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A los Estudiantes La química, es una ciencia empírica. Ya que estudia las cosas, por medio del método científico. O sea, por medio de la observación, la cuantificación y por sobretodo, la experimentación. Los primeros hombres, en trabajar y estudiar las distintas sustancias, fueron los alquimistas, los cuales entre los siglos [II a.c. y el siglo XVI dc, tendieron a buscar el método de transformar los metales, en oro. Esto, por medio de la búsqueda frenética e icansable de la piedra filosofal. Tipo de elixir, que lograría que la fusión del mercurio con el azufre, fuera un éxito. Ellos comenzaron a desarrollar, las dos ramas iniciales, que se mantienen hasta hoy. La primera, es la química orgánica. Que estudia las sustancias basadas en la combinación de los átomos de carbono e incluye a los fidrocaróuros y sus derivados, los productos naturales, finalizando con los tejidos vivos, La otra rama de la química, es la orgánica. La cual versa en el estudio de los minerales terrestres. Ahora bien el estudio de la química forma parte del pensum académico de bachillerato, el cualen la mayoría de los casos necesita ser reforsado, es por ello que InformO, Centro de Formación Carabobo, te da la oportunidad de prepararte académicamente en esta área, presentadote esta guía de estudio comprendida por VII unidades, las cuales constituyen una recopilación acuciosa de los conocimientos básicos en el área de química. Unidad 1: Sustancias químicas y nomenclatura de sustancias inorgánicas. Unidad II: ElÁtomo y la Tabla Periódica Unidad III: Estequiometría y Redox Unidad IV: Sistemas y Soluciones Unidad Y. Equilibrio Químico Unidad VI: Equilibrio lónico Unidad VII: Nociones de Nomenclatura en Química Orgánica Todo el Equipo que labora en Inform te desea éxito, no sólo en la prueba de admisión; sino a lo largo de tu vida, en cada una de la etapas que aún te quedan por vivir... INFORM El Futuro a vu alcance 2da edición: Enero, 2011 cualquier forma o por cualquier medio electrónico, mecánico, fotcopia, permiso del editor. Programa de Nivelación e Ingreso Universitario 4 3 | Grupo Ena % ¿08 1,00797 | «— Peso atómico 18 2 | 1 Número atómico —» |] VInA y 10] ] |«— Valencia 1 Y . 15 16 A a “4—- Símbolo EN y 9,01 14,0067| y 15,9994 z 3 he 4 Tizmas|o 2 - 2 MEATBe re (0) E aa Nombre —>| Hidrógeno sE 22,9898| 24,305 30,9738|, 32,064 a as [15 2246 3|Na |Mg| 3 4 5 6 7 8 9 0 á P Sodio Magnesio. u1B IVB VB vIB VIB VIIB VIIB VIIB IB Fósforo 1900820 10 ios a alza o [24 3oo0o|252omao [26 2a [27 99 28 o 29 pa j3O y, 4|K Cajal ¡So Ml "E v Cr | Mn | Fe | Co | Ni | Cu | Zn Potasio. Calcio [Escandio | Titanio | vVanadio | Cromo [Manganeso] Hierro | Cobalto | Niquel Cobre Cine 47) 87,62 88,906| 91,22. 92,906 95,94 (97) 101,07 102,905| 106,4 107,870| 112,40 37 854738 2129 31% 2344 2545 Lamas] 7 [Masas [IS 2345 |46 24 147 1/48 2 S [Rb | sr | Y | Zr | Nb | Mo| Te | Ru | Rh | Pd | Ag | Cd Rubidio | Estroncio. Trio Circonio | Niobio |Molibdeno| Tecnecio | Rutenio Rodio Paladio Plata Cadmio 132905|- 13734 [> 138:91|>, 178:49|.. 180.948|,,, 183,85|,. 186,2 |, 1902 1922 |, 195,09|,,,196,967| 200,59 SS 1156 2157 3172 254173 2045/18 23456|"52051/"6 23458)? 2346|78 24/79 13/80 12 6 |Cs |Ba' | La | Hf | Ta W | Re | Os Ir Pt | Au | Hg Cesio. Bario Lantano | Hafnio Tántalo | Volframio | Renio Osmio Tridio. Platino Oro Mercurio n 7 es Ol Ol 04D ros 21195853107 621108 05 | 109-8591, 105911 C7D[112 277 114 085 6 $ 1186 7 | Fr | Ra | Ac | Rf | Db Sg | Bh | Hs | Mt- [Uun | Uuu | Uub Uuqg Uuh Uuo Francio. Radio Actinio [|Rutherfordio| Dubnio |Seaborgio | Bohrio Hassio | Meitnerio JUnunnniliof Unununio| Ununbio Inuncuadio| 'Ununhexio. Ununactio 140,12 140,907 144,24 147) 150,35| 151, 157,25 158,924 164,931 7, hh )34| Y e 8 E E Ea IA E Tips Clot le Eli Edi vos EOS antanidos | 6 | Ce | Pr | Nd |Pm |Sm | Eu | Gd | Tb Dy [| Ho: [| Er] Tia Yb =P Eu Cerio _ |Praseodimio| Neodimio | Promecio | Samario | Europio |Gadolinio | Terbio | Disprosio | Holmio Erbio Tulio. Tterbio | Lutecio 232,038| 238,03 (237) (20 * a lo sa 93 Cao] 94 Sos Eto 0% [97 Cos 0% 199 0591100 91101 65910229 (103 02) Actínidos [7 | Th | pa | U | Np | Pu | Am |Cm | Bk | Cf | Es | Em | Md | No | Lr Torio [Protactinio| Uranio Neptunio | Plutonio | Americio | Curio Berkelio | Californio | Einstenio | Fermio |JMendelevio| Nobelio | Laurencio EL metales HA Metaloides EJ No metales MA Gases nobles (1) Base en peso atómico carbono de 12 ( ) indica el más estable o el isótopo más conocido. AAA Vu de Química Programa de Nivelación e Ingreso Universitario 5 UNIDAD I: SUSTANCIAS QUÍMICAS Y NOMENCLATURA DE SUSTANCIAS INORGÁNICAS SUSTANCIAS QUÍMICAS Todas las sustancias químicas que se encuentran en el ambiente se clasifican en sustancias puras y mezclas de dos o mas sustancias. La sustancias puras son materiales homogéneos y se dividen en elementos y compuestos: Un elemento es una sustancia pura que no puede ser descompuesta en sustancias más simples por procesos químicos ordinarios. Un compuesto es una sustancia pura formada por dos o mas elementos, químicamente unidos en una proporción definida de masa y en consecuencia puede ser descompuesto por procedimientos químicos ordinarios en sustancias puras más sencillas. Los elementos se representan en química mediante gráficos convencionales que reciben el nombre de símbolos. NOMENCLATURA DE SUSTANCIAS INORGÁNICAS VALENCIA O NÚMERO DE OXIDACIÓN. Es la capacidad que tiene un átomo de un elemento para combinarse con los átomos de otros elementos y formar compuestos. La valencia o número de oxidación es un número, positivo o negativo, que nos indica el número de electrones que gana, pierde o comparte un átomo con otro átomo o átomos. Reglas para determinar números de oxidación: + El número de oxidación es cero (0) en átomos aislados o formando moléculas del mismo elemento. Ejemplo: O,, Al, Cl,. En estas especies el número de oxidación de cada elemento es cero. + Elnúmero de oxidación de un ion monoatómico es igual a la carga del ¡on. Ejemplo: en el ion Cu*? el cobre tiene número de oxidación igual a +2. + El número de oxidación del hidrógeno es +1 en casi todos sus compuestos, excepto en los hidruros metálicos (metal e hidrógeno) en los cuales al hidrógeno se le asigna número de oxidación —1. Ejemplo: en los compuestos HCl, H,S y CH, el número de oxidación del hidrógeno es igual a +1; en los compuestos LiH y AIH, el número de oxidación del hidrógeno es —1. + Elnúmero de oxidación del oxígeno es -2 en la mayoría de sus compuestos, excepto en los peróxidos (H,O,) en los cuales el oxígeno tiene número de oxidación —1 y en los compuestos con el flúor, en los cuales el oxígeno tiene número de oxidación +2. Ejemplo: en los compuestos Fe,O,, Na,O y H,O el oxígeno tiene número de oxidación igual a -2; en el compuesto H,O, tiene número de oxidación —1 y en el compuesto OF, el número de oxidación del oxígeno es +2. Guía de Química WIEN Números de oxidación de algunos elementos: Metales Valencia 1 Valencia 2 Valencia 3 Litio Li Berilio Be | Aluminio Al Sodio Na |Magnesio Mg Potasio K Calcio Ca Rubidio Rb |Estroncio sr Cesio Cs |Bario Ba Francio Fr | Radio Ra Plata Ag |Cadmio Cd Zinc Zn Valencias 1,2 Valencias 1,3 Valencias 2,3 Cobre Cu [Oro Au [Hierro Fe Mercurio Hg |Talio TI_ | Cobalto: Co Níquel Ni Valencias 2,4 Valencias 2,36 Valencias 2,3,4,6,7. Platino Cromo Cr [Manganeso Mi Plomo Pb Estaño Sn No metales Valendia =1 Valencia /-135,7]Velendas 21345] Flúor F- [Cloro Cl [Nitrógeno N Bromo Br Yodo 1 Valencias +/- 2,4,6 Valencias +/- 3,5 Valencias +/- 2,4 Azufre S. [Fósforo P. [Carbono Cc Selenio Se | Arsénico As Telurio Te_|Antimonio Sb + La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos de una especie es igual a la carga de la especie. Ejemplo: la carga del compuesto K,O es cero 2 veces el número de E 1 vez el número de 0 oxidación del potasio oxidación del oxígeno 2 (+1) + 127 = 0 Para nombrar los compuestos químicos inorgánicos se siguen las normas IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada). Se aceptan tres tipos de nomenclaturas para los compuestos inorgánicos, la sistemática, la nomenclatura de stock y la nomenclatura tradicional. Nomenclatura Sistemática: Para nombrar los compuestos químicos según esta nomenclatura se utilizan los prefijos: MONO_, DI_, TRI_, TETRA_, PENTA_, HEXA_, HEPTA_... Cl,O, Trióxido de dicloro Ñ 1,O Monóxido de diodo Nomenclatura de Stock: En este tipo de nomenclatura, cuando el elemento que forma el compuesto tiene más de una valencia, esta se indica al final, en números romanos y entre paréntesis: Fe(OH), Hidróxido de hierro (11) Fe(OH), Hidróxido de hierro (111) Nomenclatura Tradicional: En esta nomenclatura para poder distinguir con que valencia están combinados los elementos en ese compuesto se utiliza una serie de prefijos y sufijos: Programa de Nivelación e Ingreso Universitario 7 Peróxidos Se caracterizan por llevar el grupo peroxo (OO) también representado como O,?. se pueden considerar como óxidos con más oxígeno del que corresponde por la valencia de este elemento. Ejemplos: Fórmula Nombre H202 Peróxido de hidrógeno (agua oxigenada) Caz0, = CaO, — |Peróxido de calcio Ba¿O4 = Ba0> Peróxido de bario NOMENCLATURA DE LOS COMPUESTOS TERNARIOS Son compuestos formados por tres elementos, entre ellos se encuentran: + Hidróxidos + Oxiácidos + Sales Hidróxidos Los hidróxidos se forman al reaccionar un óxido básico con el agua: Ca0 +H,O > Ca(OH), Son compuestos formados por un metal y el grupo hidroxilo (OH). Su fórmula general es: M(OH), Donde M es el metal y la X la valencia del metal. El grupo OH siempre tiene valencia 1. Ejemplos: Velencia | Fórmula | — N.sistemática E E al N. Tradicional dl OH [Ridróxido de sodio Hidróxido de sodio Hidróxido sódico 2 —[Ga(OH | Dinidroxio de calcio — | Hidroxido de calio | Hidróxido ceca 7 ]Pa(O).—]Tetranidroxdo de plomo] Hisróxdo de plomo (1) [Hiroxido plúmbieo Oxiácidos (Ácidos Oxácidos) Son compuestos ternarios formados por un no metal, oxígeno e hidrógeno. Se obtienen al hacer reaccionar un óxido ácido o anhídrido con agua. Su fórmula general es: N,O, + H,O= H,N,O, Donde H es hidrógeno, N el no metal y O el oxígeno. Se emplea la nomenclatura tradicional, dependiendo del número de oxiácidos que forme el no metal: Ejemplos: Valencia Fórmula N. Tradicional 6 —[CrO, + H20=H¿CrOs Ácido crómico 6 CrzOs + H20 = H2Cr207 Ácido dicrómico 6 |Mnos + H20 = HMnOs Ácido mangánico 7 Mn20 + H20 = H2Mn20s = HMnO, [Acido permangánico Sales Las sales son compuestos formados por la unión de cationes y aniones, pueden ser binarias o ternarias. Se nombran comenzando por el nombre del anión (ion negativo — escrito a la derecha) seguido por el nombre del catión (ion positivo - escrito de lado izquierdo de la fórmula). Nombre de los cationes: = Si el catión es un ¡on metálico, el nombre es el mismo del metal. = Cuando el metal forma varios ¡ones, la distinción entre ellos se hace indicando la carga por un número romano encerrado entre paréntesis, o las terminaciones _0SO e _ICO. » Existen cationes con nombres especiales como: NH,* ion amonio. Nombre de los aniones: hay aniones provenientes de ácidos hidrácidos y otros de los oxiácidos, y se nombran según en caso: Aniones de Ácidos Hidrácidos: Se obtienen sustituyendo los hidrógenos del ácido hidrácido, la carga del ion es el número de átomos de hidrógeno que tenía el ácido inicialmente. Se nombran con el nombre del no metal terminado en LURO, Ejemplos: Acido lon Nombre del lon HE FE Fluoruro HS ES Sulfuro Aniones de Ácidos Oxiácidos: se obtienen sustituyendo los hidrógenos del ácido, se clasifican en dos tipos: -Aniones que forman sales neutras: se obtienen con la sustitución de todos los átomos de hidrógeno, la carga del anión es el número de hidrógenos originales del ácido. Se nombran sustituyendo los sufijos del Ejemplos: ácido (OSO e _ICO) por los sufijos _ITO y _ATO ; respectivamente. los ca Valencia Fórmula N. Tradicional Prefijos y sufijos utilizados en | Prefijos y sufijos Utilizados en — los ácidos los aniones 1 3 18:0,+ 40 =H:B:0,= ABO, [Acido bórico E 3 NO: + H20 = H2N¿O. = ANO, [Acido nitroso FU ES pS e 5 [NO + H20 = H2N¿0s = HNO» | Ácido nítrico ¡co ATO 2 [SO +H0=H0. Acido hiposulfuroso PER ICO PER ATO 3 4 Ácido sulfuroso Puede ayudarte a recordar la equivalencia de sufijos la $ Ácido sulfúrico siguiente frase: lá =HCIO | Acido hiplocioroso Cuando el OSO toca el pITO, el per/CO toca el silbATO. 4 [=3—[CLO:+H:O=h,ChO,=HCIO? [Acido cloroso [555 CL0s + H:0 = H2Ch0s = HCIOs | Ácido clórico Ejemplos: [7 CLO, + H¿0 = H2CLO» = HCIO, [Ácido perclórico Ñ Ácido Ton Nombre delion Hay algunos metales que también forman ácidos, como == == Qipociorto 3 el cromo y el manganeso. HBrOs BrOz | Perbromato Guía de Química WIN 8 Programa de Nivelación e Ingreso Universitario - Aniones que forman sales ácidas: se obtienen al sustituir parte de los hidrógenos de un oxiácido, la arga del anión es el número de átomos de hidrógeno los. Se nombran con la palabra hidrógeno de los prefijos mono (H) — en la mayoría de PARTE 2. Siga las instrucciones indicadas: 1. Determine el número de oxidación de los elementos que conforman cada una de las siguientes especies: se cambia por el prefijo bi-, di(H,), tri(H,) [4 ¡Ses NOz C04* AlOH)s el nombre del anión correspondiente. AsH Naz02 LINO; Cr2O7? cios Al H202 HSPO, — [MnOz MnO; FezO; PCk Ca(NOs)2 |BiOs” CIOy A KIO» 1Fs Baso, [LiHCO» [NH Dihidrógenofosfato Feo MgSO, HNO> NH NaNO2 AICI NH Cao NOz ASCIOs Nombre de la sal Fluoruro de calcio Clorito de hierro (11) loduro de cromo (11 Bisulfito de plomo (IV) Sulfato de aluminio Nitrato de estaño (IV) Cloruro de amonio EJERCICIOS cas? ientos y compuestos quími. 'culas y átomos químicos icturas y reacciones químicas une el oxígeno para formar un anhídrido? una de las anteriores une el hidrógeno para formar un hidrácido? etal una de las anteriores le compuestos son los oxácidos? d) Ninguno más, ya esta completo 2. Escriba las fórmulas y nombres de los compuestos for- mados por los siguientes pares de iones: NOy sos? OH cr cos? | Pos? Na NH" 07 Fo7 a? P75 e Fe 3. Escriba los nombres de los siguientes compuestos: Mgco, AN(CN)3 BaSO, CaCrO, N¿Os HNO, (NH)¿C1rOs | Fela CUCrOs cl0, KMnO, H>SO, PCh Fe(MnOs)s — |KCIO, Ca(CiOs)z |FeAsOs Sn(CIO), [AlXSO1)3 [CaSO, Pb(SO), [Ca(BrO)z [KIOs Pb(HSOs)¿ — [NazO, AgS SeO, PbO, Fe) Ni(OH)> 4. Escriba la fórmula de los siguientes compuestos: Carbonato de calcio Sulfato de magnesio Fosfato de hierro (III) Cloruro de bario Cloruro de níquel (11) Perclorato de manganeso Hidróxido de cobato (1) |Bromuro de cobre (1!) [Ácido carbónico Nitrato de amonio Cromato de calcio Ácido bromhídrico Hidróxido de aluminio | Hidruro de cesio Tetrabromuro de silicio Tetracloruro de carbono |Monóxido de dinitrógeno. | Bromato de calcio EA Guía de Química 10 Programa de Nivelación e Ingreso Universitario Valor de 1 | Subnivel | N* máximo de electrones 0 s 2 1 Pp 6 E d 10 3 f 14 El número máximo de subniveles en cualquier nivel principal es igual al número principal n: Valor de n | N* de subniveles | Subniveles 1 1 Ss 2 2 s-p 3 3 s-p-d 4 4 s-p-d-f La representación de los electrones de un átomo se hace usando el símbolo n/ o sustituyendo cada número cuántico por su valor numérico y letra correspondiente; se tiene por ejemplo 15, 2p, 3d, 4f. El número de electrones que hay en determinado subnivel se coloca como potencia en la letra que representa al subnivel. El orden de ocupación de los subniveles por los electrones se señala en el siguiente diagrama: % ÁS Bn 28 2p K y / 3s 3p 3d AS Ap 4d Af 5S 5p 5d 5f 6s 6p sá AL 78 K KOFIR K Ejemplo: Para el elemento con Z = 25 la configuración electrónica es: 18? 25? 2p" 38? 3p* 4s? 3d* TABLA PERIÓDICA Como resultado de los descubrimientos que establecieron en firme la teoría atómica de la materia en el primer cuarto del siglo XIX, los científicos pudieron determinar las masas atómicas relativas de los elementos conocidos hasta entonces. El desarrollo de la electroquímica duránte ese periodo por parte de los químicos británicos Humphry Davy y Michael Faraday condujo al descubrimiento de nuevos elementos. En 1829 se habían descubierto los elementos suficientes para que el químico alemán Johann Wolfgang Dóbereiner pudiera observar que había ciertos elementos que tenían propiedades muy similares y que se presentaban en triadas. Sin embargo, debido al número limitado de elementos conocidos y a la confusión existente en cuanto a la distinción entre masas atómicas y masas moleculares, los químicos no captaron el significado de las triadas de Dóbereiner. En 1864, el químico británico John A. R. Newlands clasificó los elementos por orden de masas atómicas crecientes y observó que después de cada siete elementos, en el octavo, se repetían las propiedades del primero. Por analogía con la escala musical, a esta repetición periódica la llamó ley de las octavas. El descubrimiento de Newlands no impresionó a sus contemporáneos, probablemente porque la periodicidad observada sólo se limitaba a un pequeño número de los elementos conocidos. Mendeléiev y Meyer La ley química que afirma que las propiedades de todos los elementos son funciones periódicas de sus masas atómicas fue desarrollada independientemente por dos químicos: en 1869 por el ruso Dmitri Mendeléiev y en 1870 por el alemán Julius Lothar Meyer. Mendeleiév escribió «las propiedades de las sustancias simples así como las fórmulas y propiedades de los compuestos de los elementos, se encuentran en una relación periódica respecto a la magnitud de los pesos atómicos de los elementos»; y Meyer atendiendo especialmente a las propiedades físicas «las propiedades de los elementos son funciones periódicas de sus pesos atómicos» (una función periódica es aquella cuyo valor se repite a intervalos regulares, ese intervalo se llama período). La clave del éxito de sus esfuerzos fue comprender que los intentos anteriores habían fallado porque todavía quedaba un cierto número de elementos por descubrir, y había que dejar los huecos para esos elementos en la tabla. El sistema periódico ha experimentado dos avances principales desde su formulación original por parte de Mendeléiev y Meyer. La primera revisión extendió el sistema para incluir toda una nueva familia de elementos cuya existencia era completamente insospechada en el siglo XIX. Este grupo comprendía los tres primeros elementos de los gases nobles o inertes, descubiertos en la atmósfera entre 1894 y 1898. El segundo avance fue la interpretación de la causa de la periodicidad de los elementos en términos de la teoría de Bohr (1913) sobre la estructura electrónica del átomo. Ley Periódica Moderna: las propiedades de los elementos son una función periódica de sus números atómicos. Estructura de la Tabla Periódica. En la tabla periódica los elementos aparecen dispuestos en orden creciente de sus números atómicos, constituyendo hileras horizontales llamadas períodos, numerados del 1 al 7. Además, quedan distribuidos en arreglos verticales llamados grupos o familias, donde las propiedades químicas son semejantes. Cada grupo está identificado con un número romano seguido de una letra (A o B) o su equivalente en un número arábigo. A Gu a de Química 11 Programa de Nivelación e Ingreso Universitario Elementos representativos (Grupo A) Metales Alcalinos (IA): Son metales blandos, de color blanco y lustre metálico, a excepción del hidrógeno. Se convierten fácilmente en cationes monovalentes, son muy activos, por lo cual difícilmente se encuentran libres en la naturaleza. Siempre forman óxidos y sales. Su configuración electrónica termina en ns'. Metales Alcalino-Térreos (IA): Son metales típicos muy activos que solo se consiguen en minas. Son menos reactivos que los metales alcalinos, pero lo suficiente como para no existir libres en la naturaleza. Aunque son bastante frágiles, los metales alcalinotérreos son maleables y dúctiles. Conducen bien la electricidad y cuando se calientan arden fácilmente en el aire. Su configuración electrónica termina en ns”. Halógenos (VIIA): Son no metales muy reactivos, con mucha tendencia a aceptar electrones y formar sales (llamadas haluros). Su configuración electrónica termina en ns? np”. Gases Nobles (VIIIA o 0): Son no metales de poca actividad química. Su configuración electrónica termina en ns? np*. Elementos Libres (IA al VIA): Estos grupos están formados por metales y no metales, cuya configuración electrónica de la última capa va desde ns? np' hasta ns? np*. Elementos de Transición (Grupo B). Son la transición entre los elementos del grupo !lA y los del I11A, todos son metales y su configuración electrónica termina en nd! al nd”, Elementos de Transición Interna o Tierras Raras: Son metales a los que no se ha asignado lugar alguno en la tabla, si bien se les considera incluidos en las posiciones correspondientes a Z = 58 (lantánidos) y Z= 90 (actínidos). La fuente principal de las tierras raras es el mineral monacita. Su configuración electrónica termina en nf' al ae. Propiedades Periódicas. Radio Atómico: En un mismo grupo aumenta hacia abajo y disminuye en un mismo período de izquierda a derecha. El elemento de mayor radio atómico es el cesio (el francio no presenta el mismo comportamiento por ser una mezcla de isótopos radiactivos). Energía o Potencial de lonización: Se define como la energía necesaria para arrancar el electrón más externo de un átomo. Esta propiedad disminuye en los grupos al aumentar el número atómico y aumenta en los períodos de igual manera. Así pues, el valor máximo de potencial de ionización corresponde al flúor. Afinidad Electrónica: Es la energía desprendida por un átomo cuando capta un electrón. Se puede considerar la inversa del potencial de ionización, aumenta en los grupos de abajo a arriba y en los períodos de izquierda a derecha. Electronegatividad o Carácter Electroquímico: Es la medida de mayor o menor atracción que un átomo de determinado elemento ejerce sobre el par de electrones de un enlace con otro átomo. La electronegatividad, íntimamente relacionada con el potencial de ionización y la afinidad electrónica, varía aumentando de abajo a arriba en los grupos y de izquierda a derecha en los períodos. EJERCICIOS PARTE 14. Seleccione la alternativa correcta en cada caso: 1. La primera hipótesis que se estableció para explicar la estructura del átomo, tomando en cuenta los electrones y los protones se debió a: a) H. Geiger b) R.Millikan Cc) J.J. Thompson d) N. Bohr 2. La región del espacio alrededor del núcleo y dentro del átomo en la cual hay una alta probabilidad de encontrar a los electrones, se denomina: a) Órbita b) Núcleo c) Orbital d) Electrónica 3. Los halógenos son elementos: a) De poca actividad química S b) Con ocho electrones en su última capa c) Blancos y de lustre metálico d) Formadores de sales 4. Según la ley de Mendeleiév, ¿de que son función periódica las propiedades físicas y químicas de los elementos? » a) Número atómico b) Esa ley no existe c) Peso atómico d) Símbolo 5. ¿Cómo se denomina en la tabla periódica lo que forman los elementos de una misma fila? a) Grupo b) Período c) Periódico d) Ninguna de las anteriores Guía de Química ENE NANTES 13 Programa de Nivelación e Ingreso Universitario Volumen Molar: Un mol de una sustancia en estado gaseoso y en condiciones normales de presión y temperatura (CN) ocupa un volumen de 22,4 L Composición centesimal o comp: un compuesto: Conocida la fórmula del compuesto, se le puede calcular la composición porcentual de uno de sus elementos dividiendo la contribución en masa del elemento citado por la masa total del compuesto y luego multiplicando por cien. Fórmulas Químicas. Son expresiones que indican los elementos que conforman una molécula y en qué proporción lo hacen. Fórmula Empírica: Es la fórmula más sencilla que se puede escribir para un compuesto, da la mínima relación que existe entre los átomos que conforman una molécula. Fórmula Molecular. Es la fórmula que contiene la cantidad real de moles de átomos de cada elemento presentes en una molécula de compuesto. Fórmula Estructural: Es la fórmula que representa la forma de la molécula en el espacio. REACCIONES QUÍMICAS Una reacción química es un proceso en el que una o más sustancias -los reactivos- se transforman en otras sustancias diferentes -los productos de la reacción. Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro producida al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro. Los productos obtenidos a partir de ciertos tipos de reactivos dependen de las condiciones bajo las que se da la reacción química. No obstante, tras un estudio cuidadoso se comprueba que, aunque los productos pueden variar según cambien las condiciones, determinadas cantidades permanecen constantes en cualquier reacción química. Estas cantidades constantes, que reciben el nombre de magnitudes conservadas, incluyen el número de cada tipo de átomo presente, la carga eléctrica y la masa total. Ley de la Conservación de la Masa: “La masa no se crea ni se destruye, transforma”. solo se Ley de las proporciones definidas: “Dos elementos o compuestos se combinan entre sí en una proporción única y universal”. Ecuaciones Químicas: representaciones esquematizadas de las reacciones químicas, están constituidas por símbolos, fórmulas, números (coeficientes), flechas, subíndices y otros caracteres especiales. Guía de Química RI EI Tipos de Reacciones Químicas: Síntesis o Combinación; Reacción en la quea partir de varias sustancias puras se origina otra. Descomposición: Reacción en la que a partir de un compuesto se originan otras sustancias que pueden ser compuestos o elementos. Sustitución o Desplazamiento: Reacción en la que un elemento o compuesto desplaza o sustituye a un elemento o compuesto en otra especie. Doble Sustitución o Doble Desplazamiento: Reacción en la que dos o mas especies se separan en sus elementos. o compuestos y se reagrupan. Balanceo de Ecuaciones Químicas. Procedimiento que se realiza para la la ecuación química cumpla con la Ley de la Conservación de la Masa. Pasos a seguir: 1. Elegir el compuesto (reactivo o producto) que contiene la mayor cantidad de átomos e iniciar el balanceo con el elemento que posee el mayor número de átomos dentro de ese compuesto. Nota: 2. Si un ¡on poliatómico aparece en ambos miembros, balancearlo como si se tratara de una unidad (un solo átomo). 3. Balancear el hidrógeno de penúltimo y por último el oxígeno. El oxígeno generalmente queda balanceado o hay que usar números fraccionarios para igualarlo. 4, Verificar todos los coeficientes, los cuales deben ser números enteros y en la proporción más pequeña. Si resultan coeficientes como 1/2, 5/2, hay que multiplicar por 2 a todos los coeficientes que posea la ecuación. Si se trata de coeficientes 1/3, 2/3, etc., se multiplican por 3 todos los coeficientes y así sucesivamente. ESTEQUIOMETRÍA Y CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS La estequiometría estudia las relaciones cuantitativas entre elementos y compuestos cuando experimentan cambios químicos. Los cálculos estequiométricos tratan de las relaciones numéricas y operaciones matemáticas entre reactivos y productos en las reacciones químicas. Porcentaje de Pureza: Indica los gramos de sustancia pura que están contenidos en 100 gramos de la sustancia impura. Reactivo Límite: Es el reactivo que se encuentra en menor cantidad de combinación o proporción estequiométrica. Para determinarlo se debe determinar, en primer lugar, el número de moles de cada uno de los reactantes; luego se 14 Programa de Nivelación e Ingreso Universitario dividen estos valores entre sus respectivos coeficientes estequiométricos, el reactivo límite será el que corresponda al resultado menor. Reactivo en.Exceso: Es el reactivo que queda como excedente, sin reaccionar, cuando se agota el reactivo límite. Porcentaje de Rendimiento o Rendimiento Porcentual: Se define como la razón porcentual entre el rendimiento real (cantidad de producto que se obtiene experimentalmente) y el rendimiento teórico (cantidad de producto que se calcula cuando todo el reactivo limitante se agota). REACCIONES DE ÓXIDO — REDUCCIÓN (REDOX) Los procesos de oxidación y reducción se presentan simultáneamente. Aquellas reacciones en las que un átomo se oxida y otro se reduce se llaman reacciones redox. Las reacciones redox se llevan a cabo en dos semi- reacciones: Oxidación: Proceso que implica pérdida de electrones. Reducción: Proceso que implica ganancia de electrones. La sustancia simple o compuesta que contiene al elemento que se reduce es llamada Agente Oxidante, mientras que la que contiene al elemento que se oxida es llamada Agente Reductor. En todo proceso redox el número de electrones perdidos debe ser igual al número de electrones ganados. Balanceo de Ecuaciones Redox. A) Método del Estado de Oxidación: 1. Se procede a escribir la reacción correspondiente. 2. Se escribe el número de oxidación de cada elemento. 3. Se seleccionan los elementos que han sufrido variación en el número de oxidación. 4. Para igualar la cantidad de electrones ganados con la cantidad de electrones perdidos, se encierra cada una de las reacciones anteriores dentro de un paréntesis, y se coloca como coeficiente la cantidad de electrones; el número de electrones ganados en la semi-reacción de oxidación y el número de electrones perdidos en la semi- reacción de reducción. 5. Los elementos que aun no están balanceados se ajustan por tanteo. B) Método del ¡on-electrón o Método de las Semi- Reacciones: 1. Se procede a escribir la reacción correspondiente. 2. Se escribe el número de oxidación de cada elemento. 3. Se seleccionan los elementos que han sufrido variación en el número de oxidación. 4. Se escriben las semi-reacciones, balanceando las especies que han cambiado en el número de oxidación. 5. Se balancea hidrógeno y oxígeno en las semi- reacciones: Se agrega H* si es en medio ácido, OH: si es en medio básico y H,O. 6. Se balancean las cargas en cada ecuación parcial, agregando en el miembro correspondiente la cantidad de electrones necesarios. 7. Se iguala el número de electrones añadido en cada una de las ecuaciones, multiplicando cada una de estas por el número de electrones agregado en la otra. 8. Se suman miembro a miembro ambas ecuaciones. 9. Se simplifican los electrones y otras especies que estén a ambos lados de la ecuación. Procesos redox en disolución: las pilas galvánicas. Todos los cambios químicos implican una reagrupación o reajuste de los electrones en las sustancias que reaccionan; por eso puede decirse que dichos cambios son de carácter eléctrico. Para producir una corriente eléctrica a partir de una reacción química, es necesario tener un oxidante, es decir, una sustancia que gane electrones fácilmente, y un reductor, es decir, una sustancia que pierda electrones fácilmente. Las reacciones de este tipo pueden entenderse con un ejemplo, el funcionamiento de un tipo sencillo de pila (batería) electroquímica. Al colocar una varilla de cinc en una disolución diluida de ácido sulfúrico, el cinc, que es un reductor (ánodo), se oxida fácilmente, pierde electrones y los iones cinc positivos se liberan en la disolución, mientras que los electrones libres se quedan en la varilla de cinc. Si se conecta la varilla por medio de un conductor a un electrodo de cobre colocado en otra disolución de ácido sulfúrico, los electrones que están en este circuito fluirán hacia la disolución, donde serán atrapados por los iones cobre positivos del ácido diluido. La combinación de iones y electrones produce cobre metálico, que se adhiere en la superficie del electrodo, es decir, ocurre una reducción (cátodo). EJERCICIOS PARTE 1. Selecciona la alternativa correcta en cada caso: 1. Número de átomos presentes en la masa atómica gramo de un elemento: a) 6,02x10* átomos b) 6,02x10* átomos Cc) 1 átomo d) 100 átomos 2. Un mol de una sustancia en estado gaseoso y en condiciones normales ocupa un volumen de: a) 2,24L b) 22,4L c) 24,2L d) 2,42L A Gi 4 de Química 16 Programa de Nivelación e Ingreso Universitario Determine: a) Los gramos de reactivo en exceso aho Los gramos de hierro formados uiente reacción química: C + SO, > CS, + CO e. juiente cuadro sabiendo que se forman 152 nsume completamente el C y el SO,. de e SO, CS, co icciona con el HCI para producir H,, ica balanceada para este proceso es Zn + 2HC1 > ZnCl + 2H, n de hidrógeno en litros y medido en CN, se iccionar 28,45 g de Zn al 92% de pureza? . Se hacen reaccionar 45,3 9 de AI(OH), con 123,42 g de |,PO, según la siguiente ecuación: ANOH), + H,PO, > AIPO, + 3H,0 > se forman 62,45 g de AIPO,, determine: Reactivo limitante Gramos de reactivo en exceso fiffirieno porcentual de la reacción quemarse la pirita (Fes), la atmósfera se contamina ¿os o de azufre según: Pirita - + Oxígeno > Óxido de hierro (III) + Dióxido de azufre Calcule los moles de dióxido de azufre que se formarán a partir de 2 kg de pirita al 30% de pureza. 19. Con base a la siguiente ecuación química: CaC, + HO > Ca(OH), +CH, ¿Cuántos moles de C,H, se obtienen al mezclar 10 g de CaC, con suficiente agua, si el rendimiento de la reacción es del 95%? 20. Según la siguiente ecuación química: Amoníaco + Oxígeno —> Monóxido de nitrógeno - + Agua - Calcule: y a Los moles de amoníaco necesarios para reaccionar -con.0,8 moles de oxígeno. -b) Los moles de monóxido de nitrógeno producidos en la reacción de 0,35 moles de oxígeno con suficiente amoníaco. c) Los moles de amoníaco necesarios para producir “2,25 moles de agua d) Los gramos de oxígeno que se requieren para , reaccionar con 34 g de amoníaco. 21. Si se descompone térmicamente 2,17 g de HgO hasta obtener mercurio y oxígeno, ¿cuál es la masa de mercurio obtenido? ¿Cuántas moléculas de oxígeno se forman? 22. La reducción del Cr,O, con Al se produce según la ecuación: Al + Cr,O, > ALO, + Cr a) Determine los moles de cromo que se producen al reaccionar 37 g de Al al 78% de pureza con 0,3 moles de Cr,O,, si el rendimiento de la reacción es del 80%. b) Al mezclar 90 g de Al al 90% de pureza con 3 moles de Cr,O, se obtienen 2,7 moles de Cr. Determine el rendimiento de la reacción. 23. Balancear las siguientes ecuaciones de óxido-reducción por ambos métodos: a) HNO, + Cu > Cu(NO,), + NO, + HO b) KMnO, + HCI > KCI + MnCl, + Cl, + H,O 0) HNO, + HI > NO + 1, + HO d) KBr + H,SO, > K,SO, + Br, + SO, + H,O AAA Gua de Química 17 Programa de Nivelación e Ingreso Universitario UNIDAD IV: SISTEMAS Y SOLUCIONES SISTEMAS Al estudiar un proceso (físico o químico) se delimita una porción de materia para observaria. Esta porción de materia, que puede estar integrada por una o varias sustancias simples o compuestas, se encuentra en un ambiente que puede estar separado por límites, que por sus propiedades pueden condicionar el transcurso de las transformaciones que en ella se sucedan. Lo señalado anteriormente conduce al concepto de sistema. Un sistema se define como cualquier porción del universo aislado en un recipiente inerte (el cual puede ser real o imaginario). La porción homogénea de un sistema, físicamente diferenciable, y separable mecánicamente, se denomina fase. Desde este punto de vista, los sistemas pueden dividirse en: Sistema Homogéneo: Es aquel sistema que contiene una sola fase. Sistema Heterogéneo: Es aquel sistema que contiene más de una fase. Propiedades de un sistema: : Son aquellas que son independientes de la cantidad de materia del sistema. Propiedades Extensivas o No Características: Son aquellas de la cantidad de sustancia presente en el sistema. Propiedades de la materia: Propiedades Físicas: Se pueden observar sin que la materia sufra cambios. Propiedades Químicas: Se pueden medir cuando la materia sufre cambios en su estructura molecular. Variables de un sistema Cuando se va a estudiar un sistema, siempre se señalan sus propiedades. Cuando se describen las propiedades de un sistema, se dice que se encuentra en un estado determinado. Cada una de las cantidades que determinan y definen el estado de un sistema se denomina variable de estado. Todo sistema posee una expresión matemática que relaciona las variables de estado; esta relación matemática se denomina ecuación de estado. Una de las ecuaciones de estado de mucho uso en química es la ecuación general de los gases ideales, que relaciona las variables V (volumen), P (presión), T (temperatura) y n (número de moles): P.-V=n-R-T R: constante de los gases. Estados de la Materia Loa: son: sólido, líquido o gas. El plasma. partículas gaseosas eléctricament: negativos, se considera a veces un de 4 materia. > Los sólidos se caracterizan por su resistéficia" a cambio de forma, resistencia que se debe a la fuerte atracción entre las moléculas que los constituyen, En fase /íquido, la materia cede a las fuerzas tel dentes a cambiar su forma porque sus moléculas pueden moverse libremente unas respecto de otras. Los líquid: , sin embargo, presentan una atracción molecular suficiente para resistirse a las fuerzas que tienden a cambiar.su volen. Los gases, en los que las moléculas están muy dispersas y se mueven libremente, no ofrecen ninguna resistencia a los cambios de forma y muy poca a los cambios de volumen. Como resultado, un gas no confinado tiende a difundirse indefinidamente, aumentando su volumen y glisminujya: do su densidad. Cambios de Fase: Pa Ae Fusión: cambio que experimenta un sólido cuando al calentarlo se transforma en líquido. Solidificación: cambio que experimenta un líquido cuendo al enfriarlo se transforma en sólido. Vaporización o evaporación: cambio que experimenta un líquido cuando al calentarlo pasa a fase gaseosa en su superficie libre; si el paso de líquido a vapor tiene lugar en toda la mase del líquido el proceso se denomina ebullición. Condensación: paso del estado de vapor al estado líquido al reducirse la temperatura. Sublimación: cambio que experimenta un sólido.que se transforma directamente en vapor sin pasar por El estado líquido. TOS MEZCLAS Una mezcla es un sistema formado por la combinación de dos o más sustancias. Suspensiones Son sistemas heterogéneos de sólidos muy pequeños en un medio líquido. No son trasparentes, y las partículas suspendidas se distinguen a simple vista, no pasan a través de los filtros, y al dejar en reposo la suspensión se separan depositándose en el fondo o flotando en la parte superior. Guía de Química IN Programa de Nivelación e Ingreso Universitario 19 Tipos de soluciones se acuerdo a la concentración: S. Diluida: Es una solución donde la cantidad de soluto es pequeña. S. Concentrada: Es una solución que tiene mucho más soluto que la diluida, pero aún no se llega al límite de disolución. S. Insaturada: Es aquella en la cual está disuelta una cantidad de soluto inferior al límite de solubilidad. S. Saturada: En ella está disuelta una cantidad de soluto igual al límite de solubilidad. S. Sobresaturada: Es aquella en la cual está disuelta una cantidad de soluto superior al límite de solubilidad. Estas soluciones son inestables, se preparan por calentamiento, pero el soluto cristaliza rápidamente al enfriar el sistema. Concentración de las soluciones Indicar la concentración de una solución significa expresar la proporción en la cual se encuentran sus componentes, es decir, qué cantidad de soluto se encuentra disuelto en una cantidad dada de solución o solvente, La concentración de una solución se puede expresar en unidades físicas o en unidades químicas. UI das ElRICaS: Porcentaje en Peso, %p/p. Indica los gramos de soluto disueltos en 100 g de solución. Porcentaje Peso-Volumen, %p/v. Indica los gramos de soluto disueltos en 100 ml de solución. Porcentaje Volumen-Volumen, %v/v. Indica los mililitros de soluto disueltos en 100 ml de solución. Densidad, p o d. Es la masa en gramos de 1 ml de solución. Unidades Químicas: Molaridad, M. Indica los moles de soluto disueltos en 1 litro de solución. Molalidad, m. Indica los moles de soluto disueltos en 1kg de solvente. Fracción Molar, X,. Fracción de moles de un componente que hay en 1 mol de la solución. Se calcula dividiendo el número de moles del componente de interés entre el número total de moles de la solución. Partes por Millón, ppm. Representa el número de partes de soluto (en gramos) contenido en un millón (10%) de parte de solución (en gramos). Normalidad, N. Indica el número de equivalentes de soluto disueltos en 1 litro de solución. Preparación de soluciones Por Disolución: Es la preparación que se realiza a partir de un soluto sólido. Por Dilución: Es la preparación que se realiza a partir de un soluto líquido. Guía de Química WN EJERCICIOS PARTE 1. Seleccione la alternativa co: cada caso: 1. Propiedades que son independientes de la c materia en el sistema: a) Extensivas b) Manuales c) Intensivas d) Ideales 2. - Para una presión y temperatura dada, ¿Que tipo de sistema es uno que posee las mismas propiedades y composición en toda la masa? , a) Heterogéneo SE b) Homogéneo Cc) Mixto d) Compuesto 3. En general, ¿Qué tipo de relación en cuanto a cantidad presenta el soluto respecto al disolvente en una solución? a) Mayor cantidad b) Menor cantidad Cc) Misma cantidad d) Indiferente 4. ¿En relación a que volumen se mide la molaridad de una disolución? a) Hectolitro b) Mililitro d) Ninguna de las anteriores 5. Una solución que contiene cantidad de soluto que podría estar en equilibrio con un exceso de soluto a esa temperatura se denomina: a) Concentrada b) Diluida Cc) Saturada d) Sobresaturada PARTE 2. Siga las instrucciones que se indican: 1. Se disuelven en 80 g de agua 20 g de sal. Calcular la concentración de la solución resultante, 2. Se disuelven 10 ml de alcohol en 50 ml de agua. Calcular el porcentaje en volumen de la solución resultante. (Considerar volúmenes aditivos). 3.A5 g de sal se les añade agua hasta llegar a 300 ml de solución. Calcular la concentración de la solución. 4. ¿Cuál es la masa de 50 ml de solución acuosa de H,SO,, si la densidad es de 1,8 g/mI? 20 Programa de Nivelación e Ingreso Universitario 5. Se tiene una solución acuosa de Na,CO, de densidad 1,15 g/ml cuya concentración es de 14% en peso. Calcular los.gramos de sal que se obtendrían por evaporación a sequedad de 85 ml de la solución. 5. Se tiene una solución acuosa de Na,CO, de densidad 1,15 g/mi cuya concentración es de 14% en peso. Calcular los gramos de sal que se obtendrían por evaporación a sequedad de 85 ml de la solución. 6. ¿Cuántos gramos de NaOH serán necesarios pesar para preparar 500 ml de una solución de concentración 0,4 mol/I? 7. ¿En qué volumen de solución hay que disolver 10 g de CaCl, para que la solución tenga una concentración de 0,5 8. Calcular la fracción molar de una solución que contiene 200 g de NaOH en 270 g de H,O. 9: ¿Qué volumen de HCI de concentración 12 molar se ho aga para preparar 500 ml de solución 3 molar de HL os 10. Qué masa de soluto se necesita para preparar: a). 2,51 de solución 1,2 mol/l de NaOH bb) 50:ml de solución 0,01 mol/l de ANO, Cc) 400 ml de solución 0,05 mol/| de Zn(OH), 11, Se prepara una solución disolviendo 1,69 g de NaCl en 300 ml de agua. ¿Cuál es su molalidad? 12. ¿Cuántos mililitros de agua deben agregarse a 10 ml de solución concentrada de HC! 27,2% p/p y de densidad 1,19 g/ml para obtener una solución 0,5 M? 13. ¿Cuántos mililitros de solución de HNO, de densidad 1,4 g/ml y 65% p/p son necesarios para preparar 2 litros de solución 2,5 molar? 14.Se mezclan 200 ml de solución de KOH 1M con 300 ml de solución de KOH 0,25M. calcule la molaridad de la solución resultante. 15. Se hacen reaccionar 500 ml de solución 1,5M de Na,PO, con 150 ml de solución 2M de Ba(NO,), según la ecuación: Na¿PO, + Ba(NO), > Ba,(PO,), + NANO, Determine los moles iniciales y finales de todas las especies. Na¿PO, | Ba(NOz)> | Bas(PO4)2 | _NaNOs Miniciales. M. Finales 16. Calcule la molaridad de cada una de estas soluciones: a) 1,5 g de NaOH en 400 ml de solución b) 35 mg de H,SO, en 20 ml de solución c) 25 g de BaÓ en 1,5 litros de solución 17. 150 ml de una solución 0,3 M se diluyen a 750 ml con agua, ¿Cuál es la molaridad de la solución final? (Considerar volúmenes aditivos). 18. ¿Qué volumen de agua debe añadirse a 10 ml de solución 0,5 M para obtener una solución 0,2 M? (Considerar volúmenes aditivos). 19. 25 ml de una solución 0,8 M se diluye a 500 ml en un matraz volumétrico (solución A). 10 ml de la solución A se diluyen en otro matraz volumétrico de 250 ml (solución B). Calcula la molaridad de la solución B. 20. ¿Cuántos ml de una solución de HCI 0,50 M se deben añadir a 50 ml de solución de HCI 0,10 M para obtener una molaridad de 0,30? (Considerar volúmenes aditivos). 
