Download guía para el examen extraordinario de química i tercer

ESCUELA PREPARATORIA OFICIAL DEL ESTADO DE MÉXICO, NÚMERO 128
“GENERAL FRANCISCO VILLA”
CICLO ESCOLAR 2014 - 2015
GUÍA PARA EL EXAMEN EXTRAORDINARIO DE QUÍMICA I
TERCER PERIODO
DOCENTE: ING. NEFTALI CABRERA CRUZ.
GRUPOS: 4C Y 4D
ESTUDIANTE:
[1]
CRITERIOS DE EVALUACIÓN.
La guía que se anexa está conformada por un total de 102 preguntas y/o ejercicios, los cuales deberás
entregar resueltos a mano y en hojas blancas (por ambos lados), de la siguiente manera:
a) En las preguntas teóricas solo tienes que escribir la pregunta y la respuesta correcta, es decir, no es
necesario que copies todos los incisos.
b) En los ejercicios debes escribir todo el proceso de resolución que te permita llegar a la respuesta
correcta.
c) Anexa una carátula de presentación en tu trabajo.
d) Solo se tomarán en cuenta para la evaluación aquellas guías que estén resueltas en su totalidad, es
decir, que tengan respuesta a las 102 preguntas, de la manera en que se ha solicitado.
Los temas de estudio son:
- Sustancia, elemento y compuesto.
- Mezclas: dispersiones, disoluciones, coloides y suspensiones.
- Características de gases, líquidos y sólidos.
- Modelo cinético molecular de la materia.
- Isótopos.
- Fórmula mínima y molecular.
- Tabla periódica (metales, no metales y metaloides).
- Niveles de energía.
- Configuración electrónica.
- Números cuánticos.
- Estructura de Lewis.
- Geometría molecular.
- Electronegatividad.
- Enlace iónico.
- Reacción química.
- Cambios físicos y químicos.
- El mol.
- Masa molecular.
- Estequiometria.
Al final de la guía se presenta una bibliografía de apoyo.
Para la evaluación extraordinaria de química 1, se consideran los siguientes aspectos:
Criterio a evaluar
Resolución de guía
Examen escrito
Porcentaje en la calificación
40%
60%
El día del examen debes presentar una tabla periódica para consultar los pesos atómicos y una calculadora.
[2]
UNIDAD 1 FUNDAMENTOS DE QUÍMICA.
a. Elemento.
b. Compuesto.
A) Ia; IIa; IIIb; IVb
B) Ia; IIa; IIIa; IVb
C) Ia; IIb; IIIa; IVb
D) Ia; IIb; IIIb; IVb
E) Ib; IIa; IIIb; IVa
SUSTANCIA, ELEMENTO Y COMPUESTO.
Sustancia.
Es un material formado por un único componente.
Puede ser un elemento o un compuesto. Son ejemplos
de sustancias: el oro (Au), el agua (H2O), el nitrógeno
(N2), el azufre(S8), el mercurio (Hg) y el sulfato de cobre
pentahidratado (CuSO4 • 5H2O).
3.- Clasifica las siguientes sustancias como
corresponde.
Sustancia
I. Butano.
II. Radón.
III. Hexano.
IV. Mercurio.
a. Elemento.
b. Compuesto.
A) Ia; IIb; IIIb; IVb
B) Ia; IIa; IIIb; IVb
C) Ib; IIa; IIIb; IVa
D) Ia; IIb; IIIb; IVa
E) Ib; IIb; IIIb; IVa
Elemento.
Es una sustancia constituida por átomos que tienen el
mismo número atómico. No es posible su
descomposición en otras sustancias, ni siquiera por
métodos químicos.
Ejemplos de elementos son el mercurio (Hg), el oxígeno
(O2), el oro (Au) y el platino (Pt). Un mismo elemento
puede presentarse en diversas formas alotrópicas
(diferentes estructuras en el mismo estado físico) en la
naturaleza, por ejemplo el carbono puede existir como
diamante y como grafito. El fósforo existe como fósforo
rojo y como fósforo blanco.
Compuesto.
Es una sustancia formada por entidades elementales
(moléculas, iones, etcétera) en las que se encuentran
átomos de cuando menos dos elementos diferentes en
una proporción bien definida. Mediante métodos
químicos es posible descomponerlos en elementos.
Son ejemplos de compuestos: cloruro de sodio (NaCl),
carbonato de calcio (CaCO3), agua (H2O), óxido de
plomo IV (PbO2). El cloruro de sodio, por ejemplo, se
puede descomponer en cloro y sodio por métodos
electroquímicos.
4.- ¿En cuál de las siguientes opciones hay materiales
formados únicamente por sustancias?
A) Boro, metano, acero y mercurio.
B) Oro, plata, helio y bronce.
C) Sodio, carbonato de cobre, diamante y carbón
mineral.
D) Silicio, oxígeno, grafito y dióxido de carbono.
E) Fósforo, latón, butano y agua.
5.- ¿En cuál de los siguientes incisos se mencionan tres
mezclas?
A) Cerveza, sangre y latón.
B) Vidrio, diamante y pasta de dientes.
C) Agua, alambre de cobre y vapor de bromo.
D) Cloruro de sodio, ácido sulfúrico y oxígeno.
E) Gasolina, madera y cobre.
1.- ¿En cuál de las siguientes opciones hay materiales
formados únicamente por elementos?
A) CO (g), Co (s), H2 (g)
B) Na (s), Cl2 (g), P4 (s)
C) O2 (g), He (g), CO (g)
D) S8 (s), N2 (g), SO2 (g)
E) CO (g), Na (s), S8 (s)
6.- ¿En cuál de los siguientes incisos se mencionan dos
mezclas homogéneas y una heterogénea?
A) Carbono, aire puro y vinagre.
B) Agua con sal, acero y mármol.
C) Oro, grafito y arena.
D) Vidrio, bronce y ácido clorhídrico.
E) Hidróxido de sodio, plomo y amalgama.
2.- Clasifica las siguientes sustancias como
corresponde.
Sustancia
I. Platino.
II. Dióxido de carbono.
III. Xenón.
IV. Azúcar.
[3]
MEZCLAS: DISPERSIONES, DISOLUCIONES, COLOIDES Y
SUSPENSIONES.
Mezcla.
Porción de materia constituida por dos o más
sustancias, en proporciones que pueden variar con la
adición de algunos de los componentes. Pueden ser
homogéneas (una sola fase) o heterogéneas (más de
una fase).
Los coloides se clasifican según el estado de la fase
dispersa (sólida, líquida o gaseosa) y el de la fase
dispersora. Los coloides líquido-líquido sólo se forman
en presencia de un emulsificante: una sustancia que
recubre y estabiliza las partículas de la fase dispersa.
Estas dispersiones coloidales se llaman emulsiones. Se
llama sol a una mezcla donde la fase dispersa es sólida y
la dispersora líquida. En un sol sólido las dos fases son
sólidas.
Dispersiones
Las dispersiones son mezclas que pueden ser
homogéneas o heterogéneas. Por lo general existe una
sustancia que se encuentra en mayor cantidad y otra en
menor proporción, dispersa en la primera, es decir, hay
una fase dispersora y una fase dispersa.
Las dispersiones se clasifican en disoluciones, coloides y
suspensiones, de acuerdo con el tamaño de las
partículas de la fase dispersa. A continuación se explica
cada una de ellas.
En el siguiente cuadro se muestran los tipos de coloides:
Disoluciones
Cuando en una mezcla homogénea las partículas de la
fase dispersa tienen el tamaño de átomos o moléculas
se habla de una disolución. El componente que está en
exceso se denomina disolvente. El componente o los
componentes que se encuentran en menor proporción,
se denominan solutos.
En el siguiente cuadro se presentan diferentes tipos de
disoluciones, según su estado de agregación:
Suspensiones
Si el tamaño promedio de las partículas de la mezcla es
mayor que en el caso de los coloides, se habla de
suspensiones. En el siguiente cuadro se muestran
algunas propiedades de las dispersiones:
Coloides
Cuando el tamaño de las partículas de una mezcla
homogénea es de aproximadamente entre diez a diez
mil veces mayor que los átomos y moléculas, se tiene
un sistema coloidal. En lugar de hablar de disolvente y
soluto, se acostumbra emplear los términos fase
dispersora y fase dispersa.
Si el tamaño promedio de las partículas de la mezcla es
mayor que 10 000 nm se habla de suspensiones.
Muchos medicamentos son suspensiones, por lo que
tienen la indicación: “agítese antes de usarse”.
Los coloides difractan la luz visible. Este fenómeno se
conoce con el nombre de efecto Tyndall.
[4]
7.- ¿En cuál de los siguientes incisos se mencionan tres
mezclas homogéneas?
A) Piedra pómez, acero y platino.
B) Plata, madera y níquel.
C) Aspirina, agua y yoduro de potasio.
D) Vino, agua de mar y aire húmedo.
E) Aluminio, bronce y aire.
C) En las suspensiones el tamaño de partícula es menor
que 10 000 nm.
D) Sol sólido es un coloide en el que la fase dispersa y la
dispersora son sólidos.
E) La albúmina es un ejemplo de suspensión y el bronce
de disolución.
8.- ¿En cuál de los siguientes incisos se mencionan tres
mezclas?
A) Gelatina, mercurio y agua de mar.
B) Refrescos, bronce y osmio.
C) Aire, acero y vinagre.
D) Latón, estroncio y agua.
E) Humo, grafito y mayonesa.
CARACTERÍSTICAS DE GASES, LÍQUIDOS Y SÓLIDOS.
Características de los gases
Un gas se compone de moléculas o átomos cuyo
tamaño es mucho menor que la distancia promedio
entre ellas. Por eso se pueden comprimir fácilmente y
mezclar en todas proporciones.
Las moléculas de gas se mueven aleatoriamente, a
distintas velocidades en todas las direcciones posibles.
Excepto cuando las moléculas chocan, las fuerzas de
atracción y repulsión entre ellas son pequeñas.
Cuando hay colisiones, entre moléculas o con las
paredes del recipiente, éstas son elásticas.
La energía cinética promedio de las moléculas de un
gas es proporcional a la temperatura absoluta.
Ocupan todo el volumen del recipiente que los
contiene.
9.- Los coloides se identifican porque:
A) poseen un soluto.
B) la fase dispersa como la dispersora están constituidas
por partículas del mismo tamaño.
C) dispersan la luz.
D) sedimentan al cabo del tiempo.
E) forman dos fases bien diferenciadas.
Cuando un soluto y un disolvente son completamente
miscibles, se tiene una disolución, no un coloide.
10.- ¿Cuál de los siguientes pares de materiales son
coloides?
A) Humo y vinagre.
B) Mayonesa y sal de mesa disuelta en agua.
C) Gelatinas y pinturas.
D) Perlas y azúcar disuelta.
E) Leche de magnesia y nubes.
Características de los líquidos
Se componen de moléculas que están muy juntas,
por lo que, a diferencia de los gases, no son
compresibles.
Tienen volumen definido y toman la forma del
recipiente que los contiene.
Fluyen debido a que las moléculas tienen suficiente
movilidad.
Confinados transmiten una presión en todas
direcciones.
Tienen propiedades de “superficie”, como la tensión
superficial. Las moléculas que están debajo de la
superficie del líquido están rodeadas totalmente por
otras moléculas y experimentan atracciones
intermoleculares en todas direcciones, cosa que no
sucede con las moléculas que están en la superficie, que
son atraídas hacia el interior del líquido.
Los líquidos tienen una densidad mucho mayor que
la de los gases.
11.- ¿Cuál de las siguientes aseveraciones acerca de las
disoluciones y los coloides es verdadera?
A) Los coloides son mezclas heterogéneas.
B) En las disoluciones el tamaño de las partículas de la
fase dispersa es mayor que 10 000 nm.
C) Las disoluciones y los coloides no pueden separarse
por filtración.
D) Ejemplo de disolución es el vinagre y de coloide el
peptobismol.
E) Las disoluciones y los coloides presentan el efecto
Tyndall.
12.- ¿Cuál de las siguientes aseveraciones acerca de las
disoluciones, coloides y suspensiones es verdadera?
A) Las suspensiones y los coloides son mezclas
heterogéneas.
B) La mayonesa, el vidrio y el acero son coloides.
Características de los sólidos
A diferencia de los gases y líquidos, los sólidos son
rígidos. No pueden transmitir presión en todas
direcciones como los gases o los líquidos.
[5]
En los líquidos existen fuerzas de atracción entre sus
partículas menores que en las de los sólidos, lo cual
permite que se muevan fácilmente y facilita que se
mezclen. Un ejemplo es la disolución de alcohol en
agua.
Los sólidos no fluyen y se difunden unos en otros a una
velocidad mucho menor que los líquidos o los gases.
Los sólidos tienen distintos grados de dureza,
dependiendo del tipo de fuerzas que mantienen unidas
las partículas del sólido.
Tienen forma y volumen definido.
En general una sustancia sólida tiene mayor
densidad que en estado líquido o gaseoso. Un caso
singular es el del agua, cuya densidad del sólido es
inferior a la del líquido (por eso flota).
Los átomos o moléculas en los sólidos presentan
movimiento de vibración en posiciones prácticamente
definidas.
16.- ¿Cuál de las siguientes aseveraciones acerca de los
gases, líquidos y sólidos es verdadera?
A) En los gases hay grandes espacios vacíos entre las
moléculas. Los líquidos y los sólidos tienen forma y
volumen definidos.
B) En los líquidos las moléculas están en constante
movimiento, igual que en los gases. En los sólidos los
átomos o moléculas vibran en posiciones relativamente
fijas.
C) Los líquidos presentan una propiedad llamada
tensión superficial. El paso de las moléculas de la fase
gaseosa a la fase líquida se llama evaporación.
D) Los gases son mucho más compresibles que los
líquidos. Los líquidos se dilatan al aumentar la
temperatura, aunque no así los sólidos.
E) En los gases, líquidos y sólidos la presión se ejerce en
todas direcciones.
13.- ¿Cuáles estados de la materia son
significativamente compresibles?
A) Líquidos y gases.
B) Sólidos y líquidos.
C) Solamente los sólidos.
D) Solamente los gases.
E) Solamente los líquidos.
14.- ¿Cuál de las siguientes afirmaciones describe
mejor a un líquido?
A) Llena el recipiente que lo contiene, toma la forma del
recipiente, fluye fácilmente, tiene baja densidad
(comparada con la de los gases).
B) Tiene volumen definido, tiene forma definida, no
fluye fácilmente, tiene alta densidad (comparada con la
de los gases).
C) Llena el recipiente que lo contiene, tiene forma
definida, no fluye fácilmente, tiene baja densidad
(comparada con la de los gases).
D) Tiene volumen definido, toma la forma del recipiente
que lo contiene, fluye fácilmente, tiene alta densidad
(comparada con la de los gases).
E) Llena el recipiente que lo contiene, tiene volumen
definido, fluye con dificultad, tiene alta densidad
(comparada con la de los gases).
17.- Una de las propiedades más conocidas del aire es
su compresibilidad. Esto se interpreta correctamente
desde el punto de vista submicroscopico diciendo que:
A) al aumentar la presión las moléculas se dispersan.
B) entre las partículas existen espacios vacíos muy
grandes.
C) las moléculas del gas reducen su tamaño al ser
comprimidas.
D) las fuerzas intermoleculares son muy grandes.
E) sus moléculas se mueven a gran velocidad.
15.- Algunos líquidos pueden mezclarse fácilmente con
otros debido a que sus partículas
A) son muy pequeñas comparadas con las de los sólidos
B) tienen fuerzas de atracción menores que las de los
sólidos y pueden moverse libremente.
C) pueden cambiar de forma muy fácilmente.
D) no tienen espacios vacíos entre ellas.
E) presentan atracciones intermoleculares en todas
direcciones.
[6]
MODELO CINÉTICO MOLECULAR DE LA MATERIA.
Las principales ideas del modelo cinético molecular son
las siguientes:
Otros de los muchos fenómenos que se pueden explicar
con este modelo es la sublimación, esto es, el paso de
un sólido a la fase gaseosa sin pasar por el estado
líquido.
1. La materia está compuesta por pequeñas partículas
(átomos, moléculas, iones)
2. Entre partícula y partícula solo hay vacío.
3. Las partículas están en movimiento permanente en
sólidos, líquidos y gases.
4. La energía cinética promedio de las partículas es
proporcional a la temperatura.
5. La presión ejercida por un gas sobre una superficie es
el resultado de las colisiones de las partículas que lo
forman contra la superficie del recipiente que lo
contiene.
6. La difusión de las sustancias se debe al movimiento al
azar de las partículas que las forman.
7. En un fenómeno químico, las partículas pueden
unirse entre sí dando lugar a un tipo diferente de
partículas, con propiedades distintas a las de aquellas
que las han formado.
La difusión puede explicarse también con este modelo.
En este fenómeno las moléculas de una sustancia se van
mezclando poco a poco con las de otra sustancia, y van
difundiéndose hasta ocupar el mismo espacio que
ocupaba originalmente la otra sustancia.
Con este modelo se puede explicar el hecho de que
cuando se deja un recipiente con agua expuesto al aire,
el agua se evapora poco a poco. La evaporación puede
explicarse en términos del movimiento de las
moléculas, que las lleva de una fase, la líquida, a otra
fase, la gaseosa.
18.- Cuando se agregan unas gotas de tinta a un vaso
con agua, al cabo de cierto tiempo ésta queda
coloreada, ¿cómo se explica este fenómeno?
A) El color indica que se ha formado una nueva
sustancia.
B) Las moléculas de agua se tiñen con las partículas de
la tinta.
C) Las partículas de tinta se distribuyen entre las del
agua.
D) Las partículas de tinta se introducen dentro de las
moléculas de agua.
E) Las moléculas de agua se introducen dentro de las
partículas de tinta.
Esferas azules: moléculas de agua
Esferas grises, O2 o N 2
[7]
19.- Dos recipientes se llenan con gas a la misma
temperatura, uno con oxígeno (O2) y otro con dióxido
de carbono (CO2) y una vez llenos los recipientes, se
tapan. ¿Cuál de las siguientes aseveraciones es
consistente con el modelo cinético molecular?
A) Las moléculas de los gases tienen la misma velocidad
promedio.
B) Las moléculas de los gases tienen la misma energía
cinética promedio.
C) Las moléculas de los gases tienen la misma energía
cinética.
D) Las moléculas de los gases tienen la misma velocidad.
E) Las moléculas de los gases tienen la misma velocidad
y energía cinética promedio.
• El número de masa del último isótopo es tres y su
número atómico es uno, por lo tanto, tiene un protón y
dos neutrones.
21.- ¿Cuántos protones y neutrones, respectivamente,
posee el isótopo del yodo-131, usado en
enfermedades de la tiroides?
A) 53 y 78
B) 53 y 131
C) 78 y 53
D) 131 y 53
E) 131 y 78
22.-
20.- Determinar cuáles de las siguientes aseveraciones
acerca del modelo cinético molecular de la materia son
correctas.
I. En el estado gaseoso, las moléculas casi no ejercen
fuerzas unas sobre otras.
II. Con este modelo se puede explicar la evaporación y
la sublimación.
III. En los líquidos existen fuerzas de atracción
extremadamente débiles entre las moléculas.
IV. La difusión se presenta fundamentalmente en los
gases y en los líquidos.
A) I, II, III y IV
B) I, III y IV
C) I, II y IV
D) I y III
E) III y IV
A) 60 y 33
B) 60 y 27
C) 33 y 27
D) 27 y 60
E) 27 y 33
23.A) 94 y 238
B) 94 y 332
C) 94 y 144
D) 238 y 94
E) 144 y 94
24.-
ISÓTOPOS.
Los isótopos son átomos de un mismo elemento pero
con diferente número de neutrones. O sea que los
isótopos de un elemento, tienen el mismo número
atómico, pero diferente número de masa.
Ejemplo:
El hidrógeno tiene tres isótopos:
A) 41 y 99
B) 99 y 58
C) 41 y 58
D) 58 y 41
E) 58 y 99
Como el número atómico identifica a los átomos de la
misma especie, los tres isótopos del hidrógeno tienen
número atómico igual a 1, lo que cambia en cada uno
de ellos es el número de neutrones:
• El primer isótopo tiene un protón y ningún neutrón.
• El segundo isótopo tiene también un protón y un
neutrón.
[8]
FÓRMULA MÍNIMA Y MOLECULAR.
25.- La expresión 2Al2(SO4)3 indica que en dos fórmulas
de sulfato de aluminio hay
A) 4 átomos de aluminio y 3 iones sulfato.
B) 2 radicales sulfato y 2 átomos de aluminio.
C) 4 átomos de aluminio, 6 de azufre y 24 de oxígeno.
D) 3 átomos de azufre, 4 de aluminio y 12 de oxígeno.
E) 4 átomos de oxígeno, 2 de aluminio, 1 de azufre.
26.- ¿Cuántos átomos de nitrógeno, hidrógeno,
carbono y oxígeno respectivamente indica la fórmula:
3(NH4)2CO3?
A) 3, 12, 3 y 3
B) 6, 12, 3 y 12
C) 3, 8, 1 y 3
D) 3, 24, 3 y 9
E) 6, 24, 3 y 9
27.- ¿Cuántos átomos de hierro, cromo y oxígeno
respectivamente indica la fórmula: 5 Fe2(CrO4)3?
A) 2, 1 y 4
B) 10, 15 y 20
C) 2, 3 y 12
D) 10, 15 y 60
E) 10, 3 y 60
FÓRMULA MOLECULAR.
La fórmula molecular de un compuesto es un múltiplo
de su fórmula empírica y expresa el número total de
átomos de cada tipo que hay en una molécula de un
compuesto. Ejemplo.
28.- ¿Cuántos átomos de nitrógeno, hidrógeno, fósforo
y oxígeno respectivamente indica la fórmula:
4(NH4)3PO4?
A) 12, 48, 4, 16
B) 4, 12, 1, 4
C) 4, 48, 1, 4
D) 12, 16, 4, 16
E) 1, 48, 1, 4
Para calcular la formula mínima de una sustancia que
está compuesta por 60 por ciento en masa de oxígeno y
40 por ciento en masa de azufre.
Se puede proceder de la siguiente manera:
FORMULA MÍNIMA.
La fórmula mínima o empírica, indica la menor
proporción en la que se encuentran los átomos de los
elementos que forman un compuesto. Ejemplo:
Si el óxido de nitrógeno contiene 30.5 por ciento en
masa de nitrógeno y 69.5 por ciento en masa de
oxígeno, significa que en cada 100 g de sustancia, 30.5 g
son de nitrógeno y 69.5 g son de oxígeno
[9]
29.- ¿Cuál es la composición porcentual en masa del
oxígeno en el ácido sulfúrico (H2SO4)?
32.- El análisis químico de un compuesto indica los
porcentajes en masa. Un compuesto de sodio, azufre y
oxígeno, contiene los siguientes porcentajes en masa:
29.08 por ciento de Na, 40.56 por ciento de S y 30.36
por ciento de O. ¿Cuál es su fórmula mínima?
A) 16.30 por ciento.
B) 16.32 por ciento.
C) 32.60 por ciento.
D) 48.90 por ciento.
E) 65.31 por ciento.
A) Na2SO3
B) Na2SO4
C) Na2S2O3
D) Na2S2O8
E) Na2S4O6
30.- ¿Cuál es la composición porcentual en masa del
nitrógeno en el fosfato de amonio, (NH4)3PO4?
Si se conoce la composición porcentual en masa de los
elementos en un compuesto, se puede obtener su
fórmula mínima. En este caso, los subíndices con
números enteros más pequeños que están de acuerdo
con la composición porcentual en masa dada que
corresponden a cada elemento son: 2 para el sodio, 2
para el azufre y 3 para el oxígeno que se expresan
como: Na2S2O3.
A) 14/62 x 100
B) 14/113 x 100
C) 21/80 x 100
D) 42/146 x 100
E) 42/149 x 100
Los moles de cada elemento en 100 gramos del
compuesto son:
31.- La composición porcentual de oxígeno en el
sulfato doble de aluminio y potasio hidratado
K2SO4•Al2(SO4) 3•24H2O se calcula como:
ahora se obtiene la razón entre los moles de S y O y el
menor número de moles que corresponde al Na. El
resultado es un cociente entre números de átomos en la
fórmula.
Los subíndices no dan números enteros, sin embargo se
pueden convertir en números enteros multiplicando
cada uno por 2. Así la fórmula empírica es: Na2S2O3
[10]
33.- Cuál es la fórmula mínima de la sustancia que está
compuesta por 60 por ciento en masa de oxígeno y 40
por ciento en masa de azufre?
LA TABLA PERIÓDICA.
Durante el siglo XIX varios científicos trabajaron
intensamente para identificar los elementos con
propiedades similares, así como para obtener sus masas
atómicas.
El resultado más impresionante lo obtuvo el ruso
Mendeleiev, en 1869, al observar que las propiedades
de los elementos se repetían a intervalos regulares al
colocar en grupos o columnas los elementos que
mostraban propiedades físicas y químicas similares,
usando la masa atómica como base para establecer la
periodicidad de los elementos.
Los primeros 20 elementos, que son los más comunes,
aparecen en los grupos 1,2 y 13 a 18. Se denominan
elementos representativos a los elementos
pertenecientes a estos grupos.
Los metales de los grupos 3 al 12 reciben el nombre de
elementos de transición. Los metales están separados
de los elementos no metálicos por una línea diagonal
escalonada, en la parte derecha de la tabla, sobre la que
se encuentran los 6 metaloides (B, Si, Ge, As, Sb y Te)
que exhiben propiedades intermedias entre las de los
metales y los no metales.
Actualmente el orden de los elementos es por número
atómico creciente. La ley de la periodicidad química
menciona que las propiedades de los elementos son
funciones periódicas del número atómico.
A) SO2
B) SO3
C) S2O4
D) S2O3
E) S4O6
34.- El análisis químico de un compuesto indica que
contiene 30.5 por ciento en masa de nitrógeno y 69.5
por ciento en masa de oxígeno, y su masa molar es de
92 g/mol ¿Cuál es su fórmula molecular?
A) NO
B) NO2
C) N2O4
D) N2O3
E) N2O5
35.- El análisis químico de una muestra de gas
refrigerante da el siguiente resultado: 9.95 por ciento
en masa de C, 58.7 por ciento en masa de Cl y 31.43
por ciento en masa de F. Si la masa molar del gas es
121 g/mol ¿cuál es su fórmula molecular?
A) C2ClF
B) CClF
C) CCl2F2
D) C2ClF2
E) CClF2
A medida que los químicos descubrían nuevos
elementos, intentaron clasificarlos y relacionarlos. Se
buscaron semejanzas y regularidades en sus
propiedades. De los 92 elementos que se pueden
encontrar en la naturaleza, se habían descubierto 59 a
finales de 1850. El elevado número de elementos
conocidos en esta época facilitó que se intentaran
clasificar en grupos con propiedades parecidas, con el
objeto de simplificar su estudio.
Una primera clasificación, realizada por Lavoisier,
consistió en separarlos en dos grandes grupos: metales
y no metales.
[11]
El químico alemán Döbereiner (1780-1849) estudió
grupos de tres elementos, con propiedades parecidas,
que llamó tríadas, como Li, Na y K; Cl, Br y I. Si se
escribían en orden creciente de su masa atómica
relativa, la masa del elemento del medio era
aproximadamente la media de los otros dos elementos.
Mostró que los elementos se ordenaban de forma
creciente con respecto a su número atómico (número
de protones), que se representa por la letra Z. De esta
manera todos los elementos se encuentran en el lugar
que les corresponde por sus propiedades y desaparecen
las irregularidades.
La tabla periódica actual presenta a los elementos
ordenados de acuerdo con su número atómico. Los
elementos que tienen propiedades parecidas se han
colocado en columnas y constituyen los grupos o
familias que están numerados de manera consecutiva
del 1 al 18. Cada una de las series de elementos
situados en una fila horizontal constituye un periodo de
la tabla y son un total de siete periodos, numerados del
1 al 7.
Cada elemento se representa por su símbolo, su
número atómico y su masa atómica.
En los últimos años se han creado artificialmente
algunos elementos, cuyos números atómicos van del
104 al 115. No obstante, el común de las tablas
publicadas incluyen hasta el número 103.
En 1865, el químico inglés Newlands (1838-1898)
presentó una nueva propuesta para ordenar los
elementos. Sugirió que cuando se ordenaban en forma
creciente según su masa atómica relativa “el octavo
elemento, partiendo de uno dado, es una especie de
repetición del primero, como la octava nota de una
escala musical”. Esta relación se denominó ley de las
octavas.
36.- Son elementos de la misma familia:
A) Cu, Mg y Al
B) Mg, Sn y S
C) Na, B y P
D) Cl, S y As
E) Li, Na y K
No obstante, en 1869, al continuar buscando la relación
entre las propiedades de los elementos y su masa
atómica relativa, en forma simultánea pero
independiente, L. Meyer en Alemania y D. Mendeleiev
en Rusia propusieron un nuevo arreglo. Este último
presentó una tabla en la que ubicó los elementos en
orden creciente de sus masas atómicas, de manera que
los que tenían propiedades parecidas estaban situados
en columnas, uno bajo otro. Pero fue más allá al dejar
espacios vacíos en la tabla cuando se rompía la
periodicidad, pues Mendeleiev afirmaba que los vacíos
de su tabla debían ocuparlos elementos desconocidos
en su época. Predecir la existencia y las propiedades de
los elementos desconocidos fue un gran éxito que
produjo la tabla periódica de los elementos.
37.- Señala el inciso que incluye elementos de una
misma familia:
A) Al, Si, P
B) O, S, F
C) Cl, Br, I
D) Na, Mg, K
E) C, N, O
38.- ¿Cuál opción reúne elementos de un mismo
período?
A) F, N, P
B) Be, N, Ne
C) K, Ca, Sb
D) Cu, Ag, Au
E) Li, Be, Mg
Sin embargo, la ley periódica, según la cual “las
propiedades de los elementos varían de forma periódica
con su masa atómica relativa”, presentaba
inconsistencias, ya que había elementos que no
cumplían con el orden creciente de masas atómicas,
como era el caso del Ar con el K; el Co con el Ni y el Te
con el I.
Las anomalías de la tabla de Mendeleiev se resolvieron
en 1913 cuando Moseley, al estudiar los espectros de
rayos X de varios elementos, propuso la ordenación de
los elementos con base en una propiedad que
denominó número atómico.
39.- Son elementos que pertenecen a la misma familia:
A) Zn, Hg, Mn
B) Cr, Mn, Fe
C) Cu, Ag, Au
D) Al, Si, P
E) Cl, O, N
[12]
40.- Los primeros intentos por clasificar los elementos
se basaron en
A) los números atómicos de los elementos.
B) las masas relativas de los átomos.
C) los isótopos de los elementos.
D) el número de neutrones de los átomos.
E) el número de electrones de los átomos.
Los primeros intentos se dieron en los siglos XVIII y XIX.
El número atómico o número de protones se determinó
hasta 1915 por Moseley, hacia entonces ya se habían
desarrollado varias proposiciones para agrupar los
elementos.
44.- Ser menos electronegativos y agentes reductores
son propiedades químicas de
A) los no metales.
B) los metales.
C) los metaloides.
D) los halógenos.
E) la familia del oxigeno.
La familia del oxígeno está formada, en su mayoría, por
no metales. Al formar compuestos los átomos de los no
metales forman iones negativos, por lo que se dice que
son electronegativos y, al tener que ganar electrones
para enlazarse, se reducen, por tanto son oxidantes.
41.- Científico que propuso un sistema periódico
basándose en las masas atómicas relativas de los
elementos y en el que dejó espacios vacíos, para su
posterior ubicación, cuando fueran descubiertos:
A) Meyer.
B) Döbereiner.
C) Newlands.
D) Mendeleiev.
E) Moseley.
45.- ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es correcta?
A) Los metales forman iones negativos.
B) Los no metales son electronegativos.
C) Los metaloides son buenos conductores.
D) Los no metales son reductores.
E) Los metales son oxidantes.
46.- ¿Cuál de las siguientes familias químicas contiene
el mayor número de elementos no metálicos?
A) Los halógenos.
B) El grupo boro-aluminio.
C) Los calcógenos.
D) El grupo nitrógeno-fósforo.
E) El grupo carbono-silicio.
42.- Científico que determinó el número atómico
mediante la longitud de onda de emisión de rayos X de
los elementos:
A) Meyer.
B) Döbereiner.
C) Newlands.
D) Mendeleiev.
E) Moseley.
El criterio que siguió este científico para ordenar los
elementos fue la masa atómica.
47.- ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es correcta
para un elemento que pertenece al grupo de los
metales alcalinos?
A) Actúa como oxidante.
B) Forma sustancias iónicas con los no metales.
C) Sus átomos forman iones negativos.
D) Tiene aspecto metálico y es quebradizo.
E) Se usa para fabricar semiconductores eléctricos.
43.- De acuerdo con el desarrollo histórico de la tabla
periódica, la clasificación de los elementos se
desarrolló a través de ciertos criterios, que
contemplaban la siguiente secuencia:
A) propiedades físicas, masa atómica relativa y número
atómico.
B) masa atómica relativa, número atómico y
propiedades químicas.
C) propiedades físicas y químicas, número atómico y
masa atómica relativa.
D) número atómico, masa atómica relativa, propiedades
físicas y químicas.
E) propiedades físicas y químicas, masa atómica relativa
y número atómico.
[13]
NIVELES DE ENERGÍA.
Los átomos tienen una estructura interna. Constan de
un núcleo extraordinariamente pequeño, formado por
protones y neutrones; fuera de él se hallan los
electrones en movimiento organizados en distintos
niveles de energía.
La espectroscopia fue la ciencia que ayudó a identificar
los niveles de energía de los átomos, pues cada línea de
la luz que emiten se debe a una transición electrónica
entre dos de ellos. Cada elemento da lugar a un
espectro propio que permite identificarlo.
Cuando Rutherford propuso su modelo planetario del
átomo, que concebía a los electrones del átomo girando
en órbitas concéntricas alrededor del núcleo, la falla era
que, a diferencia de los planetas, los electrones tienen
carga eléctrica. Luego, al girar, emitirían radiación y
perderían, con ello, energía hasta caer al núcleo
siguiendo una trayectoria en espiral.
En 1913, Niels Bohr, un científico danés de 27 años,
propuso un modelo atómico que permitía explicar una
importante evidencia experimental, las líneas de
emisión del átomo de hidrógeno. Al hacer este modelo
postuló que los electrones son partículas con carga que
no emiten radiación en su giro.
Bohr propuso la existencia de ciertas órbitas circulares
estables para los electrones en los átomos, las que
numeró del 1 en adelante, con el llamado número
cuántico principal representado por la letra n. La órbita
de menor energía, n = 1, era la más cercana al núcleo.
Planteó que mientras que un electrón gira en una órbita
estable, no absorbe ni emite energía. Sólo cuando
absorbe suficiente energía puede pasar a otra órbita de
mayor energía (mayor radio) dando lugar a un espectro
de absorción. Cuando el electrón regresa a una órbita
“permitida” o estable más interna emite la diferencia de
energía que corresponda, mediante la emisión de
radiación que se identifica en el espectro de emisión.
La espectroscopia es la ciencia de medir espectros.
Cuando se calienta un elemento a una temperatura
suficientemente alta, los enlaces entre los átomos se
rompen y el elemento se convierte en un gas
monoatómico. A estas temperaturas, los átomos
individuales emiten luz visible y ultravioleta. Si se hace
pasar esta luz a través de un espectroscopio, se obtiene
un espectro formado por un conjunto de franjas de
color separadas entre sí que corresponden a longitudes
de onda o frecuencias determinadas. Un espectro
atómico de este tipo es de emisión de líneas, y las líneas
son características de cada elemento y se utilizan para
identificarlo.
Cualquier átomo que tiene los electrones en sus niveles
de energía más bajos se dice que está en el estado basal
o fundamental.
[14]
49.- Bohr aportó un gran avance en el modelo atómico
al postular que
A) cuando el electrón “salta” de una órbita a otra de
mayor energía emite luz.
B) los electrones giran alrededor del núcleo en ciertas
órbitas circulares estables.
C) el electrón, al girar, emitirá energía y, al final, caerá
sobre el núcleo.
D) el electrón irradia energía luminosa cuando se mueve
alrededor del núcleo.
E) con su modelo se explican los espectros de todos los
elementos.
Es preciso aportar energía para alejar al electrón del
núcleo, porque el núcleo positivo y el electrón negativo
se atraen. Cuando el electrón del átomo de hidrógeno
ocupa una órbita con un valor mayor del número
cuántico n = 1, el átomo tiene más energía que en su
estado basal y se dice que está en un estado excitado.
Bohr dedujo las ecuaciones matemáticas que permitían
calcular el radio de las órbitas y la energía del electrón
cuando está en una órbita permitida. Dado que n sólo
puede presentar valores 1, 2, 3, … tanto el radio de la
órbita como la energía quedan restringidas a unos
valores determinados. Luego n determina lo lejos que
se halla el electrón del núcleo y cuánta energía tiene.
Cuanto mayor es n mayor es el radio de la órbita y
mayor su energía.
50.- Se dice que un átomo de hidrógeno que tiene su
electrón en su nivel de energía más bajo
A) está en un estado excitado.
B) emite energía.
C) está en su estado basal.
D) absorbe energía.
E) está ionizado
El modelo del átomo ha cambiado a lo largo de la
historia. El modelo de Bohr explicó, de forma
cuantitativa, el espectro de emisión del elemento
hidrógeno, es decir, la explicación teórica con el modelo
propuesto coincidía con lo experimental (los espectros),
pero no pudo hacer lo mismo con los espectros de otros
átomos. Esto hizo que el modelo fuera modificándose,
cambiando conforme se dispone de más conocimientos,
hasta llegar al modelo cuántico actual, en el que ya no
se habla de órbitas sino de la “probabilidad” de localizar
al electrón.
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA.
Los átomos tienen una estructura interna con un
núcleo, formado por protones y neutrones y, fuera de
él, se hallan los electrones organizados en distintos
niveles de energía.
La forma en que están organizados los electrones
dentro de los átomos determina la agrupación de los
elementos en el sistema periódico en familias o grupos
de propiedades similares. El número de electrones que
un átomo tiene en el último nivel de energía,
denominados electrones de valencia, está relacionado
con el número del grupo o familia de la tabla periódica
en el que se encuentra dicho elemento.
Fue Niels Bohr quien encontró que la estructura de la
tabla periódica se reproduce cuando se sigue un orden
determinado de llenado conocido como principio de
construcción progresiva:
48.- De acuerdo con el modelo atómico de Bohr,
cuando un electrón pasa del nivel n = 6 al nivel n = 4, el
A) electrón absorbe energía.
B) átomo se ioniza.
C) electrón escapa de la atracción del núcleo.
D) electrón emite energía.
E) resultado se observa en el espectro de absorción.
¿Cuál de las transiciones o “saltos” del electrón entre
los niveles energéticos corresponde a la mayor
absorción de energía?
Puesto que todos los miembros de una familia tienen
configuraciones electrónicas similares en el último nivel,
éstos forman series de compuestos con propiedades
similares.
Así, por ejemplo, los elementos del grupo 13 (III A) se
caracterizan por tener 3 electrones en el último nivel de
energía (por lo tanto, hay que restar diez al número del
grupo, cuando el número de la familia es mayor a 10,
para obtener el número de electrones disponibles de los
átomos.
A) n = 2 a n = 1
B) n = 1 a n = 3
C) n = 4 a n = 2
D) n = 2 a n = 3
E) n = 3 a n = 0
[15]
Trece es mayor que diez, por ello hay que restar diez
para obtener el número de electrones disponibles):
Los electrones del nivel de energía más externo
(también llamada “capa de valencia”) son los
responsables de las propiedades químicas de los
elementos.
Al símbolo de un gas noble encerrado entre un
paréntesis cuadrado se le conoce como kernel (significa
“corazón” en alemán) y se ha acordado utilizar como
kernel las configuraciones de los gases nobles (SÓLO
PARA LOS SÍMBOLOS DE LOS GASES NOBLES POR TENER
SU ÚLTIMA CAPA COMPLETA), por ejemplo: [Ne], [Ar],
etcétera.
El modelo de Bohr para el átomo de hidrógeno, explica
de forma correcta su espectro, pero no se puede aplicar
al resto de los elementos de la tabla periódica. En los
años posteriores a la contribución de Bohr, Sommerfeld
y Wilson propusieron órbitas elípticas, también se
añadieron reglas de selección para explicar los
espectros, y se propuso que las hasta entonces
consideradas partículas tenían un comportamiento
ondulatorio. Esto desembocó en una nueva teoría física
de los átomos: la mecánica cuántica o mecánica
ondulatoria. En su elaboración intervinieron eminentes
físicos como el propio Bohr, De Broglie, Schrödinger,
Heisenberg, Born y Pauli. Cabe aclarar que esta teoría
tiene su campo de validez en el mundo de lo muy
pequeño, a escala subatómica.
En el modelo actual de la estructura atómica, los
electrones no giran en órbitas, como sugería Bohr.
Ahora sabemos que sólo se conoce la probabilidad de su
posición. Dicha probabilidad la da el cuadrado de la
función de onda del sistema, que es la función que se
obtiene al resolver la ecuación de Schrödinger o
ecuación de onda. En el nuevo modelo se habla de
orbitales en lugar de órbitas; se habla también de nube
electrónica, en lugar de referirse a la posición de los
electrones. La idea de órbita como camino recorrido por
el electrón pertenece a la historia, ya que la trayectoria,
posición o velocidad dentro del átomo no se pueden
medir con precisión absoluta, de acuerdo con el
principio de incertidumbre de Heisenberg. Actualmente
las predicciones de las variables dinámicas del átomo se
basan en la información estadística que proporciona la
mecánica cuántica.
Reciben el nombre de orbitales las funciones de onda
del sistema atómico. Dichos orbitales se representan
comúnmente por las regiones del espacio donde es alta
la probabilidad (como de 90%) de encontrar a los
electrones. Los orbitales de un átomo se definen con
tres números cuánticos (n, l, m), y el estado de cada
electrón, con cuatro (n, l, m, ms )
Así, las representaciones de las configuraciones
anteriores se simplifican al utilizar esta notación a:
Escribir la estructura electrónica de esta manera ayuda
a concentrar la atención en los electrones más externos
del átomo.
la tercera década del siglo XX, la teoría cuántica pudo
explicar el comportamiento de los elementos. La
periodicidad se debe a la forma como se encuentran
distribuidos los electrones de los elementos en sus
niveles y subniveles energéticos.
Los electrones que un átomo tiene en el último nivel de
energía se denominan electrones de valencia y
coinciden con el número del grupo o familia de la tabla
periódica en el que se encuentra dicho elemento (si el
grupo es mayor que diez, hay que restar diez al número
del grupo para obtener el número de electrones
disponibles en el nivel de valencia).
También se observa que el número de los periodos
coincide con el número del nivel que se llena: el periodo
2 empieza con el 2s que sigue al kernel del He; el
periodo 3 inicia con el 3s, que sigue al kernel del Ne,
etcétera.
[16]
Cada subnivel consta de un orbital o de un conjunto de
orbitales degenerados (es decir, con la misma energía)
que se designan por el número cuántico magnético m .
Los valores permitidos para m son cualquier número
entero entre –l y +l; así si l = 1, m puede ser -1, 0, ó +1.
Todos ellos tienen la misma energía, pero sus nubes
electrónicas tienen una distribución diferente. Por
ejemplo, los tres orbitales p se distribuyen en ángulos
rectos uno con respecto a otro a lo largo de los ejes
coordenados x, y y z, teniendo al núcleo como origen.
Una idea aproximada de la forma de esas regiones la
proporcionan los dibujos siguientes:
En los átomos la energía de los electrones están
cuantizados, lo que significa que sólo pueden tener
ciertos valores de energía. En un orbital atómico n, l y m
son los números cuánticos que determinan la energía y
el arreglo espacial de la nube electrónica. Los números
cuánticos se derivan de la solución matemática de la
ecuación de onda, también conocida como ecuación de
Schrödinger, quien la resolvió para el átomo de
hidrógeno y marcó el procedimiento de solución para el
resto de los átomos. Con esta ecuación también se
predice la probabilidad de encontrar al electrón en
cualquier región del espacio.
Los valores de n pueden ser cualquier número entero y
positivo, empezando por n = 1 (recuerda que el valor de
n coincide con el periodo del grupo al que pertenece el
elemento en la tabla periódica). Para cada valor de n se
pueden “acomodar” 2n2 electrones. Si n = 3, ese átomo
tendrá la capacidad de albergar un máximo de 18
electrones (2 (3)2 = 18) .
Se ha encontrado que los electrones que ocupan un
orbital actúan como pequeños imanes y se les asigna el
número cuántico del espín, ms. Como el número
cuántico espín ms, puede tomar sólo dos valores (+1/2, 1/2), a cada orbital le corresponden, como máximo, dos
electrones con diferente número cuántico espín, ms. En
otras palabras, “en un mismo átomo no pueden existir
dos electrones con los cuatro valores de los números
cuánticos iguales” (principio de exclusión de Pauli). En el
siguiente cuadro se resume esta información.
Los niveles constan de uno o más subniveles
determinados por el número cuántico secundario l,
también llamado azimutal. Los valores permitidos para l
comprenden cualquier número positivo desde 0 hasta
n-1. Por lo general, en lugar de expresarlos como
números enteros a estos valores de l se les designa de
acuerdo con el siguiente conjunto de letras, de las
cuales las cuatro primeras son las más importantes:
Para determinar la energía de un electrón basta con
indicar los números cuánticos principal y azimutal, por
ejemplo 1s, 4f, 2p. Recordemos que el número cuántico
azimutal, además de indicar las diferencias de energías
de los electrones en un nivel, describe la forma de la
nube electrónica. Así las nubes electrónicas s tienen
forma esférica, y las nubes electrónicas p poseen dos
lóbulos, uno a cada lado del núcleo.
[17]
51.- El átomo que tiene una configuración 6s2 6p2 en el
último nivel está situado en el grupo
A) 2 (II A)
B) 15 (V A)
C) 16 (VI A)
D) 14 (IV A)
E) 18 (VIIII A)
56.- ¿Cuál es el número máximo de electrones que
puede contener el nivel n=3?
A) 6
B) 18
C) 10
D) 8
E) 2
52.- El elemento cuya configuración electrónica es 1s2
2s2 2p6 3s2 3p5 , corresponde a la familia:
A) 13 (III A)
B) 16 (VI A)
C) 3 (III B)
D) 2 (II A)
E) 17 (VII A)
57.- ¿Cuál es la opción que contiene las cuartetas
correctas de los números cuánticos del hidrógeno n, l,
m y s, respectivamente?
53.- Si la configuración electrónica de un átomo es 1s2
2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d104p6 5s1, entonces está ubicado
en el grupo:
A) 9 (VIII B)
B) 13 (III A)
C) 1 ( I A)
D) 14 ( IV A)
E) 5 ( V B)
En la práctica no resulta conveniente anotar todos los
números cuánticos individuales, por lo que se prefiere
usar una notación simplificada. Para n, l y m se usan
números.
A continuación, y para que practiques los números
cuánticos, te presentamos dos ejemplos de aplicación:
1. Para la función de onda (4,3,1) indica los valores de
los números cuánticos.
Respuesta:
• n = 4 (pues n designa el nivel del orbital)
• l = 3 (ya que l puede valer desde 0 hasta n -1)
• m = 1 (m puede variar desde +l hasta –l, por lo que se
consideran los siguientes valores: +3, +2, +1, 0, -1, -2, -3)
54.- La siguiente configuración electrónica [Ar] 3d10 4s2
4p1 nos indica que corresponde al elemento que se
localiza en la
A) Familia 3, periodo 2.
B) Familia 13, periodo 4.
C) Familia 10, periodo 5.
D) Familia 11, periodo 6.
E) Familia 12, periodo 3.
55.- ¿Cuál de los siguientes enunciados expresa la idea
de orbital atómico para un átomo polielectrónico?
A) Representa las órbitas circulares que sigue el electrón
alrededor del núcleo.
B) Permite medir la velocidad del electrón dentro del
átomo.
C) Muestra que los electrones siguen trayectorias
definidas.
D) Es la función que se obtiene al resolver una
aproximación de la ecuación de onda.
E) El estado fundamental corresponde al nivel de mayor
energía.
La trayectoria, la posición y la velocidad del electrón
dentro del átomo no se pueden determinar con
absoluta precisión.
2. Escribe los valores de los números cuánticos que
representan un orbital 4d.
Respuesta:
Las funciones de onda que pueden representar a un
orbital 4d son:
n = 4, l =2, m =+2, +1, 0, -1, -2,
luego, las respuestas correctas serían:
• (4, 2, +2) ; (4, 2, +1) ; (4, 2, 0) ; (4, 2, -1 ) y (4, 2, -2) ya
que existen cinco posibles orbitales 4d .
Esto es suficiente para una presentación sencilla ya que,
no cabe duda, de que el modelo actual de la estructura
atómica es abstracto y complejo. Sin embargo, al
aplicarlo se obtienen resultados congruentes con los
experimentos.
[18]
58.- Un electrón con el siguiente conjunto de números
cuánticos n = 3, l = 1, m = 0, se clasificaría como un
electrón:
A) 3d
B) 4d
C) 3p
D) 4p
E) 4s
Recordemos que Lewis introdujo la práctica de
representar los electrones de valencia como puntos,
colocados alrededor del símbolo del elemento, uno por
uno, hasta acabarse (en el caso de haber 1,2 o 3 ) o bien
hasta ocupar los cuatro lados que rodean el símbolo del
elemento. Si hay más de 4 electrones se aparean con los
que ya están ahí. Cada lado puede dar cabida a 2
electrones como máximo. La colocación de 2 electrones
en un lado, es arbitraria.
Los elementos de los grupos principales en las familias 1
y 2 se conocen como del bloque s, mientras que los
elementos de los grupos 13 a 18 se denominan
elementos del bloque p.
A continuación se muestran las configuraciones
electrónicas para un periodo de la tabla:
ESTRUCTURA DE LEWIS.
Los electrones que participan en los enlaces químicos se
denominan electrones de valencia y se definen como los
que residen en el nivel exterior (generalmente
incompleto) de los átomos. El químico estadounidense
Gilbert Lewis (1874-1946) sugirió una forma sencilla de
representar los electrones de valencia de los átomos y
poder “seguirles la pista” durante la formación de
enlaces, utilizando lo que ahora se conoce como
símbolos de punto-electrón o símbolos o
configuraciones de Lewis.
Símbolos de Lewis y configuraciones electrónicas de
valencia para los elementos del 2º periodo de la tabla
periódica
La configuración de Lewis para un elemento consiste en
escribir el símbolo químico del elemento (que
representa el núcleo y los electrones internos del
átomo) más un punto por cada electrón de valencia. Los
electrones se colocan en los cuatro lados del símbolo
atómico.
Observa, en la tabla, que los símbolos de Lewis
muestran que en cada grupo el número de electrones de
valencia es igual al número de grupo (restado de 10 en
el caso en que se utilicen los números 1 a 18 como
representación del grupo). Vemos que el número de
electrones en el nivel más externo va de 1 hasta 8.
Los símbolos de Lewis se utilizan principalmente para
los elementos representativos, donde los electrones del
nivel más externo sólo incluyen los subniveles s y p.
Nótese que todos los elementos de un grupo tienen la
misma configuración en su nivel externo, como se
muestra a continuación:
Estas representaciones son muy útiles cuando se
estudia el enlace químico, en el que intervienen los
electrones exteriores del átomo o electrones de
valencia.
[19]
59.- ¿Cuál de las siguientes configuraciones de Lewis
representa el elemento aluminio Al?
62.A) P y Cl
B) O y Se
C) Al y Si
D) As y Se
E) N y F
63.- ¿Cuál de las siguientes estructuras de Lewis para la
molécula de cloro (Cl2) cumple con la regla del octeto?
60.- Los elementos de la familia 18 (VIII A) presentan la
configuración de Lewis general:
64.- Escoge la opción que representa la molécula del
nitrógeno (N2), según la regla del octeto.
61.A) Grupo 1 (IA)
B) Grupo 2 (IIA)
C) Grupo 13 (III A)
D) Grupo 14 (IV A)
E) Grupo 18 (VIII A)
[20]
65.- ¿Cuál de las siguientes estructuras de Lewis para el
óxido de dicloro (Cl2O) es correcta?
Sin embargo, no todas las moléculas satisfacen la regla
del octeto, hay excepciones que no cumplen la regla.
Éste es un modelo útil para iniciar la comprensión de
cómo se forman los enlaces.
66.- Selecciona la estructura de Lewis del CO2 que
satisface la regla del octeto.
En las estructuras de Lewis los electrones de valencia se
acomodan de manera que cada átomo de la molécula
tiene una configuración de gas noble, es decir, ocho
electrones a su alrededor.
En la estructura del Br2O el número total de electrones
de valencia es 20. Catorce pertenecen a los átomos de
Br y seis al átomo de O. Si se colocan tres pares
solitarios en cada Br y dos pares solitarios en el O, se
ocupan todos los electrones y se satisface la regla del
octeto para todos los átomos.
GEOMETRÍA MOLECULAR.
El par de electrones compartido por cada átomo de
bromo y el átomo de oxígeno es uno de enlace (existen,
por lo tanto, dos pares de enlace en esta molécula) y a
los ocho pares de electrones (tres pares en cada átomo
de bromo y otros dos pares en el átomo de oxígeno) se
les llama “pares no enlazantes” o también “pares
solitarios”.
Las ideas básicas de este modelo sostienen que los
electrones de la capa de valencia que rodean al átomo
central se agrupan en pares que se repelen
mutuamente, por lo que se disponen alrededor del
átomo central de forma que las repulsiones entre ellos
sean las menores posibles. Al hablar de átomo central
nos referimos a cualquiera que esté unido a más de un
átomo distinto, aunque en algunas moléculas puede
haber más de un átomo central.
Una de las aproximaciones para predecir la geometría
de las moléculas se conoce comúnmente como teoría
de la repulsión de pares electrónicos en la capa de
valencia (RPECV) y se aplica sólo a los enlaces
covalentes.
[21]
67.- La estructura de Lewis para el hexafluoruro de
azufre, SF6, es
Para aplicar este modelo a las moléculas, primero se
debe dibujar la estructura de Lewis de la molécula para
determinar el número de pares de electrones que están
alrededor del átomo central. Para simplificar el
esquema, en el diagrama los pares de electrones
enlazantes se representan por líneas rectas. Se procede
a acomodar estos pares de forma que exista la máxima
separación entre ellos, con el fin de que sea mínima la
repulsión, como se aprecia en las figuras siguientes:
Selecciona la opción que menciona la geometría que
corresponde a este compuesto.
A) Lineal.
B) Triangular.
C) Tetraédrica.
D) Bipirámide de base triangular.
E) Octaédrica.
La distancia espacial que favorece la disminución en las
repulsiones para mantener lo más alejados posible los
seis pares de electrones de enlace que rodean al átomo
central es colocando cada par de electrones en los
vértices de un octaedro.
La mayoría de las moléculas presentan formas que
derivan de cinco geometrías básicas diferentes:
1) Lineal. Dos pares electrónicos se acomodan en el
espacio linealmente en un ángulo de 180o, de tal forma
que aumente al máximo la distancia entre los mismos.
68.- ¿Cuál de las siguientes opciones es correcta para la
geometría del compuesto pentacloruro de fósforo, PCl5
?
2) Triangular o plana trigonal. Tres pares de electrones
se distribuyen en los vértices de un triángulo a un
ángulo de 120o entre cada par de electrones.
3) Tetraédrica. Cuatro pares están orientados hacia las
esquinas de un tetraedro en un ángulo de 109.5o entre
cada par de electrones.
4) Bipirámide de base triangular o bipirámide trigonal.
Cinco pares de electrones se sitúan con ángulos de 90o y
120o sobre los vértices de una bipirámide de base
triangular.
5) Octaédrica. Seis pares se distribuyen en la forma de
un octaedro con ángulos de 90o entre cada par de
electrones.
A) Lineal.
B) Triangular.
C) Tetraédrica.
D) Bipirámide de base triangular.
E) Octaédrica.
[22]
69.- ¿Cuál es la estructura geométrica que representa
de mejor manera los enlaces del átomo de carbono en
el compuesto orgánico metano, CH4?
A) Lineal.
B) Octaédrica.
C) Tetraédrica.
D) Bipirámide de base triangular.
E) Triangular.
• Tienen altas temperaturas de fusión y de ebullición.
Esto se debe a que se requiere una gran cantidad de
energía para romper la estructura cristalina y separar
los iones.
• Son solubles en agua. La molécula polar del agua,
rodea a los iones y éstos se separan y pueden moverse
en forma independiente y conducir la corriente bajo la
influencia de un campo eléctrico.
70.- ¿Cuál es la forma geométrica de la molécula del
cloruro de estaño II SnCl2?
A) Lineal.
B) Angular.
C) Pirámide trigonal.
D) Octaedro.
E) Triángulo.
ELECTRONEGATIVIDAD.
La electronegatividad, es la capacidad que tienen los
átomos para atraer electrones en un enlace.
MODELO DEL ENLACE IÓNICO.
Según este modelo, los átomos de los elementos
metálicos ceden electrones formando iones positivos
(cationes) y los de los no metales ganan electrones para
generar iones negativos (aniones). Como estos iones
poseen cargas opuestas se atraen mutuamente y se
acomodan en el espacio siguiendo un patrón
geométrico tridimensional que se conoce como red
cristalina.
• Son sólidos duros pero quebradizos. Cuando se les
golpea, se rompen, ya que ocurre un deslizamiento
entre las capas de iones, de manera que pueden quedar
juntos los de la misma carga, razón por la cual éstos se
repelen causando la fractura del cristal, como se
esquematiza en la siguiente figura:
Entre más alejados estén en la tabla periódica los
metales de los no metales, aumentará el carácter iónico
de los compuestos binarios que formen, pues se
incrementa la diferencia de electronegatividad de sus
átomos.
Las características de los compuestos que pueden
explicarse mediante el modelo de enlace iónico son las
siguientes:
Existen compuestos que no son solubles en disolventes
polares, no conducen la electricidad, tienen bajas
temperaturas de fusión (menores a 300°C) y pueden
presentarse como moléculas, ejemplos de éstos son el
hidrógeno (H2) y el CO, o como redes, como es el caso
del diamante y del SiO2. La diferencia de
electronegatividad de los átomos enlazados es menor a
1.7.
• Conducen la corriente cuando están fundidos,
mientras que no lo hacen cuando se hallan en estado
sólido. Debido a que se encuentran formando redes
cristalinas muy compactas, en las cuales los iones tienen
posiciones bien definidas, no tienen libertad de
movimiento y no pueden conducir la corriente. Cuando
se funden, los iones, quedan en libertad y pueden
conducir la corriente eléctrica.
[23]
74.- ¿Cuál de los siguientes pares de elementos que
aparecen en el cuadro se unirían por enlace covalente?
Las propiedades de estos compuestos pueden
explicarse mediante el modelo de enlace covalente.
La electronegatividad aumenta de izquierda a derecha
de la tabla periódica y disminuye de arriba abajo, como
se indica en el siguiente esquema:
A) Q y Z.
B) R y T.
C) T y X.
D) R y Z.
E) Q y R.
REACCIÓN QUÍMICA
Una reacción química puede considerase como la
transformación de unas sustancias inicialmente
presentes que se denominan “reactivos” en otras que
se denominan “productos”.
71.- De acuerdo con los valores de electronegatividad
de los elementos en la tabla periódica, ¿cuál de los
siguientes compuestos es el más iónico?
En las reacciones químicas se produce la desaparición
de algunas sustancias (elementos, compuestos, etc.) y la
aparición de sustancias nuevas.
Puede considerase un proceso en el que las sustancias
originales desaparecen debido a la ruptura de sus
enlaces (si constan de varios átomos) y en el que se
forman nuevas sustancias mediante la unión de los
mismos átomos, pero de forma distinta.
A) NaCl
B) K2S
C) CsF
D) BeBr2
E) MgCl2
Para que ocurra una reacción química, es necesario un
proceso de ruptura de los enlaces existentes en las
sustancias reaccionantes que haga posible el
establecimiento de nuevos enlaces, es decir, la
formación de nuevas sustancias (productos de la
reacción).
Lo que ocurre en una reacción química a nivel
macroscópico (desaparición de unas sustancias y
formación de otras nuevas en determinadas
cantidades), lo podemos entender como una
reorganización de átomos que forman nuevos
agregados.
Esto quiere decir que, en una reacción química (cuando
se realiza en medio cerrado), los átomos son siempre
los mismos, pero en los productos están agrupados de
manera diferente que en las sustancias reaccionantes.
Una consecuencia de esto es que la masa total habrá de
conservarse a lo largo de todo el proceso.
Además, en la ecuación química que representa a la
reacción, el número de átomos de cada elemento
deberá ser el mismo en ambos lados. Ejemplo:
2 SO2 + O2 2 SO3
72.- ¿En cuál de los siguientes compuestos de
hidrógeno el enlace es iónico?
A) NaH
B) HCl
C) NH3
D) CH4
E) HI
73.- Con la Información del siguiente cuadro, ¿cuál de
los siguientes pares de átomos formará el enlace más
iónico?
A) N y S
B) P y S
C) Z y P
D) Y y T
E) Q y T
[24]
75.- Al unirse zinc (Zn) y azufre (S) para formar sulfuro
de zinc, los elementos
A) conservan sus propiedades y sufren un cambio físico.
B) a nivel macroscópico pierden sus propiedades y
sufren un cambio químico.
C) cambian sus propiedades y sufren un cambio físico.
D) mantienen sus propiedades y sufren un cambio
químico.
E) a nivel microscópico mantienen sus propiedades y
sufren un cambio físico y químico.
CAMBIOS FÍSICOS Y QUÍMICOS.
Los cambios físicos son procesos durante los cuales una
sustancia cambia su apariencia física, pero no su
identidad básica. La evaporación del agua es un cambio
físico; cuando se evapora, cambia del estado líquido al
estado gaseoso, pero continúa siendo agua. Todos los
cambios de estado son cambios físicos.
En los cambios químicos (llamados también reacciones
químicas), una sustancia se trasforma en otra sustancia
química diferente. Por ejemplo, cuando el hidrógeno
arde en el aire experimenta un cambio químico durante
el cual reacciona con el oxígeno para formar agua.
Un cambio físico es aquel en que la forma de la materia
cambia, pero sus propiedades químicas no, como
romper un papel, fundir hielo, disolver sal o azúcar en
agua.
Muchas de las experiencias que se dan en nuestro
entorno nos permiten distinguir los cambios que
presenta la materia. Éstos son perceptibles a nivel
macroscópico y nos permiten distinguir la gran
diversidad de materiales y sustancias que nos rodean, a
través de sus propiedades específicas, como por
ejemplo, su apariencia, color, olor, etcétera.
76.- El magnesio (Mg) puede unirse con el oxígeno (O2 )
para formar óxido de magnesio (MgO), esto quiere
decir que
A) a nivel macroscópico las propiedades de los reactivos
permanecen sin cambio.
B) han ocurrido cambios físicos principalmente pero no
químicos.
C) las propiedades de los reactivos se conservan y sólo
cambia el producto formado.
D) a nivel macroscópico las propiedades de los reactivos
cambian dando lugar a la formación de productos con
propiedades diferentes.
E) a nivel microscópico hay cambios químicos, pero no
físicos.
En un cambio físico la forma de la materia se
transforma, pero sus propiedades químicas no, como
romper un papel, fundir hielo o evaporar alcohol y su
explicación se da a nivel macroscópico.
77.- El dióxido de azufre (SO2) y el oxígeno (O2) se unen
para formar trióxido de azufre (SO3), ¿qué sucede con
los reactivos?
A) Los dos conservan sus propiedades, pero ocurre un
cambio físico notorio en el producto.
B) Las propiedades del SO2 y del O2 cambian y sufren un
cambio físico.
C) Los reactivos desaparecen y se forma SO3 con
propiedades específicas.
D) Las propiedades físicas del SO3 son independientes
de los reactivos.
E) El SO2 conserva sus propiedades después de la
transformación.
En tanto que para explicar los cambios que se dan en la
materia, como ocurre con los cambios químicos, la
interpretación será a un nivel submicroscópico porque
hay ruptura de unos enlaces y formación de otros
nuevos cuando la materia se trasforma.
Los cambios químicos implican cambios estructurales de
los reactivos o sus moléculas, que se pueden
comprender porque a nivel microscópico hay un
rearreglo de átomos, debido a que cuando éstos se
unen se forman nuevas sustancias con propiedades
diferentes.
78.- El hierro (Fe) en contacto con el oxígeno (O2)
forma, en ciertas condiciones, óxido de hierro (III) esto
indica que
A) se dan cambios físicos pero no químicos.
B) el hierro y el oxígeno permanecen inalterados.
C) que dos sustancias forman otra sin cambiar sus
propiedades físicas.
D) las sustancias iniciales forman otras y sólo cambian
las propiedades físicas del producto formado.
E) ha ocurrido una reacción química.
[25]
80.- ¿Cuáles de las siguientes experiencias cotidianas
corresponden sólo a cambios químicos?
A) Añadir sal a la sopa, romper un vidrio y quemar
papel.
B) Lavarse las manos con un jabón, hervir agua y
hornear un pastel.
C) Prender una vela, fundir cera y mantequilla.
D) Blanquear la ropa con cloro, el “cortado” de la leche
y preparar caramelo para hacer flan.
E) Fundir hielo, la corrosión de metales o hacer
palomitas en el microondas.
Los cambios se llevan a cabo en una dirección:
• Al verter una cucharada de azúcar en el agua, ocurre
la disolución, pero nunca esperaríamos que, de manera
espontánea, se separara todo el azúcar de un refresco y
quedara en el fondo de la botella.
• Al caer una piedra, toda su energía cinética se
transforma en calor, que eleva ligeramente la
temperatura del piso. Nunca hemos observado que el
calentamiento que podemos provocar bajo una piedra
se transforme en energía que la levante hasta cierta
altura.
81.- ¿Cuáles de las siguientes experiencias
corresponden sólo a cambios físicos?
A) Cortar el pasto de un jardín, la maduración de un
plátano verde e inflar un globo.
B) Añadir azúcar al café, cortar papel y la caída de una
piedra desde una ventana.
C) Teñirse el pelo, digestión de un alimento y bañarse.
D) Cocer un huevo, respirar, y doblar una pieza de
metal.
E) Ver madurar una fruta, oler un perfume y prender
una fogata.
• Al abrir una botella de perfume, el aroma se esparce
por toda la habitación. Sin embargo nunca ha sucedido
que dicho olor cese porque las moléculas de la fragancia
regresen a la botella.
• Un pedazo de hierro en contacto con la atmósfera
termina por oxidarse. No obstante, nunca hemos visto
que en forma natural un óxido dé lugar a un metal
brillante y oxígeno gaseoso.
82.- De los siguientes procesos, ¿cuáles describen
cambios químicos?
I. Respiración.
II. Combustión.
III. Electrólisis.
IV. Cristalización.
V. Evaporación.
VI. Fotosíntesis.
A) I, II, y III
B) I, III y V
C) II, III y IV
D) IV, V y VI
E) II, IV y VI
79.- Relaciona el tipo de cambio con el proceso.
Tipo de cambio
I. Físico.
II. Químico.
Proceso
a. Oxidación.
b. Fusión.
c. Reducción.
d. Combustión.
e. Evaporación.
f. Sublimación.
A) I: a, b, c – II: d, e, f
B) I: b, d, f – II: a, c, e
C) I: b, e, f – II: a, c, d
D) I: d, e, f – II: a, b, c
E) I: a, c, e – II: b, d, f
Un cambio físico se da en la forma de la materia, no en
su identidad química. Los cambios de estado son
cambios físicos. Así, la fusión, la evaporación y la
sublimación son cambios de estados, y cuando hay
transformaciones de sustancias en otras diferentes se
dice que hay cambio químico, como ocurre en los
procesos de oxidación, reducción y combustión.
[26]
EL MOL
Debido al tamaño tan extremadamente pequeño de los
átomos, son demasiado pequeños como para verse
directamente o pesarse aún en la balanza más sensible.
Al trabajar con sustancias químicas resulta útil saber
cuántos átomos, moléculas u otras entidades
elementales tenemos.
Debido al tamaño tan extremadamente pequeño de los
átomos, la masa molar nos permite medir masas de
sustancias diferentes que contienen el mismo número
de partículas.
Un mol se define como la cantidad de sustancia de un
sistema que contiene tantas entidades elementales
como átomos hay en 0.012 kg de 12C
Los químicos han inventado una unidad para contar
átomos, iones y moléculas: usamos el mol. Por ejemplo
un tubo de ensayo grande lleno de agua (unos 18 mL)
contiene alrededor de 6 x 10 23 moléculas de agua. Esta
unidad de conteo químico se denomina mol.
Un mol se define como la cantidad de sustancia de un
sistema que contiene tantas entidades elementales
como átomos hay en 0.012 kg de 12C.
El término mol fue sugerido en 1900 por el fisicoquímico
alemán Wilhelm Ostwald. Tomó este nombre del
término latino moles, que significa “pila o montón”. En
1971, la 14a Conferencia de Pesas y Medidas designó al
mol como la séptima unidad básica del Sistema
Internacional y denominó la cantidad de sustancia (n)
como la magnitud que se mide con esta unidad.
Un mol de cosas (o entidades elementales para los
químicos: átomos, moléculas, iones, electrones)
contiene 6.02 × 1023 entidades. Esta enorme cifra se
conoce como Número de Avogadro y se representa por
NA.
Mediante experimentos, los científicos han
determinado, que el número de átomos que hay en esta
cantidad de 12C es de 6.0221367 x 1023. Este número
recibe un nombre especial: número de Avogadro, en
honor a Amadeo Avogadro, y se representa por NA
Se le dio este nombre en honor a Amadeo Avogadro
(1776-1856), un físico (y abogado) italiano que concibió
la idea básica, pero nunca determinó el número, la
determinación experimental vino después. Este número
fue determinado aproximadamente hasta 1865.
El número de partículas que intervienen en una
reacción química es enormemente grande (aunque la
masa de las sustancias que intervengan sea de unos
pocos gramos).
Pero ésa es la gran utilidad del mol en química.
Representa un número de átomos, moléculas o
fórmulas unitarias lo bastante grande para poderlo
pesar o medir cómodamente en el laboratorio. Además,
podemos emplear las masas atómicas de los elementos
para hallar la masa de un mol de cualquier sustancia,
valor que se conoce como masa molar (M).
En la vida cotidiana usamos unidades de conteo como
docena (12 objetos), gruesa (144 objetos) y millar (1000
objetos), para manejar cantidades.
Un mol de iones, moléculas, electrones o cualquier
grupo de atómos, contiene el número de Avogadro de
esas entidades:
1 mol de átomos de 12C = 6.02 x 1023 átomos de 12C
1 mol de moléculas de H2O = 6.02 x 1023 moléculas de
H2O
1 mol de iones NO-3 = 6.02 x 1023 iones NO-3
Para imaginarnos la magnitud de este número
consideremos:
Si pudieras encadenar un mol de clips uno con otro y
enrollar la cadena alrededor del mundo. Le daría la
vuelta al planeta cerca de 400 billones de veces
( 4 x 1014 veces)
No obstante lo grande que es un mol de moléculas,
beber esa cantidad de agua si estás sediento no te
quitaría la sed 18g (18mL).
Los químicos han definido una unidad cómoda que
contiene un número conocido de partículas. Esta
unidad de conteo químico se denomina mol.
El número de Avogadro es una razón unitaria que
permite transformar la cantidad de sustancia a número
de partículas:
La masa molar es una razón unitaria que permite
transformar la cantidad de sustancia en masa de una
sustancia:
Esta magnitud nos permite medir masas de sustancias
diferentes que contienen el mismo número de
partículas.
[27]
La masa de una partícula se puede medir en gramos o
en unidades de masa atómica (uma)
83.- ¿Cuántos átomos hay en un mol de agua?
A) 3
B) 54
C) 6.02 x 1023
D) 2(6.02 x 1023)
E) 3(6.02 x 1023)
La masa de un átomo depende del número de
electrones, protones y neutrones que contiene, como
los átomos son partículas extremadamente pequeñas,
no es posible pesar directamente su masa en valor
absoluto, pero sí asignarle una medida relativa
comparando la masa de un número de átomos de un
elemento con la masa de un mismo número de átomos
de otro que se toma como referencia.
84.- En 18 g de agua hay 6.02 x 1023 moléculas
¿Cuántas moléculas de agua hay en una gotita cuya
masa es de 0.009 g?
Por acuerdo internacional, la masa atómica es la masa
de un átomo, en unidades de masa atómica (uma).
A) 3.01 x 1020 moléculas
B) 3.01 x 1023 moléculas
C) 5.01 x 1023 moléculas
D) 3.01 x 1019 moléculas
E) 2.6 x 1021 moléculas
Una unidad de masa atómica se define como una masa
exactamente igual a un doceavo de la masa de un
átomo de 12C.
El 12C es el isótopo del carbono que tiene seis protones
y seis neutrones, al fijar la masa del 12C como 12 uma,
este átomo se utiliza como referencia para medir la
masa atómica de los demás elementos.
Para determinar el número de partículas que hay en
cierta masa de un compuesto, utilizamos la siguiente
razón unitaria que nos permite transformar de masa a
moles, y de moles a número de partículas.
El peso atómico es el promedio de las masas atómicas
de un átomo.
Para entender el significado de masa relativa, vamos a
observar las siguientes figuras:
85.- El número de átomos que hay en 9.0 g de aluminio
es el mismo número de átomos que hay en:
La masa de la bola de cristal es de 5g, la masa de la
pelota de tenis es de 50g y la masa de la pelota de
fútbol es de 500g. Si tomamos la masa de la bola como
referencia y le asignamos una masa relativa, a la pelota
de tenis le corresponde una masa relativa de 10 y a la
pelota de fútbol una de 100.
Son masas relativas porque nos dicen que la masa de la
pelota de tenis es 10 veces mayor que la de cristal y que
la de fútbol es 100 veces mayor.
A) 9.0 g de magnesio
B) 12.15 g de magnesio
C) 18.0 g de magnesio
D) 8.1 g de magnesio
E) 24.3 g de magnesio
[28]
MASA MOLECULAR.
Las unidades de masa atómica constituyen una escala
relativa para las masas de los elementos. Pero, debido a
que los átomos tienen masas muy pequeñas, no es
posible determinar su masa utilizando una balanza, por
lo que los químicos miden los átomos y las moléculas en
moles.
La teoría de Dalton consideró la masa de los átomos
como la propiedad característica que los podía
diferenciar. Es lógico que se intentara medir esta
propiedad, pero como ya mencionamos no es posible
determinar directamente la masa de un átomo en valor
absoluto, entonces, se realizaron medidas relativas
tomando la masa de un átomo en relación con la masa
de otro, como patrón de referencia.
El átomo de hidrógeno fue el patrón inicial de la escala
de masas atómicas relativas, se eligió porque es el
elemento más ligero y eso hizo pensar que el átomo de
hidrógeno era el que tenía una masa más pequeña, por
ese motivo se escogió como referencia. Por ejemplo, la
masa de un átomo de oxígeno era 16 veces mayor que
la masa de un átomo de hidrógeno.
Más adelante, se cambió el átomo de referencia. Se
utilizó el oxígeno, porque el oxígeno se combina con
más elementos que el hidrógeno. Al oxígeno se le
asignó una masa atómica de 16.
Sin embargo, cuando se descubrió que un elemento
podía tener átomos de diferente masa, es decir,
diferentes isótopos, los físicos decidieron tomar el
isótopo oxígeno-16 como átomo de referencia, mientras
que los químicos continuaron utilizando el oxígeno
natural (mezcla de los isótopos 16O, 17O y 18O).
Durante mucho tiempo, físicos y químicos utilizaron
escalas diferentes, hasta que finalmente en 1961, las
escalas se unificaron y se tomó como patrón de
referencia el isótopo más abundante del carbono, el 12C,
al que se le asignó una masa exacta de 12 uma.
La masa atómica relativa de un elemento en la escala
actual es el número de veces que la masa atómica de un
elemento es mayor que la doceava parte de la masa del
átomo de 12C.
Una determinación más exacta revela que la masa
atómica del carbono es 12.01 uma, esto significa que
representa el promedio de la mezcla natural de isótopos
del 12C y 13C.
Ejemplo: la abundancia de 12C es de 98.90 por ciento y
del C-13 es 1.10 por ciento, por lo que la masa atómica
promedio se calcula.
(0.9890)(12.00000 uma) + (0.01)(13.00335 uma) = 12.01
uma
[29]
86.- Se tiene un mol de H2SO4, si el peso atómico del
hidrógeno es 1 uma, el del azufre 32 uma y el del
oxígeno 16 uma, entonces un mol de ácido sulfúrico
corresponde a
1 uma = 1.66 x 10 -24g
A) 49 uma
B) 98 uma
C) 49 g
D) 50 g
E) 98 g
91.- La fórmula del sulfato doble de amonio y hierro
hexahidratado conocido como sal de Mohr es
Fe(NH4)2(SO4)2 • 6H2O, luego su masa molar es:
A) 377.8 g/mol
B) 269.8 g/mol
C) 279.8 g/mol
D) 297.8 g/mol
E) 387.8 g/mol
87.- La masa de una molécula de alcohol etílico
(CH3CH2OH) es
92.- Determina la masa molar del dicromato de
aluminio cuya fórmula es Al2(Cr2O7)3
A) 46.0 g
B) 46.0 g/mol
C) 46.0 uma
D) 30.0 g
E) 30.0 uma
A) 702 g/mol
B) 270 g/mol
C) 442 g/mol
D) 814 g/mol
E) 600 g/mol
88.- Una molécula de cierto compuesto tiene una masa
de 3.4 x 10-22g, ¿cuál es su masa molar aproximada?
A) 25 g/ mol
B) 50 g/mol
C) 100 g/mol
D) 150 g/mol
E) 205 g/mol
93.- Se ha descubierto un nuevo elemento X. El análisis
de cuatro de sus compuestos muestra que la masa de
X presente en un mol de cada compuesto es:
89.- Calcula la masa de un mol de sacarosa C12 H22O11
(azúcar de mesa):
A) 342.0 uma
B) 340.0 g
C) 340.0 mg
D) 342.0 g/mol
E) 340 uma
¿Cuál es la masa molar atómica más probable de X?
A) 80 g/mol
B) 160 g/mol
C) 240 g/mol
D) 320 g/mol
E) 640 g/mol
90.- Determina la masa molar del sulfato de sodio
decahidratado (Na2SO4•10H2O)
A) 142 g/mol
B) 160 g/mol
C) 322 g/mol
D) 300 g/mol
E) 420 g/mol
[30]
INTRODUCCIÓN AL BALANCEO DE ECUACIONES
QUÍMICAS.
Una ecuación química es la representación simbólica de
una reacción química. En una ecuación química
representamos, mediante símbolos o fórmulas, los
reactivos y los productos separados por una flecha.
tres al agua tendremos 6 H de cada lado de la ecuación:
C2H5OH + O2 CO2 + 3H2O
Continuamos con el balanceo de los átomos de
carbono. Como en los reactivos hay dos átomos de C y
en productos sólo uno, se asigna un coeficiente de dos
al CO2.
C2H5OH + O2 2CO2 + 3H2O
Para que se cumpla la ley de la conservación de la masa,
enunciada por Lavoisier, el número de átomos de cada
elemento en los reactivos debe ser igual al número de
átomos de esos mismos elementos en los productos.
Finalmente igualamos el número de átomos de oxígeno.
En los reactivos hay tres átomos de O y en los productos
siete, asignamos un coeficiente de tres al O2 y quedarán
“igualados” los átomos de O en ambos lados de la
ecuación:
Para expresar esta igualdad en las ecuaciones, se
agregan los llamados coeficientes estequiométricos. El
proceso para encontrar dichos coeficientes se conoce
como balanceo de ecuaciones.
C2H2OH + 3O2
El método más simple para definir los coeficientes
estequiométricos se llama “balanceo por tanteo” (o por
aproximación). Este método es útil para muchas
reacciones sencillas.
2CO2 + 3H2O
De esta forma, la ecuación queda balanceada.
Intenta hacer lo mismo con la siguiente ecuación
Algunas recomendaciones para su empleo son:
Podemos iniciar con el calcio, en los reactivos sólo hay
un átomo de Ca y en los productos hay tres, por lo que
colocamos un coeficiente de tres en los reactivos.
1. Escribir la ecuación con los símbolos y las fórmulas de
los reactivos y productos.
?As2O5 + 3Ca(OH)2
2. Fijarse en los elementos que aparecen con menor
frecuencia en la ecuación.
?Ca3(AsO4)2 + ? H2O
Continuamos con el arsénico; como hay dos átomos en
los reactivos y dos en los productos, ya está balanceado.
Para el hidrógeno hay seis átomos en los reactivos y en
los productos hay dos, asignamos un coeficiente de tres
en productos.
As2O5 + 3Ca(OH)2 ?Ca3(AsO4)2 + 3 H2O
3. Comenzar por igualar aquellos elementos que se
encuentran sólo en una fórmula a cada lado de la
ecuación.
4. Cuando aparezcan grupos de átomos (como NO3 o
SO4), que no varían durante la reacción, hay que
igualarlos como si se tratara de un solo átomo.
Finalmente, comprobamos si el oxígeno está
balanceado y observamos que en reactivos hay 11
átomos y en productos también hay 11.
Por lo tanto, la ecuación queda balanceada con un
conjunto de coeficientes, cuya suma da 1+3+1+3=8.
As2O5 + 3Ca(OH)2 Ca3(AsO4)2 + 3 H2O
5. Es preferible escoger, como coeficientes, los números
enteros más pequeños en lugar de los fraccionarios.
Practiquemos con el siguiente ejemplo:
Comprobación:
C2H5OH + O2 CO2 + H2O
etanol + oxígeno → dióxido de carbono + agua
Como el oxígeno aparece en todos los compuestos, lo
dejaremos al final.
Iniciaremos el balanceo por el hidrógeno: en los
reactivos hay seis átomos de H, mientras que en los
productos hay sólo dos. Si asignamos un coeficiente de
[31]
94.- Los coeficientes correspondientes a la ecuación
balanceada de la combustión del propano (C3H8) son:
?C3H8 + ?O2 ?CO2 + ?H2O
A) 1,5,3,4
B) 1,5,6,4
C) 2,5,3,8
D) 2,5,6,3
E) 3,1,3,4
98.- El coeficiente del hidróxido de potasio, KOH, en la
siguiente ecuación balanceada es:
A) 2
B) 4
C) 6
D) 8
E) 10
95.- Balancea la siguiente ecuación química:
¿Cuál es la suma de todos los coeficientes en la
ecuación balanceada?
A) 4
B) 6
C) 8
D) 11
E) 14
96.- Balancea la ecuación de combustión del sulfuro de
zinc con exceso de oxígeno:
? ZnS + ? O2  ? ZnO + ? SO2
La fórmula y el coeficiente del producto de S que falta
es:
A) 2S
B) S8
C) SO2
D) 2SO2
E) SO3
97.- ¿Cuántos moles de amoniaco se forman cuando
un mol de nitrógeno se combina con el hidrógeno?
¿Cuál es la masa de esta cantidad de moles? La
ecuación que representa el proceso es:
A) 1 mol de NH3, 17 g
B) 0.5 mol de NH3, 17 g
C) 3 mol de NH3, 51 g
D) 1 mol de NH3, 34 g
E) 2 mol de NH3, 34 g
[32]
99.- ¿Qué masa de agua se forma cuando 40 gramos de
hidrógeno se combinan con un exceso de oxígeno de
acuerdo con la siguiente reacción?
2H2 + O2 2H2O
A) 36 g
B) 320 g
C) 360 g
D) 400 g
E) 800 g
100.- Si se tienen 0.6 moles de magnesio ¿cuál es la
cantidad estequiométrica de N2 para formar Mg3N2?
A) 0.2 moles de moléculas de nitrógeno.
B) 0.4 moles de moléculas de nitrógeno.
C) 0.2 moles de átomos de nitrógeno.
D) 0.6 moles de átomos de nitrógeno.
E) 2.4 x 1023 moléculas de nitrógeno.
101.- ¿Cuántos gramos de cloruro de aluminio se
pueden obtener a partir de 6.00 mol de cloruro de
bario?
A) 89 g
B) 134 g
C) 534 g
D) 801 g
E) 1250 g
102.- ¿Qué masa de clorato de potasio (KClO3)
producirá 48 gramos de oxígeno O2, suponiendo que la
descomposición es completa?
A) 61.3 g
B) 74.5 g
C) 122.5 g
D) 245.0 g
E) 300.0 g
[33]
BIBLIOGRAFÍA.
Aguilar, Alicia Elena. Aprende Química jugando. Editorial IPN. México, 2000.
Aldridge, et al. Ciencias interactivas. Editorial Mc Graw Hill. México, 1999.
Anaya, René. La farmacia humana. Editorial terracota. México, 2007.
Arreguín, Agustín, et al. Conceptos, problemas y ejercicios de Química. Editorial UNAM. México, 2006.
Asimow, Isaac. Breve historia de la Química. Editorial Alianza. España, 2007.
Asimow, Isaac. La búsqueda de los elementos. RBA editores. España, 1993.
Atkins, Jones. Principios de Química, los caminos del descubrimiento. Editorial médica panamericana. México,
2006.
Babor, Joseph. Química general moderna. Editorial Epoca. México, 1977.
Atkins, Jones, et al. Química inorgánica. Editorial Mc Graw Hill. México 2008.
Badui, Salvador. Química de los alimentos. Editorial Pearson. México, 2006.
Brown, et al. Química la ciencia central. Editorial Pearson. México 2004.
Burns, Ralph. Fundamentos de Química. Editorial Pearson. México, 2006.
Canham, Rayner. Química inorgánica descriptiva. Editorial Pearson. México, 2000.
Carillo, Miran, et al. Química general, manual de laboratorio. Editorial Prentice hall. México, 2002.
Castillejos, Adela. Conocimientos fundamentales de Química, volumen I. Editorial Pearson. México, 2006.
Castillejos, Adela. Conocimientos fundamentales de Química, volumen II. Editorial Pearson. México, 2007.
Cepeda, Juan Manuel. Química de suelos. Editorial Trillas. México, 2007.
Chamizo, José Antonio. ¿Cómo acercarse a la Química?. Editorial Esfinge. México, 2006.
Chang, Raymond. Química. Editorial Mc Graw Hill. México, 2007.
Chang, Raymond. Química general para bachillerato. Editorial Mc Graw Hill. México, 2008.
Chang, Silberberg. Química. Editorial Mc Graw Hill. México, 2004.
Choppin, Gregory. Química. Grupo editorial Patria. México, 2008.
Cruz, Chamizo, Garritz. Estructura atómica, un enfoque Químico. Editorial Addison Wesley. Méxic o, 1991.
[34]
Davis, Joseph, et al. Química: experimentos y teoría. Editorial Reverté. España, 1977.
Daintith, John. Diccionario especializado de Química. Grupo editorial Norma. Colombia, 2005.
Daub, William, et al. Química. Editorial Pearson. México, 2005.
Dickson, T.R. Química un enfoque ecológico. Editorial Limusa. México, 2000.
Dingrado, Laurel, et al. Química, materia y cambio. Editorial Mc Graw Hill. México, 2003.
Domínguez, Jorge. Experimentos de Química general e inorgánica. Editorial Limusa. México, 1990.
Escutia, Raymundo. Funciones Químicas y su nomenclatura. Editorial Trillas. México, 2007.
Espriella, Andrés. La química, nosotros y el entorno. Editorial desconocida. México 1997.
Fierros, Ana María. La Química en el arte de cocinar, Editorial Trillas, México, 2007.
Flores de Labardini, Teresita. Química. Grupo Patria Cultural. México, 1999.
Focchi, Gianni. El secreto de la Química. Editorial Robinbook. España, 2001.
García, J. A., et al. Química teoría y problemas. Editorial Alfa Omega. México, 2000.
García, Verónica. Aprendiendo Química con Office. Editorial Omicron System. Argentina, 2004.
Garritz, Andoni, et al. Tu y la Química. Editorial Pearson. México, 2001.
Garritz, Andoni, et al. Química universitaria. Editorial Pearson. México, 2005.
Garritz, Andoni, et al. Problemas de Química. Editorial Prentice Hall. México, 2001.
Goldberg, David. Química. Editorial Mc Graw Hill. México, 2006.
Gutiérrez, Enrique. Química inorgánica. Editorial Reverté. España, 1978.
Hein, Morris. Fundamentos de Química. Editorial Thompson. México, 2005.
Hill, John. Química para el nuevo mileno. Editorial Pearson. México, 1999.
Holum, John. Introducción a los principios de Química. Editorial Limusa. México, 2007.
Jacques, Angenault. Diccionario enciclopédico de Química. Editorial Cecsa. México, 2000.
Jenkins, David. Química del agua. Editorial Limusa. México, 2007.
Jovanovich, Harcourt. Química universitaria. Editorial Sitesa. México, 1990.
Keenan, Charles, et al. Química general universitaria. Editorial Cecsa. México, 1991.
Kirschmann, John. Almanaque de nutrición. Editorial Mc Graw Hill. México, 2008.
Kotz, John, et al. Química y reactividad química. Editorial Thompson. México, 2005.
[35]
Lazcano, Antonio. El origen de la vida, evolución química y evolución biológica. Editorial Trillas.
México, 2007.
Linus, Pauling. Química general. Editorial Aguilar. España, 1961.
López, José Antonio. Problemas de Química, cuestiones y ejercicios. Editorial Prentice Hall. España, 2000.
Mahan, Bruce. Química, curso universitario. Editorial Adisson Wesley. México, 1990.
Mans, Claudi. Los secretos de las etiquetas. Editorial Ariel. España, 2007.
Martínez Ana. Química. Editorial Santillana. México, 1999.
Martínez Ana. Cuaderno de trabajo de Química. Editorial Santillana. México, 1999.
Michael, Lewis. Química razonada. Editorial Trillas. México, 2003.
Moore, John, et al. El mundo de la Química, conceptos y aplicaciones. Editorial Pearson. México. 2000.
Mosquera, Carlos Javier. Química Mega Tomo 1.Terranova editores. Colombia, 2000.
Mosquera, Carlos Javier. Química Mega Tomo 2.Terranova editores. Colombia, 2000.
Mosquera, Carlos Javier. Química Mega Tomo 3.Terranova editores. Colombia, 2000.
Nahón, David. Química 1, la materia en la vida cotidiana. Editorial Esfinge. México, 2005.
Nahón, David. Química 2, la Química en el ambiente. Editorial Esfinge. México, 2006.
Ocampo, Glafira, et al. Fundamentos de Química 1. Grupo Patria Cultural. México, 2005.
Ocampo, Glafira, et al. Fundamentos de Química 2. Grupo Patria Cultural. México, 2005.
Ocampo, Glafira, et al. Fundamentos de Química 3. Grupo Patria Cultural. México, 2005.
Ocampo, Glafira, et al. Fundamentos de Química 4. Grupo Patria Cultural. México, 2004.
Ocampo, Glafira, et al. Practicas de Química 1 – 2. Grupo Patria Cultural. México, 2006.
Ocampo, Glafira, et al. Practicas de Química 3 – 4. Grupo Patria Cultural. México, 2004.
Orlik, Yuri. Química, métodos activos de enseñanza y aprendizaje. Grupo editorial iberoamérica.
México, 2002.
Orozco, Felix, et al. Cuaderno de ejercicios de Química, Editorial UNAM. México, 2001.
Pérez, Gabriela, et al. Química I, un enfoque constructivista. Editorial Pearson. México, 2007.
Pérez, Gabriela, et al. Química II, un enfoque constructivista. Editorial Pearson. México, 2007
Petrucci, et al. Química general. Editorial Prentice Hall. México, 2005.
Phillips, John, et al. Química conceptos y aplicaciones. Editorial Mc Graw Hill. México, 2000.
[36]
Pierce, James. Química de la material. Publicaciones cultural. México, 1978.
Pinto, Gabriel. Química al alcance de todos. Editorial Pearson-Alhambra. España, 2006.
Ramírez José. La Química del pensamiento. Editorial Orión. México, 2001.
Ramírez, Víctor. Química I para bachillerato general Grupo Patria Cultural. México, 2006.
Ramírez, Víctor. Química II para bachillerato general Grupo Patria Cultural. México, 2006.
Rodríguez, Xavier. Nomenclatura Química Inorgánica. Editorial Trillas. México, 1992.
Sanderson, R.T. Periodicidad Química. Editorial Aguilar. España, 1964.
Silberberg, Martín. Química, la naturaleza molecular del cambio y la materia. Editorial Mc Graw Hill. México,
2002.
Sin autor. Olimpiadas de Química. Editorial Sitesa. México, 1994.
Sin autor. Química un proyecto de la ACS. Editorial Reverté. España, 2005.
Sin autor. Diccionario esencial de Química Larousse. Editorial Larousse. México, 2006.
Sin autor. QuimCom, química en la comunidad. Editorial Pearson. México, 2000.
Sin autor. Química 1, compendio fascicular del colegio de bachilleres. Editorial Limusa. México, 2008.
Sin autor. Química 1, compendio fascicular del colegio de bachilleres. Editorial Limusa. México, 2008.
Smooth, et al. Mi contacto con la Química. Editorial Mc Graw Hill. México, 2001.
Tonda, Juan. El libro de las cochinadas. ADN editores. México. 2006.
Umland, Jean. Química general. Editorial Thompson. México, 2000.
Whitten, et al. Química. Editorial Cengage learning. México, 2008.
Wilkinson, J.B. Cosmetología de Harry. Ediciones Díaz de Santos. España, 1990.
Zarraga, et al. Química experimental. Editorial Mc Graw Hill. México, 2005.
Zarraga, et al. Química. Editorial Mc Graw Hill. México, 2004.
Zumdahl, Steven. Fundamentos de Química. Editorial Mc Graw Hill. México, 2007.
[37]