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:

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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.

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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.

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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.

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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.

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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.

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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

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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.

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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

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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

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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.

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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

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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.

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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.

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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

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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.

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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.

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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.

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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.

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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)

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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.

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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.

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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.

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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

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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.

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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.

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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.

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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

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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

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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

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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

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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

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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

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