplo: el pentano se puede denominar n-pentano)
CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – CH3
3_ Para los alcanos ramificados, el nombre de referencia es aquel de la cadena continua más larga
de átomos de carbono
4_ _ Se numera la cadena más larga, de tal forma de dar el número más bajo al carbono unido a un
sustituyente o un radical alquilo
5_ _ Cuando hay dos o más grupos idénticos unidos a la cadena principal, se utilizan los prefijos di,
tri y tetra
6_ Se deben nombrar y numerar todos los sustituyentes incluso si se encuentran dos sustituyentes
idénticos unidos al mismo carbono de la cadena principal.
7_ Si hay dos o más tipos de sustituyentes, se nombran en orden alfabético, con excepción de los
prefijos di, tri que no se consideran.(butil; etil; isopropil, metil; propil,,, son los más usados)
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8_ Los nombres de los hidrocarburos se escriben con una sola palabra. Los números se separan
unos de otros mediante comas y estos de las palabras mediante guiones
CICLOALCANOS: CnH2n
También llamados ciclanos, presentan cadena cíclica con enlaces simples. Sonhidrocarburos
saturados cuyo uso principal en la industria es como solventesSu fórmula general es: CnH2n
Los cicloalcanos son isómeros de los alquenos (alcenos).
NOMENCLATURA CICLOALCANOS
_ En cicloalcanos con un solo sustituyente, se toma el ciclo como cadena principal de la molécula.
Es innecesaria la numeración del ciclo.
_ Si el anillo tiene dos o más sustituyentes, se nombran por orden alfabético. La numeración del
ciclo se hace de forma que se otorguen los localizadores más bajos a los sustituyentes
En caso de obtener los mismos localizadores al numerar comenzando por diferentes posiciones, se
tiene en cuenta el orden alfabético
ALQUENOS: CnH2n
Los alquenos son hidrocarburos insaturados que contienen uno o más dobles enlaces
C = C.
Fórmula general Cn H2n
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Propiedades físicas de los alquenos
Solubilidad: Los alquenos son compuestos no polares, por lo tanto se disuelven en solventes no
polares como el benceno, otro hidrocarburo, éter.
Puntos de ebullición: son ligeramente inferiores a los de los alcanos correspondientes
El eteno es un gas incoloro, insípido, con fórmula CH2 = CH2, se usan grandes cantidades de
eteno para la obtención de los polietilenos, compuestos muy utilizados en la producción de
envolturas , recipientes, fibras, moldes , recubrimientos, etc.
El eteno es muy utilizado también en la maduración de frutos verdes. En la antigüedad, el eteno
se utilizó como anestésico ( mezclado con oxígeno), y en la fabricación de gas mostaza ( gas
utilizado como gas de combate ).
NOMENCLATURA DE ALQUENOS
_ Localizar la cadena continua de carbonos más larga y que contenga la mayor cantidad posible de
dobles enlaces. Nombrar esta cadena con las mismas raíces utilizadas para los alcanos; pero
dándoles la terminación característica de los alquenos ( eno, dieno, trieno ), según sea el número
de dobles enlaces presentes en la molécula , e indicando la posición de cada uno de ellos.
_ Numerar los carbonos de la cadena anterior, de tal manera que los dobles enlaces queden en la
menor posición posible. Si éstos equidistan de ambos extremos, numerar la cadena de tal manera
que las ramificaciones queden en la menor posición posible.
_ Nombrar cada una de las ramificaciones de igual manera que en los alcanos.
_ Terminar el nombre del alqueno escribiendo el nombre de la cadena principal o base de la
molécula.
_ Cuando una ramificación presente dobles enlaces, se nombrará utilizando las mismas raíces que
para los grupos alquil; pero con la teminación característica de los grupos alqueniles (enil, dienil,
trienil) según sea el número de dobles enlaces presentes en la ramificación, e indicando cada una
de sus posiciones.
NOTA: Cuando se presenta el doble enlace es común encontrar isómeros cis-trans. Estos se
nombrarán anteponiendo el prefijo cis o trans a todo el nombre del alqueno, según sea el caso
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CICLOALQUENOS
Enlace doble en un anillo, carbono sp2, Son hidrocarburos insaturados cíclicos
Fórmula general para cicloalquenos sencillos Cn H2n-2
NOMENCLATURA
Se añade el prefijo “ciclo”a la raíz de la cadena alquílica con el mismo número de átomos de
carbono.
Se asume que EL DOBLE ENLACE esta entre el carbono 1 y 2.
Cuando existen sustituyentes, la numeración comienza por un carbono del doble enlacey tiene
lugar por todo el anillo, de forma que los dos átomos del doble enlace queden correlativos. No
es necesario utilizar el número 1 para indicar la posición del doble enlace
ALQUINOS: CnH2n - 2
Son hidrocarburos alifáticos con enlace triple. Son insaturados
Fórmula general Cn H2n – 2 (válida para alquinos con un enlace triple)
Poseen hibridación sp, ángulo de 180 º
El alquino más simple es el etino, llamado también acetileno CH ≡ CH
NOMENCLATURA
Las reglas son similares a las de los alcanos.
_ El nombre fundamental de un alquino se forma con un prefijo numéricoal que se le añade
la terminacióno sufijo–ino.
_ La cadena continua más larga de átomos de carbono que contenga el triple enlace (≡) se
toma como base para el nombre fundamental del alquino.
_ La posición del triple enlacese indica numerando la cadena principal desde el extremo que de al
triple enlace el localizador más bajo posible.
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ISOMERÍA
_ Los compuestos que tienen la misma fórmula molecular, pero diferente estructura se llaman
isómeros
_ Como los isómeros son compuestos diferentes, tienen propiedades físicas y/o químicas
diferentes.
_ En general los isómeros se pueden dividir en dos grandes grupos: isómeros estructurales e
isómeros configuracionales
ISÓMEROS ESTRUCTURALES
_ Tienen la misma fórmula molecular, pero distintas fórmulas estructurales.
_ El n- butano y el isobutano tienen la misma fórmula molecular (C4H10), pero diferentes fórmulas
estructurales
Isomería de cadena:
Isomería de posición
Isomería de función
EJEMPLO: C5H12 Tiene 3 isómeros
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_ El número de isómeros estructurales aumenta rápidamente con el aumento del número de
átomos de carbono.
_ Los puntos de ebullición de los alcanos aumenta con la masa molecular. En el caso de los
isómeros, el de mayor punto de ebullición es el de cadena lineal y el de menor punto de ebullición
es el más ramificado (el más esférico).
_ Los isómeros poseen propiedades físicas y químicas diferentes
AROMÁTICOS
Los compuestos aromáticos son hidrocarburos cíclicos con, por lo menos, un núcleo bencénico,
que se denomina núcleo o anillo aromático
Benceno : C6H6
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EJEMPLOS:
El núcleo bencénico puede ser la cadena principal o ser considerado como radical, en cuyo caso
debemos llamarlo fenil
Fenil: C6H5
NOMENCLATURA
En la nomenclatura de los aromáticos, se debe destacar la posibilidad de tres isómeros deposición,
de acuerdo con los grupos unidos al benceno. Veremos más adelante la definición deisomería.
_ Grupos unidos en carbonos vecinos 1 y 2 determinan el isómero ORTO.
_ Grupos unidosen carbonos 1 y 3 corresponden al isómero META
_ Grupos unidos en carbonos 1 y 4 corresponden al isómero PARA
FUNCIONES ORGÁNICAS
GRUPO FUNCIONAL: Grupo específico de átomos que da a un compuesto orgánico ciertas
propiedades características
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1_ DERIVADOS HALOGENADOS: R - X
Son derivados de un hidrocarburo, que poseen en su estructura átomos del grupo de los
halógenos (X = F, Cl, Br, I). Su nomenclatura indica el número del carbón que sostiene al halógeno
y el nombre del mismo. Ejemplos:
2_ ALCOHOLES: R – OH
Alcoholes son compuestos orgánicos cuyas moléculas contienen el grupo funcional–OH
CLASIFICACIÓN DE LOS ALCOHOLES
Los alcoholes se clasifican como primarios (1o), secundarios (2o) orterciarios (3o).
_ PRIMARIOS:
El grupo – OH está unido, a un átomo de carbono primario
_ SECUNDARIOS
El grupo – OH está unido, a un átomo de carbono secundario
_ TERCIARIOS
El grupo – OH está unido, a un átomo de carbono secundario
NOMENCLATURA
_ Seleccione la cadena continua de átomos de carbono que contenga el grupo hidroxilo
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_ Numere los átomos de carbono en esta cadena de modo que el carbono que contiene el grupo–
OH tenga el número más bajo posible.
_ Agregue la terminación OL a la cadena principal
_ Si hay sustituyentes, indique la posición de ellos y del alcohol
3_ ÉTER : R – O – R´
_ R y R´ pueden ser grupos iguales o diferentes.
_ R y R´ pueden ser saturados, insaturados o aromáticos.
NOMBRES COMUNES
Los nombres comunes de los éteres se forman a partir de los nombres de los grupos unidos los
átomos de oxígeno, en orden alfabético seguido de la palabra éter.
NOMENCLATURA IUPAC
Utiliza el grupo alquilo más complejo como la cadena principal y el resto es un grupo alcoxi. A éste
grupo se le da la terminación OXI
Común:ciclohexilmetil éter
IUPAC:metoxiciclohexano
4_ ALDEHÍDO:
_ En los aldehídos, el grupo carbonilo está en un extremo de la cadena carbónica.
_ Los aldehídos se obtienen por la oxidación parcial de alcoholes primarios
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Aldehídos tienen al menos un hidrógeno enlazado al grupo carbonilo. El otro grupo enlazado al
grupo carbonilo es un alquilo (R) o grupo aromático (Ar).
NOMENCLATURA
A la cadena alifáticaque tiene el grupo carbonilo se le da la terminación AL
5_ CETONAS:
Tienen dos grupos alquilo (R) o aromáticos (Ar) enlazados al grupo carbonilo
Son compuestos carbonílicos, que a diferencia de los aldehídos, presentan el grupo C=O en medio
de la cadena, entre dos átomos de carbono
NOMENCLATURA
_ El nombre IUPAC de una cetona se deriva del nombre del alcano correspondiente a la cadena de
carbonos más larga que contiene la cetona- grupo carbonilo.
_ El nombre principal se forma cambiando la terminación –o del alcano por-ona.
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NOMBRES COMUNES
Los nombres comunes de la cetonas, se derivan de los grupos alquílicos o aromáticos unidos al
grupo carbonilo seguido de la palabra cetona.
6_ ÁCIDOS CARBOXÍLICOS:
El grupo carboxilo puede escribirse también como:
Poseen protones y los pueden liberar fácilmente en solución. Se pueden obtener poroxidación
completa de un alcohol primario o un aldehído.
_ Los más conocidos son los ácidos grasos. Poseen cadena hidrocarbonada con muchosátomos de
carbono.
_ Su uso más común es el de solvente industrial, cosmético (cremas y jabones) y comocatalizador
de reacciones químicas
NOMENCLATURA
_ El grupo carboxilo esta siempre al final de la cadena de carbonos
_ Cando se numera el compuesto, se sobrentiende que el átomo de carbono de este grupo esC-1
El nombre de un ácido carboxílico según el sistema IUPAC se identifica primero la cadena más
larga de átomos carbono que contiene el grupo carboxilo
_ El nombre se forma cambiando la terminación –o final del alcano por la terminaciónoicoinciando
el nombre con la palabra ácido.
NOMBRES COMUNES
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7_ ESTERES:
Son compuestos orgánicos que se forman por reacción entre un alcohol y un ácidocarboxílico, con
eliminación de agua (una deshidratación).
A esta reacción le llamamos esterificación, en tanto la reacción inversa se denominahidrólisis.
NOMENCLATURA
Para nombrar los ésteres debemos dividir la molécula y nombrar en primer lugar losátomos hasta
el grupo carbonilo (incluyéndolo!!). A esta porción le asignamos el sufijoATO. Luego, la porción
que falta la nombramos como si fuese un radical con sufijo ILO
8_ AMINAS
Muchos compuestos orgánicos contienen nitrógeno. Las aminas derivan del amoníaco por
sustitución de uno dos o tres átomos de hidrógeno por grupos alquilos
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NOMENCLATURA
Para nombrar las aminas debemos primero identificar los fragmentos radicales unidos al
grupo AMINA y escribirlos con la nomenclatura tradicional.
_ Cuando la AMINA no sea la función principal debemos llamarla como un radical, esto es,con el
nombre de AMINO.
_ Cuando la AMINA esté unida en forma directa a un anillo bencénico se le denomina
ANILINA.
9_ AMIDAS
Son compuestos orgánicos que poseen el grupo funcional carbamida. Las amidas se formanpor
reacción entre un derivado de ácido carboxílico (haluro de ácido) y una amina
10_ FENOLES
Son compuestos orgánicos, donde el grupo OH se encuentra unido directamente a un
núcleobencénico. Son mucho más ácidos que los alcoholes ordinarios, por lo tanto, se
clasificancomo una función distinta
_ Cuando la función más importante no es el fenol, debemos nombrarlo con el
prefijohidroxi(nombre usado para llamarlo como un radical).
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PREGUNTAS QUÍMICA ORGÁNICA
1_ De los siguientes hidrocarburos sólo uno está correctamente nombrado de acuerdo a la
nomenclatura IUPAC, Indique cual:
a. 3- metilbutano
b. 2- etilpentano
c. 3- penteno
d. 1,3- butadieno
e. 3,3 - dimetilbutano
2_ Aquellos compuestos orgánicos en los que el grupo hidroxilo está unido a un radical bencénico,
se denominan:
a. Alcoholes
b. Hidróxidos
c. Fenoles
d. Éteres
e. Cetonas
3_ De los siguientes compuestos orgánicos ¿Cuál es un hidrocarburo lineal monoinsaturado?:
a. CH3-CH2OH
b. CH3-CH2-CHO
c. CH3-CH2- CH2-CH2-CH3
d. CH2=CH- CH=CH – CH= CH2
e. CH3 – CH2- CH=CH -CH3
4_ La fórmula general para el siguiente compuesto es:
a. C5H6
b. C5H10
c. C6H6
d. C6H12
e. C6H14
5_ La fórmula general de un hidrocarburo saturado es:
a. CnHn
b. CnH2n - 4
c. CnH2n - 2
d. CnH2n + 2
e. CnHn + 2
6_ La fórmula molecular C4H8 puede representar a todos los siguientes hidrocarburos, excepto al:
a. ciclobutano
b. 1-buteno
c. 2-metil-propeno
d. metil-ciclopropano
e. 2-metil-butano
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7_ ¿Qué nombre recibe el siguiente compuesto?
a.
b.
c.
d.
e.
1,4-dimetil-2,4-ciclohexeno
2,5- dimetil- 1,5- ciclohexadieno
1,4-dimetil-2,4-ciclohexadieno
2,5-dimetil-1,3-ciclohexadieno
1,4- dimetil-1,5- ciclohexeno
8_ El 2,3 – dimetilbutano es isómero del:
a. 2-etil-propano
b. 3-metil – hexano
c. 2,2- dimetil-pentano
d. 3-etil-pentano
e. 2-metil-pentano
9_ ¿Qué hidrocarburos presentan la fórmula molecular C6H12 y son isómeros entre sí?
a. benceno y metilpenteno
b. hexano y ciclohexano
c. ciclohexeno y benceno
d. etilciclobuteno y ciclohexano
e. ciclohexano y 2-hexeno
10_ El compuesto 2,2,3,4-tetrametilpentano es un isómero de:
a. octano
b. hexano
c. hexano
d. heptano
e. pentano
11_ Indique la relación incorrecta entre función y estructura:
a. alcohol CH – CH2OH
b. amida CH – CONH2
c. cetona CH – O – CH3
d. éster CH – COO – CH3
e. ácido carboxílico CH – COOH
12_ De los siguientes alcoholes, uno de ellos es un alcohol secundario. Indique cual:
a. etanol
d. 3-metil-2-butanol
b. propanol
e. 2-metil-2-butanol
c. 2-metil-2-propanol
13_ Aldehídos, cetonas y ácidos carboxílicos tienen en común el grupo:
A. alcohol
B. carboxilo C. carbonilo D. aldehído
E. amino
14_ ¿Cuál de los siguientes compuestos orgánicos corresponde a un aldehído?
a. CH2O
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b.
c.
d.
e.
CH3OH
CH2 – COOH
CH3 – O – CH3
CH2 - CO – CH3
15_El grupo carbonilo se encuentra en las moléculas que contienen los grupos funcionales
siguientes EXCEPTO:
A. ésteres
B. aminas
C. cetonas
D. amidas
E. aldehídos
16_ El nombre del siguiente compuesto corresponde a:
a.
b.
c.
d.
e.
Dimetil acético
Dipropil acetato
Acetato de dietil
Dietil eter
Propanoato de etilo
17_ Según la nomenclatura I.U.P.A.C., el nombre del hidrocarburo es:
a.
b.
c.
d.
e.
3-metil- 1,3-butadieno
3-metil- 1,3-buteno
2-metil- 1,3-butadieno
2-metil buteno
3-metil buteno
18_ El siguiente compuesto tiene por nombre:
a.
b.
c.
d.
e.
2-Hexano
2-Cicloxano
2-Hexeno
2-Ciclohexeno
2-Hexino
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Contenidos 1° y 2° Medio
SOLUCIONARIO
QUÍMICA
Tema 1: PARTÍCULAS ELEMENTALES
1-D
6-C
11-D
16-D
2-B
7-C
12-B
17-C
3-E
8-D
13-D
18-B
4-E
9-D
14-D
19-B
5-C
10-C
15-B
20-C
21-B
22-E
23-C
24-A
25-B
Tema 2: TEORÍA ATÓMICA
1-B
4-D
7-E
2-D
5-E
8-C
3-E
6-E
9-B
13-C
14-C
15-D
10-A
11-C
12-B
Tema 3: N° CUÁNTICOS Y CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
1-D
4-A
7-C
10-B
13-C
16-C
2-D
5-B
8-C
11-B
14-A
17-D
3-A
6-C
9-E
12-A
15-E
18-C
Tema 4: TABLA PERIÓDICA
1-D
4-D
7-D
2-D
5-E
8-A
3-A
6-B
9-D
10-D
11-C
12-D
13-E
14-B
15-E
16-D
17-D
18-B
13-C
14-D
15-E
16-A
17-D
19-B
Tema 5: PROPIEDADES PERIÓDICAS
1-C
4-D
7-A
2-A
5-E
8-A
3-C
6-B
9-E
Tema 6: ENLACE QUÍMICO
1-B
4-B
7-E
2-D
5-A
8-B
3-C
6-C
9-D
10-A
11-D
12-D
Tema 7: GEOMETRÍA MOLECULAR
1-B
4-D
7-B
10-D
2-B
5-C
8-C
11-E
3-A
6-D
9-B
12-D
Tema 8: FUERZAS INTERMOLECULARES
1-A
2-D
3-B
4-B
5-C
Tema 9: ESTEQUIOMETRÍA
1-D
4-C
7-A
2-A
5-B
8-C
3-D
6-D
9-B
13-B
14-D
15-A
10-D
11-A
12-C
93
PSU_MÓDULO COMÚN
QUÍMICA
Contenidos 1° y 2° Medio
Tema 10: SOLUCIONES
1-D
3-E
5-C
2-E
4-E
6-C
7-A
8-D
9-C
10-A
11-C
12-B
Tema 11: PROPIEDADES COLIGATIVAS
1-C
2-E
3-D
4-D
5-A
6-A
Tema 12: QUÍMICA ORGÁNICA
1-D
4-D
7-D
2-C
5-D
8-E
3-E
6-E
9-E
13-C
14-A
15-B
16-E
17-C
18-C
10-C
11-C
12-D
13-C
14-C
94