LA QUIMICA CON APLICACIÓN EN LA VIDA.pdf

3ERO DE SECUNDARIA
KEPLER II
QUÍMICA

QUÍMICA
TEMA 01: MATERIA5
TEMA 02: ESTRUCTURA ATÓMICA ACTUAL 11
TEMA 03: TIPOS DE ÁTOMOS E IONES 17
TEMA 04: CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA 23
TEMA 05: NÚMEROS CUÁNTICOS 30
TEMA 06: TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS 36
TEMA 07: UBICACIÓN DE UN ELEMENTO EN LA T.P.A. 42
TEMA 08: ENLACE QUÍMICO - ENLACE IÓNICO 50
TEMA 09: ENLACE COVALENTE 58
TEMA 10: NOMENCLATURA INORGÁNICA 67
TEMA 11: NOMENCLATURA INORGÁNICA (ÓXIDOS) 74
TEMA 12: HIDRUROS E HIDRÓXIDOS 81
TEMA 13: ÁCIDOS87
TEMA 14: FUNCIÓN SALES 94
TEMA 15: UNIDADES QUÍMICAS DE MASA I 102
TEMA 16: UNIDADES QUÍMICAS DE MASA II 110
TEMA 17: ESTADO GASEOSO 116
TEMA 18: REACCIONES QUÍMICAS 123
TEMA 19: REACCIONES REDOX 130
TEMA 20: ESTEQUIOMETRÍA I 136
TEMA 21: ESTEQUIOMETRÍA II 143
TEMA 22: QUÍMICA ORGÁNICA 150
TEMA 23: HIDROCARBUROS SATURADOS 159
TEMA 24: HIDROCARBUROS INSATURADOS 167
ÍNDICE

Í
I
Capitulo
En este capítulo aprenderemos ...
arco Teórico
M
Materia 1
• A reconocer a la materia y su clasificación.
• A identificar los estados de la materia.
• A conocer las propiedades de la materia.
• A identificar los fenómenos físicos y químicos.
La Materia es todo aquello que tiene masa y volumen,
y ocupa un lugar en el espacio: constituyéndose en el
material físico del universo. Se encuentra en constante
movimiento y transformación mediante fenómenos
físicos y químicos, principalmente.
Según Albert Einstein, la materia se estudia según la
forma como esta se manifiesta:
Naturaleza
La materia, constituida por partículas, es discontinua
aunque parezca continua y sin interrupciones.
El Boson de Higgs
“Partícula de Dios”
Según el modelo estándar de física de partícula, el
universo está formado por partículas elementales
regidas por fuerzas fundamentales. Existen 2
partículas elementales:
Fermiones y bosones
Los fermiones son los «ladrillos elementales» de la
materia, mientras que los bosones son portadores de
fuerza que interactúan con los fermiones.
El Boson de Higgs es un campo que no podemos
ver, pero que interacciona con las partículas
fundamentales, a mayor interacción de las partículas
(quarks, electrones) mayor masa tendrá está partícula.
DEFINICIÓN
3ER AÑO DE SECUNDARIA
5
QUÍMICA
Materia
Capitulo
arco Teórico
M
Juegos de ingenio
El ingenio es la predisposición para resolver situaciones especiales en el menor tiempo posible y con el mínimo
esfuerzo, valiéndose de la creatividad.
Encontramos, aquí, interesantes ejercicios en los que tendrás que poner en práctica tu habilidad e ingenio.
I. PALITOS DE FÓSFORO
El objetivo es desarrollar tu poder de reflexión y tu destreza visual, empleando para ello imaginación e ingenio,
moviendo o quitando la menor cantidad de palitos de fósforo para resolver el problema.
Tener en cuenta:
Y No romper palitos.
Y No dejar cabos sueltos.
Y No se superponen palitos.
II. PARENTESCO
Y Se refiere a relaciones familiares basadas en el número de sus integrantes.
Y En el grupo familiar, una persona puede desempeñar más de una función.
Y El reto consiste en calcular el menor número de personas con las que es posible contar a todos losintegran-
tesquesemencionanenelproblema.
JUEGOS DE INGENIO
Estrategias
basadas en la
creatividad buscando
muchas formas de
llegar a una
conclusión
final
Pensamiento creativo
Juegos con cerillas
6 A despertar y ejercitar el ingenio y destreza visual.
6 A potenciar la habilidad intelectual.
6 A afianzar el desarrollo de la imaginación, la creatividad y el ingenio.
1

Í
I
Gev = Gigaelectronvoltio (unidad de energía y masa)
Existe otro criterio para clasificar las propiedades de la materia: por la cantidad de material analizada. Estas pueden
ser:
Clasificación de la materia
De acuerdo a su composición, la materia puede clasificarse según se indica en el siguiente esquema:
Propiedades de la materia
Una propiedad es la cualidad característica que
identifica a un material y la distingue de otros.
Estas propiedades pueden ser:
3 2
2
Simple
• Formados por
átomos iguales
Ej : Grafito, O ,O ,etc
Compuesta
• Formados por
átomos diferento
Ej : H O,NaC , etc
Homogénea (solución)
• 1 fase
Ej : Salmuera
Heterogénea
• 2 a más fases
Ej : Ag
Sustancias
Puras
Mezclas

°
°
°
°
°
®
°
°
°
°
°
¯
ua turbia, etc

°
°
°
°
®
°
°
°
°̄
Sustancias
Puras
Mezclas
átomos diferentes
QUÍMICA
3ER AÑO DE SECUNDARIA 6

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hora hazlo tú !!
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2
3
4
1
2
3
4
¿Cuál de las siguientes alternativas no es cuerpo?
a)silla b)lápiz
c)azúcar d)un kg de sal
e)una botella
Es un cuerpo.
a)Rayos UV
b)Núcleo de la Tierra
c)Lápiz
d)Agua
e)aire
No es materia.
a)Lápiz d)Hierro
b)Tiempo e)Sal
c)Mesa
Mide el grado de agitación molecular (movi-
miento de las moléculas).
a)Volumen
b)Temperatura
c)Masa
d)Densidad
e)Presión
Si la sustancia dispersa no se puede distinguir se
trata de una mezcla.
a)Homogénea
b)Heterogénea
c)Suspensión
d)Coloide
e)Aire
¿Cuál de las siguientes alternativas es un cuerpo?
a)agua b)aire
c)acero d)mesa de madera
e)azúcar
Identificar una propiedad extensiva de la materia.
a)viscosidad b)punto de fusión
c)dureza d)volumen
e)temperatura
Relaciona correctamente
I. Compuesto
II. Elemento
III. Mezcla homogénea
IV.Mezcla heterogénea
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igamos practicando
S
01
02
03
04
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06
¿Cuál de los siguientes compuestos es ternario?
a)H2
O
b)CO2
c)NaCl
d)CaCO3
5H2
O
e)HNO3
¿Cuál de los siguientes compuestos es binario?
a)H2
CO3
b)Ca(OH)2
c)CO2
d)CaCO3
e)CH3
COOH
Es un ejemplo de sustancia simple:
a)aire
b)H2
O
c)aluminio
d)acero
e)azúcar
Las siguientes sustancias químicas: aire, agua, tita-
nio y acero, se clasifican, respectivamente, como:
a) Mezcla, elemento, átomo, aleación.
b) Compuesto, elemento, átomo y aleación
c) Mezcla, compuesto, átomo, elemento
d) Compuesto, mezcla, átomo y elemento
e) Mezcla, compuesto, elemento y aleación
Es una sustancia simple:
a)Ácido clorhídrico (HCl)
b)Agua (H2
O)
c)Sal (NaCl)
d)Helio (He)
e)Gas propano (C3
H8
)
Establece la correspondencia materia-tipo de ma-
teria y marca la secuencia correcta.
a) Cloruro de sodio
b) Silicio
c) Azúcar
d) Gasolina
1. Elemento
2. Compuesto
3. Mezcla homogénea
4. Mezcla heterogénea
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jercicios propuestos
E
Nivel Básico
Nivel Intermedio
1. En el siguiente grupo de sustancia ¿cuántos son
simples O2
, H2
, HNO3
, grafito?
a) 0 d) 3
b) 1 e) 4
c) 2
2. ¿Cuántas de las siguientes sustancias son com-
puestos químicos?
I. Ácido sulfúrico (H2
SO4
)
II. Sacarosa (C12
H22
O11
)
III.Acero (Fe + C)
IV. Latón (Cu + Zn)
V. Alcohol etílico (C2
H5
OH)
a) II y III
b) I y II
c) I
d) I y IV
e) V
3. Señala la alternativa que presenta un compuesto:
I. O3
II. H2
CO3
III.H2
O
a) I
b) II
c) III
d) II y III
e) I y III
4. Señala una sustancia químicamente simple:
a) Ácido sulfúrico
b) Agua
c) Acero
d) Aluminio
e) Amoniaco
5. Se obtiene por métodos químicos:
a) Partículas
b) Moléculas
c) Átomos
d) Materia
e) Cuerpo
6. Es un ejemplo de materia no condensada.
a) mesa d) auto
b) aire e) sombra
c) calor
7. Es un ejemplo de sustancia compuesta pentatómi-
ca.
a) HNO3
b) CO2
c) H2
CO3
d) Ca(OH)2
e) H3
PO4
¿Cuál de los siguientes procesos es un cambio fí-
sico?
a)Electrólisis del agua
b)Oxidación del hierro
c)Combustión de la madera
d)Digestión de un alimento
e)Fusión del cobre
Proceso por el cual una sustancia sólida se transfor-
ma directamente en gas, por efecto del calor.
a)Sublimación
b)Evaporación
c)Fusión
d)Vaporización
e)Descomposición
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area para la Casa
T
1. Escribe V o F y marca la secuencia correcta.
( ) CuSO4
: sustancia compuesta.
( ) O3
: sustancia simple.
( ) H2
O: sustancia simple.
( ) Las sustancias compuestas se pueden trans-
formar en sustancias más simples.
2. Respecto a la materia, es incorrecto afirmar que
______.
a) se manifiesta como cuerpo material (sustancia)
y como energía
b) se encuentra en constante movimiento
c) una propiedad importante de la materia en su
forma condensada es la inercia
d) la masa y la energía no son interconvertibles
e) el cuerpo material puede ser homogéneo y
heterogéneo
3. ¿Cuál de las siguientes alternativas presenta un
cuerpo?
a) Hierro
b) Madera
c) Metal
d) Aire
e) Ladrillo
4. No es ejemplo de cuerpo:
a) Rodaje
b) Mesa
c) Aire
d) Regla
e) Libro
5. ¿Cuál de las siguientes proposiciones es(son)
incorrecta(s)?
I. Los compuestos pueden separarse en sus
constituyentes mediante procesos físicos.
II. Un átomo está formado de moléculas.
III. El agua de mar y el petróleo son compues-
tos.
a) Solo II
b) I y II
c) Solo I
d) I, II y III
e) II y III
Nivel Avanzado
8. Las mezclas homogéneas presenta _______ fase.
a) dos d) una
b) tres e) cuatro
c) cinco
9. Los alótropos de oxígeno son: _________.
a) O2
, O3
b) O, O4
c) O2
, O5
d) O3
, O7
e) NA
10. Señala la alternativa que presenta solo cuerpos:
a) Aire – borrador
b) Animales – agua
c) 3 litros de agua – tornillo de barco
d) Aire – agua
e) Metales – tierra
11. El agua turbia es un ejemplo de _______.
a) solución
b) coloide
c) suspensión
d) disolución
e) fusión
12. No es materia.
a) agua d) hierro
b) aire e) madera
c) amor
V
V
V
F
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Capitulo
arco Teórico
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Estructura
atómica actual 2
• A reconocer el átomo como mínima porción de la materia.
• A identificar las partes del átomo.
• A conocer las características de las partículas subatómicas fundamentales.
• A representar un núclido.
INTRODUCCIÓN:
El descubrimiento del átomo y las diferentes
partículas subatómicas, realizado por notables
científicos, ha permitido conocer la constitución
de la materia y llegar a la conclusión de cómo está
compuesto el átomo (concepción actual), y así dar
una explicación coherente acerca de las sustancias y su
comportamiento en las transformaciones químicas.
Concepto
El átomo es la parte más pequeña de un elemento
químico (materia) que conserva sus propiedades.
En un concepto más actual, el átomo es un sistema
energético en equilibrio dinámico.
Estructura
El átomo está constituido por 2 partes: Núcleo atómico
y zona extranuclear.
Ejemplo:
Recuerda: En el átomo encontramos aproximadamente 200 partículas subatómicas.
En los años 50, los científicos se preguntaban sobre la forma general de la estructura del átomo y cómo se iba a
transmitir este conocimiento a la humanidad.
Sobre la base de las teorías de Broglie, Heisemberg, Sommerfield, Planck, se creó el siguiente sistema para entender
el modelo atómico actual.
Imaginemos un pedazo de carbono sometido al siguiente proceso hasta convertirlo en átomos.
0
0
0
0
0
0
zona
extranuclear
Núcleo
atómico
Carbono Particulas Átomo de
carbono
Proceso
mecanico
Proceso
Físico
11
QUÍMICA
Estructura atómica
actual Capitulo
arco Teórico
M
Juegos de ingenio
Tener en cuenta:
II. PARENTESCO
JUEGOS DE INGENIO
Estrategias
basadas en la
muchas formas de
llegar a una
conclusión
final
Juegos con cerillas
2

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DN
= Diámetro del núcleo
DA
= Diámetro del átomo
Advertencia pre: Las partículas más pequeñas de un
átomo son los quarks.
Características
Características de las partículas subatómicas fundamentales
No te olvides:
(e )
masa masa masa
(nº) –
(p )

t !
Advertencia pre: El e–
es conocido como la unidad
fundamental de carga.
Núclido
Es la representación del núcleo de un átomo.
A
Z N
E
Donde:
E = símbolo del elemento
A = Número de masa
Z = Número atómico
N = Número de neutrones
Número atómico (Z): Llamado también carga nuclear
(característico de cada átomo). Indica la cantidad de
protones que tiene un átomo.
Z #P
Número de masa (A): Llamado también masa nuclear
o nucleones, indica cuantos protones y neutrones tiene
un átomo.
Matemáticamente:
A #p #nº

También
A Z N

N A–Z
?
No te olvides: el número atómico (Z) es único para
cada elemento.
Recuerda:
N A
1
D D
10000
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hora hazlo tú !!
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2
3
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1
2
3
4
En la representación del 40
19K ; el átomo posee:
___ p+
;
___; e–
;
___nº.
En la representación del 35
17Cl ; el átomo posee:
___ p+
;
___ e–
;
___ nº.
Calcula el número atómico (Z) de un átomo si la
relación de sus neutrones y protones es como 3 a
2 y su número de masa es 90.
El cromo tiene un número atómico de 24 y nú-
mero de masa 52; esto quiere decir que tiene:
____.
a) 52 p+
; 24 e-
b) 24 p+
; 28 e-
c) 52 nº; 0 p+
d) 28 p+
; 24 nº
e) 28 nº; 24 e-
En cierto átomo se cumple que la relación entre
su número atómico y número de neutrones es
como 3 es a 4. Si el número de masa es 84, deter-
mina el número atómico (Z).
Calcula el número atómico (Z) de un átomo si la
relación de sus neutrones y protones es como 5 a
7 y su número de masa es 72.
El elemento con número atómico 11 y número de
masa 23, está formado por ________.
a) 11p+
; 13nº
b) 12e-
; 11nº
c) 12p+
;11nº
d) 12p+
;11e-
e) 11p+
;12nº
En cierto átomo se cumple que la relación entre su
número de protones y neutrones es como 6 es a 8.
Si su número de masa es 42, calcula su número ató-
mico (Z).
13
QUÍMICA

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igamos practicando
S
01
02
03
04
05
06
En un átomo neutro el número de protones está
en relación 2 a 3 con el número de neutrones. Si
la suma de los números de masa y atómico es 175,
calcula la carga nuclear.
Si el número de masa de un átomo neutro cuyo
número de neutrones es 30, excede en 4 al doble de
su número atómico, determina su carga nuclear.
Un átomo neutro posee 57 neutrones y su masa
atómica es el doble de su número de protones más
12 unidades. ¿Cuál es el número atómico?
En cierto átomo neutro el número de neutrones
es 5 unidades más que el número de electrones.
Si el número de masa es 63, determina el número
atómico.
En cierto átomo el número de protones es tres
unidades menor que el número de neutrones. Si el
número de masa es 73, determina el número ató-
mico.
En un átomo neutro el número de protones es al
número de neutrones como 3 es a 7. Si su número
de masa es 80, determina su número atómico.
QUÍMICA

07 08
E
Nivel Básico
Nivel Intermedio
1. Si la especie química E tiene 18 electrones y 16 neu-
trones, determina su número de masa.
a)16 b)18 c)32
d)34 e)36
2. Determina los neutrones de un átomo Q si posee
11 nucleones y su número atómico está dado por
Z3
= 125.
a)4 b)5 c)6
d) 7 e)11
3. El número de masa de cierto átomo neutro es 31, si
su Z es 15, las partículas del núcleo son:
a) 12 protones y 16 neutrones
b) 15 protones y 15 electrones
c) 31 nucleones y 16 electrones
d) 15 protones y 16 neutrones
e) 16 neutrones y 15 electrones
4. Respecto al modelo atómico actual, indica lo inco-
rrecto:
a) En el núcleo se encuentran protones, neutrones
y otras partículas.
b) El núcleo es más pesado que la zona extranu-
clear.
c) La masa de un electrón es mayor que la masa
del protón.
d) El núcleo es positivo.
e) En la zona extranuclear solo hay electrones.
5. Un átomo neutro posee 30 partículas negativas.
Si la cantidad de sus partículas neutras excede en
4 a las partículas positivas, ¿cuál es el número de
masa de dicho átomo?
a)30 b)34 c)54
d)64 e)90
6. Si Z + A = 20, calcula el número de nº sabiendo
que A2
– Z2
= 120.
a)5 b)10 c)11
d)6 e)12
7. Calcula el número de masa del átomo J si se sabe
que sus neutrones y su carga nuclear están en re-
lación de 6 a 4 y posee 48 protones.
a)106 b)112 c)110
d)120 e)122
8. Marca lo incorrecto respecto al siguiente átomo:
Z Z
R
+
+ +
+
3
107
4
a) La carga nuclear es 53.
b) Tiene 107 nucleones.
c) Tiene 54 nucleones neutros
d) Es un átomo neutro
e) Tiene 50 electrones
Calcula la suma del número de masa con el nú-
mero atómico del elemento 2x 1
xE
, si presenta 16
neutrones.
Calcula el número de masa de un átomo neutro
que presenta 25 protones y los neutrones son 3
unidades más que los electrones.
15
QUÍMICA

area para la Casa
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Nivel Avanzado
9. En cierto átomo se cumple que la relación entre el
número de nucleones fundamentales y partículas
neutras es de 11 a 6. Si posee una carga nuclear rela-
tiva igual a 25, indica el número total de partículas
fundamentales.
a)60 b)55 c)85
d)75 e)80
10. Calcula el número de nucleones positivos de un áto-
mo si el número de sus neutrones y protones están
en la relación de 3 a 2. Además se cumple que A2
+
Z2
– n2
= 2000.
a)15 b)20 c)25
d)30 e)35
11. Determina la cantidad de neutrones que tiene el si-
guiente átomo: x
x
x
E
3
5
+
+
a)15 b)10 c)20
d)5 e)25
12. En un átomo se cumple la siguiente relación
p
n
k
k
+
+
=
=
”
3
6
y el número de masa es 45. Calcula la can-
tidad de protones.
a)15 b)10 c)20
d)25 e)30
1. Calcula el número de protones de un átomo
si su número de protones es a su número de
neutrones como 3 es a 5. Además se cumple que
A + Z + n = 80.
a) 12 b)13 c)15 d)17 e)19
2. El elemento con número atómico 6 y número
masa 14 está formado por:
a) 6 protones y 8 neutrones.
b) 6 protones y 8 electrones.
c) 6 electrones y 6 neutrones.
d) 8 protones y 6 electrones.
e) 6 protones y 6 neutrones.
3. Calcula el número de masa (A) del siguiente
átomo neutro:
x
x
E
3
26
a) 46 b)25 c)39 d)13 e)26
4. Completa el siguiente cuadro y calcula:
x + y + w + F + E + T
Núcleo A Z N #e-
Ca 40 x y 20
S W 16 16 F
Br E T 45 35
a) 100 b)247 c)213 d)203 e)204
5. Calcula el número de nucleones de un átomo si se
cumple que A + p + n° = 20.
a) 9 d) 12
b) 10 e) 13
c) 11
QUÍMICA

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Capitulo
arco Teórico
M
Tipos de átomos
e iones 3
• A reconocer entre los diferentes tipos de átomos que se estudiarán.
• A diferenciar un catión y un anión respectivamente.
• A representar la notación de un ión.
• A resolver problemas donde exista transferencia de electrones.
Son especies químicas que poseen carga eléctrica
neta positiva o negativa, esto debido a una pérdida o
ganancia de electrones respectivamente.
IONES
Ion positivo (catión)
Ion negativo (Anión)
A
Ex+
Z {N.° p+
= Z
N.°e¯ = Z – x
Ejemplo:
{N.° p+ = 11
N.° e¯ = 11 – 1 = 10
23
Na1+
11
A
Ex
¯
Z {N.° p+
= Z
N.° e¯ = Z + x
Ejemplo:
{N.° p+
= 8
N.° e¯ = 8+2 = 10
16
O2
¯
8
Llamados también hílidos, son átomos de un mismo
elemento, que poseen igual número de protones, pero
diferente número de masa.
ISÓTOPOS
Átomos de elementos diferentes, poseen igual número
demasa(denucleones),perodiferentenúmeroatómico.
ISÓBAROS
Átomos de elementos diferentes, posee igual número
de neutrones.
ISÓTONOS
Ejemplo:
Ejemplo:
1
H ŸProtio 2
H ŸDeuterio
3
H ŸTritio
Abundancia:
99,9%
Abundancia:
0,015%
Abundancia:
10-15
%
Denominado el
más común o el
más abundante.
Formador del
agua pesada.
(D2
O)
Radiactivo, aparece
en forma natural
en las emanaciones
v o l c á n i c a s . E s
inestable.
1 1 1
40
Ca
20
40
Ar
18
20 p+
20 n°
40 nucleones
18 p+
22 n°
40 nucleones
24
Mg
12
23
Na
11
12 protones
12 neutrones
12 electrones
11 protones
12 neutrones
11 electrones
Isótopos del hidrógeno:
17
QUÍMICA
Tipos de átomos e
iones Capitulo
arco Teórico
M
Juegos de ingenio
Tener en cuenta:
II. PARENTESCO
JUEGOS DE INGENIO
Estrategias
basadas en la
muchas formas de
llegar a una
conclusión
final
Juegos con cerillas
3

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Ejemplo:
ESPECIES ISOELECTRÓNICAS
Son aquellas especies químicas (átomos, iones, moléculas) que poseen igual número de electrones.
Además son átomos con igual configuración electrónica.
20
Ne
10
23
Na1+
11
19
F1¯
9
{
{
{
e¯ =10 e¯ =10 e¯ =10
omprensión de la información
C
es
tipos
presenta presenta
debido debido
IÓN
ÁTOMO CON CARGA ELÉCTRICA
CATIÓN ANIÓN
CARGA POSITIVA CARGA NEGATIVA
PÉRDIDA DE ELECTRONES GANANCIA DE ELECTRONES
Proposición Explicación
I.- El protón es una partícula elemental
II.- El electrón contiene quark
1.- Explica las siguientes proposiciones:
2.- Completa:
La diferencia entre el número de masa y el número atómico determina el número de .................................. y
el número atómico determina el número de ............................................
3.- Relaciona:
I. Partícula positiva
II. partícula neutra
A. Neutrón
B. Electrón
C. Protón
-
QUÍMICA

1
hora hazlo tú !!
A
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3
4
1
2
3
4
Una especie química(E) tiene 12 electrones, 15
protones y 18 neutrones. Escribe su representación
simbólica.
Si una especie química (Q) tiene 10 electrones,
14 protones y 14 neutrones, ¿cuál es su represen-
tación simbólica?
Si el ion x4+
posee 14 electrones y 17 neutrones,
calcula su número de masa.
El átomo E es isóbaro con e isótono con
; ¿cuál es el número de electrones que tiene
el ion E2+
?
Un elemento químico está compuesto por 3 isóto-
pos. Si se sabe que la suma de sus números de masa
es igual a 126 y la suma de sus neutrones es igual a
69, calcula el número atómico de dicho elemento.
Si el ion x3+
posee 10 electrones y 14 neutrones, cal-
cula su número de masa.
El átomo E es isóbaro con e isótono con
; ¿cuál es el número de electrones que tiene
el ion E2+
?
Un elemento químico está compuesto por 3 isóto-
pos. Si se sabe que la suma de sus números de masa
es igual a 195 y la suma de sus neutrones es igual a
93, calcula el número atómico de dicho elemento.
60
28X
45
20
56
26G
65
35
60
28X
56
26G
19
QUÍMICA

Q
U
Í
M
I
C
A
igamos practicando
S
01
02
03
04
05
06
Determina el número de electrones en el isótopo
60 3
27Co y el número de neutrones en el isótopo
18 –2
8O
. UNMSM – 2009-II
El átomo E es isóbaro con el átomo e isótono
con . ¿Cuál es el número de electrones que
tiene el ion E27
?
¿Cuál es el número de electrones de un ion que
posee como número de masa 45, carga 2+ y núme-
ro de neutrones 24? UNCP – 2010-II
Si un átomo neutro presenta 29 protones y 35 neu-
trones, calcula la suma entre su número de masa y
el número de electrones del catión trivalente isóto-
po con este átomo.
Si la diferencia de los cuadrados del número de
masa y número atómico es 120 calcula el número
de electrones si posee 6 neutrones y su carga es -2.
Se tienen 2 isótopos, que presentan número ató-
mico 6. Si presentan 13 neutrones en total, calcula
la suma de los números de masa.
72
42X
62
36Y
QUÍMICA

Q
U
Í
M
I
C
A
07 08
E
Nivel Básico
Nivel Intermedio
Calcula el número de masa del anión divalente si
se sabe que es isoelectrónico con el ion 1
87Fr
e
isótono con la especie química 232
90
Th .
Calcula el número de masa del siguiente catión mo-
novalente E+1
que tiene 36e-
y 39 neutrones:
1. Determina el número de masa de un elemento, cuyo
número atómico es 9, si tiene 10 neutrones en cada
uno de sus átomos.
a)1 b)19 c)9
d)10 e)14
2. Calcula la suma de los números másico y atómico
de un átomo neutro que presenta 30 protones y 36
neutrones.
a)94 b)96 c)90
d)92 e)98
3. Calcula la suma de los números másico y atómico
de un átomo neutro que presenta 37 e-
y 39 nº.
a)113 b)111 c)115
d)117 e)119
4. ¿Cuántos protones y neutrones, respectivamente,
tiene el ion 16
32 2-
S ?
a)32; 16 b)16; 16 c)16; 14
d)14; 16 e)14; 14
5. ¿Cuántos protones y electrones respectivamente,
tiene el ion 11
23 1
Na

?
a)24; 12 b)12; 12 c)10; 10
d)11; 10 e)10; 12
6. Si cada ion presenta 36 electrones, determina la
suma a + b:
a
E–1
b
E+3
a)82 b)76 c)72
d)74 e)78
7. Escribe y marca la secuencia correcta.
I. El protón y el electrón tienen la misma carga
eléctrica.
II. El
23
11Na1+ y
24
12Mg2- el tienen el mismo nú-
mero de neutrones.
III. El 20
40
Ca y el 18
40
Ar tienen igual número de
neutrones.
a)FFF b)FVF c)FVV
d)VFV e)VVV
8. Señala el número de e- que posee el catión 2 5
4 3 2
n
n
E
-
+ +
si se sabe que posee 82 neutrones.
a)19 b)16 c)67
d)19 e) 20
21
QUÍMICA

Q
U
Í
M
I
C
A
Nivel Avanzado
1. El átomo de Fe neutro contiene 26 protones y 26
electrones. Cuando este átomo pasa a formar el
Fe2−
, ¿en qué varía?
a) Aumenta sus protones a 28.
b) Se queda con 28 electrones y 26 protones.
c) Los protones se quedan iguales, pero pierde 2
electrones.
d) Los protones se quedan en 28, pero ganan 2 elec-
trones.
e) El cambio no está relacionando ni con protones
ni con electrones sino con los neutrones.
2. La suma de los números de masa de dos isótopos es
146 y la suma de sus neutrones es 74. ¿Cuántos elec-
trones tiene el elemento en su estado fundamental?
a) 36 b)45 c)72
d)54 e)18
3. Determina el número de electrones en el isótopo
60 3
27Co
y el número de neutrones en el isótopo
18 –2
8O .
a) 8 y 27 b)10 y 33
c)10 y 27 d) 35 y 10
e)24 y 10
4. La suma de los números de masa de 3 isótopos
es 245 y la suma de sus neutrones es 101. ¿Cuán-
tos electrones tiene su isótopo catión trivalente?
a) 36 b) 45 c)72
d) 54 e) 18
5. Si se sabe que el 17
Cl: es isótono con el elemento
19
E37
, determina el número másico del cloro.
a)33 b)36 c)37
d)34 e)35
9. Calcula un elemento químico compuesto por 3
isótopos si se sabe que la suma de sus números de
masa es igual a 235 y la de sus neutrones es igual a
124.
a)35 b) 36 c)34
d)38 e) 37
10. El átomo de Cu neutro contiene 29 protones y 29
electrones. Cuando este átomo pasa a formar el
Cu2+
, ¿en qué varía?
a) Aumenta sus protones a 31.
b) Se queda con 29 electrones y 27 protones.
c) Los protones se quedan iguales, pero pierden 2
electrones.
d) Los protones se quedan en 29, pero ganan 2 elec-
trones.
e)El cambio no está relacionando ni con protones
ni con electrones sino con los neutrones.
11. Calcula el número atómico de un elemento quími-
co compuesto por 3 isótopos, si se sabe que la suma
de sus número de masa es igual a 183 y la suma de
sus neutrones es igual a 87.
a)35 b)36 c)32
e)34 d)33
area para la Casa
T
QUÍMICA

Q
U
Í
M
I
C
A
Capitulo
arco Teórico
M
Configuración
electrónica 4
• A relacionar la configuración electrónica mediante la energía relativa.
• A desarrollar la configuración electrónica de átomos neutros o iones.
• La distribución de orbitales.
INTRODUCCIÓN
La configuración electrónica consiste en distribuir a
los electrones de manera sistemática dentro de la nube
electrónica en diferentes estados energéticos (niveles,
subniveles y orbitales) de acuerdo a ciertos principios
y reglas.
Principio de Aufbau
Llamado también principio de energía relativa (ER),
establece que los electrones distribuyen en orden
creciente de la energía relativa de los subniveles.
Ejemplo: Determina ER de cada subnivel y ordénalo de
acuerdo con su estabilidad: 4f: 3d, 2s, 6d, 5s, 3p, 4p, 4s
ER = n + l
Ordenando de mayor a menor R.E. y de menor a mayor
estabilidad.
6d, 4f, 5s, 4p, 3d, 4s, 3p, 2s
Recuerda: La estabilidad es inversamente proporcional
a la energía relativa.
Nota
Cuando dos o más subniveles tienen igual energía
relativa se llama subniveles degenerados.
Para ordenarlos se considera el nivel energético.
Ejemplo: 5s, 4p, 6s
Ordenando de menor a mayor ER = 4p, 5s, 6s.
(4p y 5s son degenerados).
Regla de Moller (regla de serrucho)
23
QUÍMICA
Configuración
electrónica Capitulo
arco Teórico
M
Juegos de ingenio
Tener en cuenta:
II. PARENTESCO
JUEGOS DE INGENIO
Estrategias
basadas en la
muchas formas de
llegar a una
conclusión
final
Juegos con cerillas
4

Q
U
Í
M
I
C
A
Ejemplo:
Determina la C.E. del sodio (Z = 11)
CE = 1s2
2s2
2p6
3s1
= [Ne]3s1
Niveles = 3
Subniveles = 4
Orbitales llenos = 5
Orbitales semillenos = 1
Capa K L M
Nivel 1º 2º 3º
ADVERTENCIA PRE: La configuración
electrónica de un elemento neutro se realiza
en función a su Z; por que se cumple:
Anomalías
La configuración electrónica de un elemento no debe
terminar en d4
ni en d9
. Si esto ocurriese, un electrón
del último subnivel s deberá pasar al subnivel d.
Ejemplo:
29
Cu
C.E. = 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d9
(inestable)
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s1
3d10
(estable) = [Ar]4s1
3d10
}
}
}
Cu
Núcleo
• capa K L M N
• nivel 1° 2° 3° 4°
2e−
8e−
18e−
1e−
1s
1
1
2p 3p
3d
2s
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
3s
1
1
4s
1
Niveles = 4
Subniveles = 7
Casos especiales
1. C.E para un anión Z
E–1
Primero se halla la cantidad de electrones del anión,
luego se realiza la configuración electrónica con la
cantidad total de e–
.
Ejemplo: realiza la C.E. de 8
O–2
Z = 8
e–
= 10
Niveles = 2
Subniveles = 3
2. C.E para un catión Z
E+
Primero se realiza la configuración electrónica
como si fuera un átomo neutro, luego se quitan los
e–
empezando del mayor nivel.
Ejemplo: Realiza la C.E de 22
Ti+2
CE = 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d2
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s0
3d2
= [Ar]3d2
Ti
Núcleo
• capa K L M N
• nivel 1° 2° 3° 4°
2e−
8e−
10e−
0e−
1s
1
1
2s
1
1
2p 3p
}
1
1
1
1
1
1
}
1
1
1
1
1
1
3d
}
1 1
3s
1
1
Niveles = 2
Subniveles = 3
Orbitales vacíos = 3
QUÍMICA

Q
U
Í
M
I
C
A
Átomo paramagnético
Es aquel que es atraído por un campo magnético
generado por un imán o electroimán. Su
comportamiento se debe a la existencia de electrones
desapareados.
Ejemplo: Cl Z = 17
C.E
N
(capaM)
n 3 o N
(capa N)
n 4 o
orbital
semilleno
1
1
1
1
1
{
Átomo diamagnético
Es aquel que no es atraído por un campo magnético.
Este comportamiento se debe a la existencia de
electrones apareados.
Ejemplo: Ca Z = 20
C.E
ml –l....O.... l
`
ml 0 unorbital
E jercicios resueltos
3.er Periodo
4.to Periodo
b. 26
Fe : 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d6
1. Determina el periodo al que pertenecen los
siguientes elementos:
a. 17
Cl : 1s2
2s2
2p6
3s2
3p5
2. Determina el número de niveles y subniveles
ocupados para la siguiente distribución electrónica:
17
Cl = 1s2
2s2
2p6
3s2
3p5
3 niveles ocupados
5 subniveles ocupados
17
Cl = [10
Ne] 3s2
3p5
: Distribución simplificada
3. Determina el número atómico (Z) de un átomo
que presenta los siguientes números cuánticos
para un último e–
: 3, 1, 0, +1/2.
Resolución:
(n, l, m, s)
N.C (3, 1, 0, +1/2)
... 3p2
1 1
-1 0 4
1s2
2s2
2p6
3s2
3p2
e–
= 14 Z = 14
4. En el orbital 3px
hay 2 electrones apareados,
los orbitales 3py
y 3pz
contienen 1 electrón
desapareado cada uno.
¿Qué subnivel posee mayor energía relativa?
a) 3s d) 5s
b) 4d e) 1s
c) 4p
Resolución:
3s Ÿ Er
= n + O
Er
= 3 + 0
Er
= 3
4d Ÿ Er
= n + O
Er
= 4 + 2
Er
= 6
4p Ÿ Er
= n + O
Er
= 4 + 1
Er
= 5
5s Ÿ Er
= n + O
Er
= 5 + 0
Er
= 5
1s Ÿ Er
= n + O
Er
= 1 + 0
Er
= 1
RESPUESTA: 4d, porque presenta una energía
relativa de 6.
25
QUÍMICA

Q
A
hora hazlo tú !!
A
1
2
3
4
1
2
3
4
Realiza la configuración electrónica (C.E) del cal-
cio (Z = 20)
Realiza la configuración electrónica (C.E.) del
Azufre ( Z= 32)
¿Cuántos subniveles tiene el 55
Cs?
Determina el número atómico de un elemento
cuya configuración electrónica termina en 3p6
.
Realiza la configuración electrónica (C.E) del
8
O
¿Cuántos subniveles tiene el 36
Kr?
Si la configuración electrónica de un átomo termi-
na en 3p5
, determina su número atómico (Z).
Realiza la configuración electrónica (C.E) del 92
U
QUÍMICA

Q
U
Í
M
I
C
A
igamos practicando
S
01
02
03
04
05
06
Indica cuántos niveles, subniveles, orbitales (llenos,
semillenos y vacíos) presenta el Arsénico. (Z = 33)
Indica cuántos niveles, subniveles, orbitales (llenos,
semillenos y vacíos) presenta el escandio (Z =21)
¿Cuáles de las siguientes especies químicas son pa-
ramagnéticas?
I.40
Zr4+
II.37
Rb III.32
Ge4+
Señala la configuración electrónica del ion sulfuro
(16
S–2
)
a) [Ne] 3s2
3p6
b) [Ne] 3s2
3p3
c) [Ne] 3s2
3p4
d) [Ne] 3s3
3p3
e) [Ne] 3s2
3p2
¿Cuál es la configuración electrónica del 58
Ce3+
?
¿Cuál de las alternativas es la configuración electró-
nica del magnesio? (A = 24, Z = 12)
a)1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d2
b)1s1
2s1
2p3
3s1
3p3
4s2
3d6
c)1s2
2s2
2p6
3s2
d)1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
e)1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d6
27
QUÍMICA

07
08
09
10
11
12
Q
U
Í
M
I
C
A
¿Qué elemento químico tiene 9 orbitales llenos y 2
orbitales semi llenos?
Encuentre en el orden respectivo en la siguiente
distribución electrónica:
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d2
I.El número atómico.
II.Electrones de valencia.
III.Electrones en la capa N.
Determina el número de electrones desapareados
para el átomo de cromo con 54 nucleones y 30
neutrones.
a) 1 b) 4 c)5
d) 6 e) 2
¿Cuántos electrones como mínimo debe tener para
que tenga cuatro niveles?
a)15 b)19 c)13
d)12 e)11
Determina la cantidad de orbitales llenos presen-
tes en subniveles principales, cuando se realice la
configuración electrónica del cloro. (Z = 17)
a)6 b)7 c)8
d)5 e)10
Señala la cantidad de subniveles de energía que pre-
senta la configuración electrónica del hierro. (Z =
26)
a)7 b)6 c)5
d)4 e)3
QUÍMICA

Q
U
Í
M
I
C
A
1. ¿Cuál es el último nivel energético del magnesio
Z = 12)?
a)K b)L c)M
d)N e)O
2. Si un átomo presenta 11 e– en el nivel M, determi-
na su número atómico.
a)20 b)22 c)24
d)26 e)23
3. ¿Qué átomo tiene 6 electrones en el segundo ni-
vel?
a)5
B b)7
N c)6
C
d)8
O e)9
F
4. Si la distribución electrónica de un átomo termina
en 4s2
, determina el número de electrones del ter-
cer nivel.
a)6 b)2 c)10
d)8 e)4
5. Si en el nivel N de un átomo hay 6 electrones,
¿cuántos electrones tiene el átomo y cuántos en el
nivel M?
a) 31 y 27
b) 31 y 18
c) 31 y 8
d) 23 y 8
e) 34 y 18
area para la Casa
T
29
QUÍMICA

Capitulo
arco Teórico
M
Números
cuánticos 5
• A conocer la descripción de los números cuánticos
• A conocer los valores para el electrón y para el orbital de cada uno de los números
cuánticos.
INTRODUCCIÓN
Cada átomo posee una zona extranuclear, conocida
también como envoltura electrónica, la cual tiene
un número determinado de regiones que contienen
electrones moviéndose en sus órbitas.
Esta envoltura electrónica está conformada por
niveles y subniveles de energía, orbitales y electrones.
Por lo tanto, para entender la ubicación de un electrón
dentro de un átomo –es decir en que nivel, subnivel y
orbital se encuentra esta partícula negativa, debemos
utilizar los números cuánticos los cuales también
nos darán a conocer cuál es el sentido de giro que
tiene el electrón sobre su mismo eje (Movimiento de
rotación).
Los números cuánticos son las soluciones de una
ecuación muy compleja planteada por Erwin
Schrodinger en 1926, y que le permitió calcular
los niveles de energía del átomo de hidrógeno. Las
soluciones de la ecuación de Schrodinger también
indican las formas y orientaciones de los orbitales
atómicos. En 1928, Paul dirac se reformuló la
mecánica cuántica electrónica y sugirió la existencia
del cuarto número cuántico, el cual indicaba la
rotación del electrón.
1. Concepto
Los números cuánticos (N.C.) son valores nu-
méricos que dan la posibilidad de ubicar y saber
la orientación del electrón y además conocer cier-
tas características de un orbital. Los N.C. son 4.
Número cuántico principal (n)
Indica el tamaño del orbital y el nivel donde se
encuentra un electrón puede tomar los siguientes
valores
Desde n= 1, 2, 3, 4 ... + D
Nota: Para saber cuantos e-
puede haber como
máximo por nivel se utiliza la siguiente fórmula:
Número cuántico secundario o azimutal (l)
Indica la forma del orbital y el subnivel donde se
encuentra el electrón.
Electron
– 2
#Maxe 2n
n número de niveles
QUÍMICA
Números cuánticos
Capitulo
arco Teórico
M
Juegos de ingenio
Tener en cuenta:
II. PARENTESCO
JUEGOS DE INGENIO
Estrategias
basadas en la
muchas formas de
llegar a una
conclusión
final
Juegos con cerillas
5

Q
U
Í
M
I
C
A
Veamos:
l = 0 (subnivel s)
l = 0,1 (subnivel s y p)
l = 0, 1, 2 8subnivel s; p y d)
l = 0, 1, 2, 3 (subnivel s, p, d y f)
Recuerda la siguiente relación de los subniveles y la
forma de sus orbitales.
Número cuántico magnético (ml)
Indica la orientación espacial del orbital y nos
da a conocer en que orbital se encuentra un e-
.
Nota
El # de orbitales = 2l + 1
El # de e-
= 2(2l + 1)
Veamos:
subnivelP
l 1
#orb = 2(1) + 1 = 3
#e-
= 2(2(1) + 1) = 6
Por consiguiente en cada orbital como máximo hay 2e-
.
Número cuántico spin (ms o s): Rotación
omprensión de la información
C
Proposición Explicación
I.- Un orbital atómico
se describe por los
números cuánticos
principal y secundario
unicamente.
II.-El número cuántico
principal señala la for-
ma de un orbital
1.- Explica las siguientes proposiciones: 2.- Completa:
El número cuántico ............................ indica el tamaño
del orbital y el número cuántico magnético señala la
...................................................... de un orbital.
3.- Relaciona:
I. N.C. Secundario
II. N.C. Magnético
A. Nivel
B. Orbital
C. Subnivel
,
(capaK)
n 1 o
,
(capaL)
n 2 o
,
(capaM)
n 3 o
,
(capa N)
n 4 o
Toma valores
Recuerda: Los valores de ml dependerán del valor
de l, es decir, desde –l hasta +l.
Ejemplo:
l = 0
l = 1
l = 2
l = 3
7orbitales
ml –3;–2;–1;0; 1; 2; 3

5orbitales
ml –2;–1;0; 1; 2

`
ml –1;0; 1 dosorbitales

`
ml 0 unorbital
ml –l....O.... l

s s
= + = −
1/2 1/2
31
QUÍMICA

Q
U
Í
M
I
C
A
hora hazlo tú !!
A
1
2
3
4
1
2
3
4
Calcula los 4 números cuánticos para el último
electrón del subnivel 4p5
.
Calcula los 4 números cuánticos para el último
electrón del subnivel 3p4
.
Determina los 4 números cuánticos para el pe-
núltimo electrón del subnivel 3d10
.
Si se dan los siguientes números cuánticos (4,
2, 1, +1/2) para un último electrón, calcula la
notación cuántica.
Determina el número de orbitales llenos y semi-
llenos, presentan en el subnivel 3p4
.
Determina los 4 números cuánticos para el penúlti-
mo electrón del subnivel 3d5
.
Si se dan los siguientes números cuánticos (3, 2, +2,
+1/2) para un último electrón, calcula la notación
cuántica.
Determina el número de orbitales llenos y semille-
nos presentes en el subnivel 5d8
.
QUÍMICA

Q
U
Í
M
I
C
A
igamos practicando
S
01
02
03
04
05
06
¿Qué proposición es correcta de acuerdo a los nú-
meros cuánticos? UNALM – 2012-I
a) El N.C. principal indica la forma del orbital.
b) El N.C. secundario indica el volumen o tamaño
de un orbital.
c) El número de los valores del N.C. magnético in-
dica el número de orbitales.
d) El número cuántico de spin indica el giro del or-
bital.
e) Un orbital contiene como máximo 3 e–
por el
N.C. del spin.
Señala los enunciados incorrectos respecto a los
números cuánticos: UNAC – 2012-I
I. “n” da el nivel y la distancia promedio relativa
del electrón al núcleo.
II. “l” da el subnivel y la orientación del orbital para
el electrón.
III. “ml” designa la forma del orbital.
IV. “ms” se refiere al spin del electrón.
a) I y III
b) II y I
c) III y IV
d) II y III
e) II y IV
Indica lo incorrecto respecto a los números cuán-
ticos:
a) El N.C. principal da la idea del tamaño que tiene
un orbital atómico.
b) El N.C. secundario da la idea de la forma geomé-
trica de un reempe.
c) El N.C. magnético determina la orientación del
orbital.
d) Los N.C. se obtienen al resolver la ecuación de
Schrodinger.
e) El N.C. spin indica el sentido de giro del elec-
trón sobre su propio eje.
Determina los 4 N.C. del electrón: Escribe V o F y marca la secuencia correcta:
I. Pauli estableció que en un mismo átomo dos o
más electrones no pueden tener los cuatro nú-
meros cuánticos iguales. ( )
II. El cuarto nivel de energía tiene como máximo
16 orbitales. ( )
III.El número cuántico azimutal determina la for-
ma del orbital. ( )
a)VFV b)FFF c)FVV
d)VVF e)VVV
Determina los N.C. para el último electrón de 4d5
.
33
QUÍMICA

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07 08
E
Nivel Básico Nivel Intermedio
¿Qué valores puede asumir l cuando n = 2? Qué valores puede asumir l cuando n = 5?
1. El mínimo valor del número cuántico principal es
____.
a) 0 b) 1 c) 3
d) 4 e) 5
2. Indica cuál de las siguientes combinaciones de nú-
meros cuánticos no existe.
a)3, 2, 0, +1/2 b)7, 0, 0, –1/2
c)4, 3, –3, +1/2 d)2, 2, 2, –1/2
e)5, 3, 3, –1/2
3. Identifica los cuatro números cuánticos el último
electrón de 5s1
.
a)4, 2, –2, +1/2 b)5, 1, 0, +1/2
c)3, 0, 0, –1/2 d)5, 0, 0, +1/2
e)3, 2, –1, –1/2
4. ¿Cuál de las representaciones correspondería a un
electrón ubicado en el subnivel 5p?
a)5, 0, 0, +1/2 b)5, 1, 2, –1/2
c)5, 2, 2, +1/2 d)5, 2, 0, –1/2
e)5, 1, 1, +1/2
5. ¿Cuántos orbitales vacíos se encuentran en 4f 6
?
a) 0 b) 1 c) 2
d) 3 e) 4
6. El número máximo de electrones que pueden alber-
gar los subniveles s, p, f y d son, respectivamente,
_______.
a)2, 3, 10, 14
b)2, 6, 14, 10
c)2, 6, 8, 16
d)2, 6, 12, 8
e)2, 6, 10, 10
7. ¿Cuáles serían los posibles números cuánticos que
corresponden a un electrón perteneciente al subni-
vel 4d?
a)4, 1, 0, –1/2
b)4, 2, 2, +1/2
c)4, 0, 0, +1/2
d)4, 2, –3, –1/2
e)4, 3, –2, –1/2
QUÍMICA

area para la Casa
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Nivel Avanzado
8. De acuerdo a la mecánica cuántica, ¿cuántos de los
siguientes subniveles son imposibles de existir?
•6p •2d •7s •1f •3f
a)1 b)2 c)3
d)4 e)5
9. Determina cuántas proposiciones son correctas:
• En el tercer nivel hay como máximo 18 electro-
nes.
• En un orbital d hay como máximo 2 electrones.
• El subnivel p puede alojar un máximo de 6 elec-
trones.
• Un subnivel f presenta 7 orbitales.
a) 0 b)1 c)2
d)3 e)4
10. ¿Qué secuencia de números cuánticos es correcta?
a) 2, 2, 0, –1/2
b) 2, 1, –2, +1/2
c) 3, 0, –3, +1/2
d) 4, 2, –2, +1/2
e) 5, 0, 0, +3/2
1. ¿Cuáles serían los posibles números cuánticos
que corresponden a un electrón perteneciente al
subnivel 4p?
a)4, 1, 0, –1/2
b)4, 2, 2, +1/2
c)4, 0, 0, +1/2
d)4, 2, –3, –1/2
e)4, 3, –2, –1/2
2. ¿Qué combinación de números cuánticos es co-
rrecta?
a)7, 2, 0, +1/3
b)3, 0, 0, –1/2
c)5, –1, 0, +1/2
d)3, 2, 2, –1
e) 3, 1, –2, +1/2
3. Calcula el máximo valor de R ¿Para todo qué? se
sabe que el mayor valor de n puede ser 3.
a)2 b)1 c) 2
d) 7 e) 15
R
ml
ml
ms
=
+
⎛
⎝
⎜
⎞
⎠
⎟
1
4. Indica cuál de las siguientes combinaciones
de números cuánticos no existe.
a) 2, 1, +2, +1/2
b) 4, 3, 3, –3/2
c) 5, 4, 4, –1/2
d) 3, 0, 1, –1/2
e) 5, 4, 4, +3/2
5. ¿Cuántos electrones desapareados existe en
3p4
?
a) 1 d) 3
b) 2 e) 4
c) 5
35
QUÍMICA

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Capitulo
arco Teórico
M
Tabla periódica
de los elementos 6
• A conocer las personas que aportaron en el desarrollo de la Tabla Periódica.
• A diferenciar cada época de la Tabla Periódica.
INTRODUCCIÓN • Antecedentes históricos
A principios del siglo XIX existían cerca de 33 ele-
mentos descubiertos. En 1813 el sueco Jacob Berze-
lius realizó la primera clasificación de los elementos
(primer intento) y los dividió en metales (poseen
buena conductividad de calor y la electricidad; son
conocidos como electropositivos) y no metales
(presentan diversos aspectos físicos y no son con-
ductores del calor y la electricidad; son conocidos
como electronegativos).
Un par de años después, el científico inglés William
Proust sostuvo que todos los elementos estaban
constituidos únicamente por grupos de átomos de
hidrógeno.
1. Las triadas de Johann Dobereiner (1829)
El químico alemán Dobereiner señaló por primera
vez la existencia de una relación entre las propie-
dades de los elementos y sus respectivas masas o
pesos atómicos. Clasificó los elementos en grupos
de tres en tres (triadas) con propiedades semejantes
observó que el peso atómico (P.A) del elemento in-
termedio era aproximadamente el promedio de los
externos.
P.A.(B) =
P.A.(A)
+ P.A.(C)
2
P.A. = Peso atómico
A principios del siglo XIX ya se habían descubierto
algunos elementos como el cobalto que los mineros de
Alemania lo llamaban demonio de la tierra, este ele-
mento también se puede encontrar en los meteoritos,
también se habían descubierto otros elementos como
el vanadio (Vanadis, diosa de la belleza y juventud),
níquel (diablo del cobre), etc.
Los científicos lucharon por descubrir una manera de
ordenar alrededor de 60 elementos químicos conocidos
por entonces. Luego hacia finales del siglo, el químico
ruso Dimitri Mendeléiev encontró una que es muy si-
milar a la que se utiliza hoy en día y se denomina tabla
periódica, que por cierto nació de un sueño; en esta
tabla los elementos estaban ordenados según su masa
atómica. Por medio de esta tabla, Mendeléiev predijo
que se iban a descubrir elementos desconocidos para
llenar los vacíos de la tabla y cuando se encontraron,
los científicos advirtieron que se comportaban tal como
Mendeléiev había predicho.
QUÍMICA
Tabla periódica de los
elementos Capitulo
arco Teórico
M
Juegos de ingenio
Tener en cuenta:
II. PARENTESCO
JUEGOS DE INGENIO
Estrategias
basadas en la
muchas formas de
llegar a una
conclusión
final
Juegos con cerillas
6

Ejemplo:
6,9 39,1
P.A.(Na)
2

Ÿ P.A. (Na) = 23 uma
2. Begruyer de chancourtois (1862)
Científico francés que dispusó a los elementos,
siguiendo el orden de sus pesos atómicos, sobre una
curva helicoidal en el espacio, de modo que los pe-
sos atómicos en las sucesivas vueltas difieren en 16.
3. Ley de las octavas de John A. Newlands
(1864)
Newlands (inglés) colocó los elementos descubier-
tos (cerca de 62) en orden creciente respecto a su
peso atómico. Agrupo los elementos de siete en
siete, de tal manera que el octavo tenía propiedades
similares al primero (octavas).
4. Tabla periódica de Dimitri Ivanovich Men-
deléiev (1872) ruso
Los primeros trabajos de Mendeléiev datan de
1860 y sus conclusiones fueron leídas en 1869 en
la sociedad química rusa. Los 62 elementos los or-
denó basándose principalmente en las propiedades
químicas de los elementos, para lo que los comenzó
a ordenar en forma creciente respecto de sus pesos
atómicos. Es considerado padre de la tabla periódica
porque fue el primero en proponer un modelo en
filas (series) y en columnas (grupos).
Su «tabla corta» está dividida en ocho columnas o
grupos, y el orden de cada grupo indica la máxima
valencia del elemento para formar óxidos o hidru-
ros. Asimismo, su tabla está conformada por doce
filas o series, que forman parte, a su vez, de siete
periodos.
El inglés Lothar Meyer, en cambio, organizó los ele-
mentos químicos basándose en las propiedades físi-
cas de los elementos, por ello los ordenó de acuerdo
con su volumen atómico.
4. L. Meyer (1979)
Un libro de texto de Meyer publicado en 1864
incluía una versión abreviada de una tabla
periódica para clasificar los elementos. La tabla
comprendía la mitad de los elementos conocidos
organizados en orden a su masa atómica y
mostraba una periodicidad en función de ésta.
En 1868, Meyer construyó una tabla extendida
que entregó a un colega para su evaluación.
Desgraciadamente para Meyer, la tabla de
Mendeléiev se publicó en 1869, un año antes de
que apareciera la de Meyer.
5. Tabla periódica moderna (Moseley (1914)
– Werner (1915)
• Experimentando con rayos x, en 1914, el in-
glés Henry Moseley estableció que los números
atómicos son la clave para las relaciones
periódicas de los elementos.
• Estableció la ley periódica moderna: «las
propiedades de los elementos son funciones
periódicas de su número atómica (Z)».
• La tabla periódica moderna fue reestructurada
por Alfred Werner (1915) al crear una tabla lar-
ga para agrupar a los elementos en orden cre-
ciente y sucesivo, respecto al número atómico
(Z).
6. Alfred Werner (1915)
Diseñó la tabla periódica actual, quien tomó como
base la “ley periódica de H. Moseley”.
Ventajas de la tabla de Mendeléiev
Tuvo en cuenta elementos desconocidos, por ello,
dejaba espacios en blanco y predecía con exacti-
tud apreciable las propiedades físicas y químicas de
aquellos.
Ejemplos:
Según Mendeléiev Nombre actual
44 EKA - BORO: Eb Escandio
68 EKA - ALUMINIO: Ea Galio
72 EKA - SILICIO: Es Germanio
100 EKA - MAGNESIO: Em Tecnecio
37
QUÍMICA

hora hazlo tú !!
A
1
2
3
4
1
2
3
4
El grupo VIA de la tabla periódica actual se deno-
mina: UNALM – 2007-I
a)Alcalino
b)Anfígeno
c)Boroide
d)Halógeno
e)Gas nobles
El grupo IIA de la tabla periódica actual (T.P.A)
se denomina.
a)Terreos
b)Carbonoide
c)Gas noble
d)Alcalino terreo
e)Nitrogenoide
Señala un elemento alcalino terreos:
a)Na
b)Ca
c)Fe
d)Al
e)Cr
Es considerado como el padre de los símbolos
químicos:
a)Moseley
b)Werner
c)Berzelius
d)Proust
e)Newland
En uno de los grupos hay un elemento extraño.
a)Rn, Kr, He
b)Mg, Fr, Sr
c)Fe, Co, Ni
d)Cu, Ag, Mg
e)N, P, As
Identifica el elemento que no es halógeno.
UNALM – 2013-II
a)Cl2
b)Br2
c)F2
d)I2
e)O2
Es considerado como el padre de la tabla periódica.
a)Werner
b)Mendeleleiev
c)Moseley
d)Dobereiner
e)Proust
En uno de los grupos hay un elemento extraño.
a)Be, Mg, Ra
b)K, Cs, Li
c)At, F, Br
d)Ca, Si, Ge
e)N, P, As
QUÍMICA

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igamos practicando
S
01
02
03
04
05
06
Los elementos en la tabla periódica actual se orde-
nan de acuerdo a ________.
a)la masa atómica
b)el volumen atómico
c)la configuración en estado excitado
d)su carga nuclear
e)su nube electrónica
Señala la proposición correcta respecto a la T.P.A.:
a)En el grupo IIA se encuentran los elementos Li,
Na, K.
b)En el grupo IA se encuentran los elementos Mg,
Ca, Ba.
c)Los gases nobles se encuentran en la columna 17
d)Los halógenos se ubican en el grupo VIIA.
e) Hay más no metales que metales.
Señala la alternativa que contiene a un metal, un no
metal y un metaloide.
a)Ca, S, P
b)Na, Cl, Sb
c)Si, N, Sb
d)Hg, O, Pb
e)As, Ge, Te
¿A qué familia pertenecen los elementos: magnesio,
bario, calcio y berilio?
a)Calcógeno
b)Alcalino
c)Boroide
d)Nitrogenoide
e)Alcalino térreos
Señale la alternativa que contiene a un metal, un no
metal y un gas noble.
a)Na, K, Ca
b)F, Cl, Br
c)He, Ne, Ar
d)Fe, S, He
e)C, H, O
Aluminio: Térreo
a)Calcio: Nitrogenoide
b)Potasio: Calcógeno
c)Fósforo: Halógeno
d)Hierro: Ferromagnético
e)Cloro: Alcalino
39
QUÍMICA

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07 08
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La tabla periódica actual contiene ________
columnas.
a)10
b)16
c)8
d)7
e)18
La ley periódica moderna de los elementos fue
propuesta por _________.
a)Werner
b)Raneth
c)Mendeléiev
d)Moseley
e)Thomson
1. Los estudios de Moseley se basaron en sus investi-
gaciones con los rayos _______.
a)Gamma b)Alfa c)Beta
d)X e)Catódicos
2. El ordenamiento de Dobereiner se basó en
_______.
a)número atómico b)aproximaciones
c)masa atómica d)carga nuclear
e)número electrónico
3. La ley de tríadas fue enunciada por _________.
a)Newlands b)Mendeléiev
c)Moseley d)Dobereiner
e)Meyer
4. Es un alcalino térreo.
a)Na b)S c)Mg
d)H e)Kr
5. El Sn pertenece a la familia de los _________.
a)gases nobles b)alcalinos térreos
c)boroides d)carbonoides
e)nitrogenoides
6. ¿Qué relación es incorrecta?
a) Dobereiner: Ley de triadas
b) Newland: Ley de octavas
c) Mendeléiev: Ley periódica con pesos atómicos
d) Chancourtois: Ley periódica con tamaños ató-
micos
e) Moseley: Ley periódica con números atómicos
7. Indica lo incorrecto respecto a las Octavas de
Newland.
a) Era un ordenamiento en base al peso atómico.
b) Las propiedades químicas de los elementos que
formaban una «octava» eran diferentes.
c) Los grupos eran de ocho elementos.
d) Las propiedades físicas eran similares.
e) Los grupos eran de siete elementos.
8. Cu, Ag, Au constituyen:
a) Metales puente
b) Metales de transición interna
c) Metales de acuñación
d) Metales ligeros
e) Metales representativos
QUÍMICA

area para la Casa
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Nivel Avanzado
9. El elemento de la familia de los metales alcalinos
con menor número atómico es ________.
a)H b)Li c)Rb
d)Na e)K
10. El ordenamiento helicoidal, o también llamado
caracol telúrico, fue propuesto por ___________.
a)Thomson b)Dobereiner
c)Chancourtois d)Dubois
e)Dobuis
11. Respecto a los inicios de la clasificación periódica
no se puede afirmar:
a) Las triadas de Dobereiner respeta una relación
de pesos atómicos.
b) Newlands agrupa a los elementos en serie de a 7.
c) La tabla de Mendeléiev se basa en el orden cre-
ciente de sus números atómicos.
d)El Li, Na, K, forman una triada de Dobereiner.
e) Newlands agrupa en orden creciente de sus pe-
sos atómicos.
12. En relación a la tabla periódica actual, indique lo
incorrecto:
a) Es llamada tabla periódica larga.
b) Tiene 7 periodos.
c) Tiene 18 grupos.
d) Contiene más de 100 elementos
e) Ordena a los elementos en base a su carga nu-
clear creciente.
1. El litio se encuentra en el mismo grupo del _______.
a)Sn b)S c)Ne
d)Na e)Ca
2. La ley de octavas fue propuesta por __________.
a)Newlands
b)Mendeleiev
c)Moseley
d)Meyer
e)Chancourtois
3. Una «octava» poseía en su estructura _________
elementos.
a)4 b)7 c)5
d)8 e)6
4. Los ferromagnéticos pertenecen al grupo ______.
a)IB b)IIB c)VIIIB
d)VB e)VIB
5. Los calcógenos pertenecen al grupo:
a) VIA
b) IA
c) VA
d) IIA
e) IVA
41
QUÍMICA

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Capitulo
arco Teórico
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Ubicación de un
elemento en la tabla
periódica actual
1
• A diferenciar a los elementos de los grupos “A” y “B” de la tabla periódica.
• A resolver ejercicios utilizando las reglas para los periodos y grupos.
INDICA EL NÚMERO DE GRUPO ELEMENTO QUÍMICO
su exponente ubicación de
s
pertenece CE acaba en
p
su exponente +2
INDICA EL NÚMERO
DE GRUPO
GRUPO A GRUPO
CE acaba en
GRUPO B
PERIODO
se determina
por
MAYOR NIVEL
f
pertenece
GRUPO IIIB
d
pertenece
QUÍMICA
Ubicación de un
elemento en la T.P
.A. Capitulo
arco Teórico
M
Juegos de ingenio
Tener en cuenta:
II. PARENTESCO
JUEGOS DE INGENIO
Estrategias
basadas en la
muchas formas de
llegar a una
conclusión
final
Juegos con cerillas
7

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I. PERIODOS
Está dado por el mayor nivel energético (n).
Ejemplos:
Indique a qué periodo pertenecen.
1. Z = 7Ÿ CE : Periodo = 2
2. Z = 10 ŸCE :
3. Z = 20 Ÿ CE : Periodo = 3
4. Z = 25 Ÿ CE :
II. GRUPOS
Está determinado por los electrones del último nivel.
1. Grupo A: Elementos representativos
La configuración electrónica (CE) debe terminar en los subniveles “s” o “p”.
Ejemplos:
Indique a qué grupo pertenecen.
1. Z = 12 Ÿ
2. Z = 15Ÿ
3. Z = 17
4. Z = 20
5. Z = 33
6. Z = 36
4s2
4s2
1s2
2s2
2p6
Ÿ n = 2 Ÿ Periodo = 2
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d5
Ÿ n = 4 Ÿ Periodo = 4
Ÿ 1s2
2s2
2p6
3s2
3p5
e-
s
de nivel mayor = 7
Grupo VII A
Ÿ 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
e-
s
de nivel mayor = 2
Grupo VII A
Ÿ 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d10
4p3
e-
s
de nivel mayor = 5
Grupo V A
Ÿ 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d10
4p6
e-
s
de nivel mayor = 8
Grupo VIII A
43
QUÍMICA

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En general:
2. Grupo B: Elementos de transición
La configuración electrónica (CE) termina en los subniveles “d” o “f”.
Se determina el grupo como la suma de los electrones del último nivel más los electrones del subnivel
incompleto.
Ejemplos:
Indique a qué grupo pertenecen.
1. Z = 23 Ÿ
2. Z = 25
3. Z = 26
En general:
Nombres
Metales alcalino
Metales alcalinotérreos
Térreos
Carbonoides
Nitrogenoides
AnfígenosoCalcógenos
Halógenos
Gases nobles
Ÿ 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d5
Grupo VII B
+
=7
Ÿ 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d6
Grupo VIII B
+
=8
QUÍMICA

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1. Determine el grupo y el periodo a los que
pertenece un elemento cuyo átomo neutro
presenta la siguiente distribución electrónica:
1s2
2s2
2p6
3s2
3p4
Resolución:
Sabemos por dato:
Ÿ Periodo: 3.º
Grupo : VIA
Rpta.: 3.º y VIA
2. Halle el número atómico de un elemento cuyo
ión con carga relativa de +3 es isoelectrónico con
un alcalinotérreo del cuarto periodo.
Resolución:
Dato:
ZX3+
Ÿ#e–
= Z – 3 ...... (α)
* Alcalinotérreo del 4.º periodo:
CE : ...... 4s2
Ÿ Z’ = 20
#e–
= 20
* Igualamos (α) y (β) : isoelectrónicos
Z – 3 = 20
? Z = 23
Rpta.: 23
3. Un elemento pertenece a la familia de los
anfígenos y al 5.º periodo. ¿Cuántos electrones
tiene cuando esta ionizado como anión de carga
–2?
Resolución:
Como es anfígeno:
Ÿ CE : ... ns2
np4
Como pertenece al 5.º periodo:
CE : [Kr]5s2
4d10
5p4
Ÿ # e–
= 52
Luego, ionizado con carga –2:
? # e–
= 52 + 2 = 54
Rpta.: 54
CE : 1s2
2s2
2p6
3s
2
3p
4
Capa
valencia
n=3
+=6
45
QUÍMICA

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hora hazlo tú !!
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3
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La CE de un elemento es:
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s1
entonces pertenece al grupo:
La CE de un elemento es:
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d10
4p3
Si la CE de un elemento es:
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d10
entonces pertenece al periodo:
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d10
4p6
5s1
Indique la alternativa correcta.
A)Si la CE termina en 5s2
, entonces pertenece al
grupo IA.
B) Si la CE termina en 6s1
grupo IIA.
C) Si la CE termina en 3p2
grupo IIIA.
D)Si la CE termina en 6p4
grupo VIA.
E) Si la CE termina en 5d3
grupo IIIB.
1s2
2s2
2p6
3s2
3p4
entonces pertenece al periodo:
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d5
Relacione correctamente:
I. IA a.CE: ... 3p4
II. VIA b.CE: ... 4s1
III. VB c.CE: ... 3d10
IV. IIB d.CE: ... 4d3
QUÍMICA

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igamos practicando
S
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05
06
Un elemento químico “X” cuyo número atómico
es 38 se ubica en el periodo:
Para un elemento cuyo número atómico es 20,
podemos afirmar que pertenece al periodo:
Marca falso (F) o verdadero (V), según correspon-
da.
* Moseley da la ley Periódica.
( )
* Werner diagrama la TPA. ( )
* Newlands ordena los elementos
de 3 en 3. ( )
* Las tierras raras o elementos de
transición interna terminan su
configuración de “f”. ( )
Si la configuración electrónica de un elemento ter-
mina en el orbital 4p3
, calcula el periodo al cual
pertenece.
Un futuro cachimbo al estar estudiando la tabla
periódica observa detenidamente a un elemento
que le falta como dato su número atómico, enton-
ces decide que el profesor la calcule realizando la
siguiente pregunta. ¿Profesor podría Ud. calcular
el número atómico de un elemento que se en-
cuentra en el quinto periodo y en el grupo VIIA?
Si la CE de un elemento termina en 3d2
, enton-
ces su grupo y periodo al cual pertenece es:
47
QUÍMICA

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C
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07 08
E
5. Un anión trinegativo de un elemento X tiene en su
estructura atómica 43 electrones. Calcula a qué gru-
po de la tabla periódica pertenece el elemento.
a) IIB
d) IIIB
c) IB
d) VIIB
e) VIB
6. Si un elemento posee la siguiente distribución elec-
trónica [Ar]4s13d10. ¿A qué grupo pertenece y qué
tipo de elemento es?
a) IIA; representativo
d) IIB; transición
c) IA; transición
d) IB; transición
e) IA; alcalino
7. Si el átomo X tiene 10 protones, determina a qué
grupo y periodo pertenece dicho átomo.
a) 3º; VIIIA d) 1º; VIIA
b) 2º; VIIIA e) 2º; VIA
c) 3º; VIA
* Indica el estado natural de:
1. Azufre, oro y cobre.
2. Oxígeno, carbono y hierro.
3. Flúor, bromo y plata.
4. Helio, agua y cromo.
___________________________________
___________________________________
___________________________________
___________________________________
Si un catión divalente tiene en su estructura atómi-
ca 48 electrones, ¿en qué grupo de la tabla periódi-
ca se encuentra el elemento que dio origen a dicho
catión?
Determina el número atómico del átomo de un
elemento que es de la familia del Ni y cuyo
periodo es 5.
QUÍMICA

area para la Casa
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Nivel Avanzado
8. Obtén el número atómico de un elemento calcógeno
del periodo 4.
a) 29 d) 34
b) 16 e) 32
c) 52
9. Un elemento tiene la siguiente notación Ta .¿A
qué periodo o grupo pertenece en la tabla periódica?
a) 5; VB
b) 6; VA
c) 6; VB
d) 5; VA
e) 6; IIIA
81
10. Se observa que un elemento tiene en su átomo más de
25electronesperomenosde33electrones.Sipertenece
al grupo IIB, determina a qué periodo pertenece el
elemento.
a) Cuarto
b) Tercero
c) Quinto
d) Primero
e) Sexto
1. Halle su ubicación en la tabla, del xenón con Z =
54.
A)5.º periodo, IVA
B) 4.º periodo, IIA
C) 5.º periodo, VIA
D)4.º periodo, IA
E) 5.º periodo, VIIIA
2. ¿A qué periodo y grupo pertenece
65
30
Zn ?
A)4.º, IB B) 4.º, IIB C) 4.º, IA
D)4.º, IIA E) 4.º, VIIIB
3. ¿A qué periodo y grupo pertenece 24
12
Mg ?
A)3.er
, IA B) 3.er
, IIA C) 3.er
, VIIIA
D)4.º, IIB E) 3.er
, IIB
4. ¿A qué periodo y grupo pertenece 23
11
Na ?
A)3.er
, IA B) 3.er
, IIA C) 5.º, IIA
D)4.º, IA E) 4.º, VIIB
5. Un elemento posee un valor de un número atómico
igual a 35, luego el periodo y el grupo en el cual se
encuentra el elemento es:
A)3.er
y VIIA B) 4.º y VA C) 3.er
y VA
D)4.º y VIIA E) 5.º y VIIA
49
QUÍMICA

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Capitulo
arco Teórico
M
Enlace químico -
enlace iónico 2
• A comprender los factores que intervienen en la formación de un enlace.
• A representar con diagramas de Lewis los enlaces químicos.
• A reconocer las propiedades físicas y químicas de un enlace iónico.
• A reconocer un enlace iónico por medio de sus electronegatividades.
Es el conjunto de fuerzas que mantienen unidos a los
átomos, iones o moléculas con la finalidad de formar
agrupaciones estables.
La formación de un enlace químico implica la pérdida
de energía, debido a que los átomos pasan de un estado
de alta energía a otro de baja energía, logrando así su
estabilidad.
La energía que se emite se denomina energía de enlace y
la energía necesaria para romper un enlace se denomina
energía de disociación.
Donde:
Energía Energía
de enlace de disociación
QUÍMICA
Enlace químico -
enlace iónico Capitulo
arco Teórico
M
Juegos de ingenio
Tener en cuenta:
II. PARENTESCO
JUEGOS DE INGENIO
Estrategias
basadas en la
muchas formas de
llegar a una
conclusión
final
Juegos con cerillas
8

Factores que influyen en el enlace químico
1. Electronegatividad (EN)
Es aquella fuerza que tienen los átomos para atraer electrones que
participan en la formación de un enlace químico.
Es una propiedad periódica de los elementos cuyo valor varía,
según la ubicación en la tabla periódica.
Una de las principales escalas es la de Pauling, donde utiliza
números desde 0,7 a 4.
Según en la T.P.A.:
a. en los períodos la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha.
b. en los grupos de electronegatividad aumenta de abajo hacia arriba.
c. los no metales tiene mayor electronegatividad que los metales.
2. Electrones de valencia
Son los electrones que se hallan en el último nivel de energía de los átomos, éstos participan activamente en
los enlaces químicos.
El químico estadounidense Gilbert Lewis ideó una representación de estos electrones mediante puntos o aspas
los cuales se colocan alrededor del símbolo de los elementos representativos (grupo A).
Ejemplos:
51
QUÍMICA

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3. Regla del octeto
En 1996 Walter Kassel, constató que todos los gases nobles, con excepción del helio, tenían 8 electrones en su
última capa y sugirió que esta característica era la responsable de la estabilidad de los gases nobles.
Se trata que los elementos para formar compuestos, ganando, perdiendo o compartiendo electrones deben
alcanzar configuraciones estables similares a los gases nobles, es decir, tratando de obtener 8 electrones en su
último nivel de energía (octeto).
Ejemplo: para el oxígeno y magnesio.
Sin embargo, en la práctica existen casos donde no se cumple la regla del octeto como el caso del hidrógeno (H),
berilio (Be) y boro (B).
Enlace iónico
El enlace iónico es la fuerza de atracción electrostática que mantiene unidos a iones positivos (catión) y negativos
(anión). Es aquel tipo de enlace que se produce por la transferencia de electrones entre átomos muy electronegativos
con átomos poco electronegativos; generalmente entre un metal y un no metal, donde la diferencia de electronegati-
vidad (EN) es elevado.
EN 1,7
' t
ΔEN: diferencia de electronegatividad
Ejemplo 1: Cloruro de sodio (NaCl).
Usando el diagrama de Lewis:
QUÍMICA

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Ejemplo 2: Óxido de calcio (CaO).
Ejercicio
Representa la formación de iones usando el diagrama de Lewis para:
a) KBr b) LiF c) CaCl2
Propiedades de los compuestos iónicos
1.º Son sólidos a temperatura ambiente.
2.º La atracción entre iones se realiza en todas las direcciones, por lo tanto, no forman moléculas sino inmensas
redes cristalinas de forma geométrica.
3.º Tienen altos punto de fusión y ebullición.
4.º Son solubles en agua.
5.º Son buenos conductores de la electricidad, cuando están disueltos en agua.
6.º Son duros pero frágiles.
1RWD
= Cl-
ion = Na+
- ion
No son compuestos iónicos: BeCl2
, HF , AlCl3
... entre
otros
Ejemplo: HF
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QUÍMICA

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1
hora hazlo tú !!
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2
3
4
1
2
3
4
Indica verdadero (V) o falso (F) con respecto a las
propiedades de los compuestos iónicos.
( ) Tienen punto de fusión alto.
( ) En estado sólido son buenos conductores de
la corriente.
Indica verdadero (V) o falso (F) con respecto a
las propiedades de los compuestos iónicos.
( ) Se disuelven en solventes polares como el
agua.
( ) Son duros y quebradizos.
Según el cuadro:
Elemento Ca Cl O Na Li F
EN 1 3,0 3,4 0,9 1.2 4,0
señala el compuesto donde existe enlace iónico.
Indica la notación de Lewis para 16
S.
Realiza el diagrama de Lewis para el compuesto
iónico NaCl(cloruro de sodio).
Datos: Na IA, Cl VIIA
Según el cuadro:
Elemento C Cl H K O N
EN 2,5 3,0 2,1 0,8 3,5 3,0
señala el compuesto donde existe enlace iónico.
Indica la notación de Lewis para 11
E.
Halla el diagrama de Lewis para el compuesto
iónico NaBr(bromuro de sodio).
Datos: Na IA, Br VIIA
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igamos practicando
S
01
02
03
04
05
06
Determina los electrones de valencia del 37
Rb.
Determina los electrones de valencia del 33
As. ¿En qué termina la CE de un elemento que se en-
cuentra en el 5° nivel y cuya notación Lewis es
E ?
Desarrolla la representación Lewis del argón
(Z = 18).
¿En qupe termina la CE de un elemento que se en-
cuentra en el 4° nivel y cuya notación Lewis es E ?
Desarrolla la representación Lewis del nitrógeno
(Z = 7)
55
QUÍMICA

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07 08
E
1. Completa los espacios en blanco.
Elenlaceiónicoestambiénllamado____________,
se produce por una ____________ de electrones,
generalmente entre un ____________ y un
____________.
2. Con respecto al enlace iónico, indica verdadero
(V) o falso (F) según corresponda.
( ) Se forman si la ΔEN es mayor o igual a 1,7.
( ) La fuerza de atracción entre sus iones es de
origen electrostático.
( ) El metal cede electrones.
( ) El no metal gana electrones.
A)VVVV B) FFVV C) FFFV
D)VVVF E) VVFF
3. Realice el diagrama de Lewis para el:
Ca (Z = 20)
A) Ca B) Ca C) Ca
D) Ca E) N.A.
4. Indica el diagrama de Lewis para el compuesto
iónico MgO.
Datos: Mg → IIA, O → VIA
A)Mg+2
[O]–2
B) Mg+2
[ O×
×
]–2
C) Mg–2
[Cl]+2
D) Mg+2
[ Cl×
]–1
E) A y C
5. Un elemento presenta el siguiente diagrama de
Lewis E
××
×
×
×
, entonces son correctas:
I. su número atómico es 5.
II. pertenece al grupo VA.
III. es un nitrogenoide.
IV.tiene dos electrones de valencia.
A)I y II B) II y IV C) II y III
D)III y IV E) I y IV
6. Hallar los electrones de valencia para:
A)8 B) 3 C) 6
D)5 E) 1
7. Hallar el diagrama de Lewis para el compuesto
iónico MgCl2
.
Datos: Mg(Z = 12), Cl(Z = 17)
A)Mg+1
[Cl]–1
B) Mg+2 [ Cl×
]
2
–1
C) Mg–2
[ Cl×
]+2
D) Mg–2
[Cl]–1
E) [ Mg ]+2
Cl–2
Nivel Avanzado
8. Un elemento presenta dos isótopos cuyos números
de masa suman 121 y en total posee 85 neutrones,
¿cuál es la representación de Lewis del elemento?
A) E B) E C) E
D) E E) E
R7x
21+2x
2x
Si el número de masa de un átomo es 80 y su núme-
ro de neutrones es 45, ¿cuántos electrones de va-
lencia tiene?
Se da los 4NC (3, 1, +1, –1/2) para un último elec-
trón de un átomo, determina la cantidad de elec-
trones de valencia.
QUÍMICA

area para la Casa
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9. Un elemento químico X del cuarto período y
grupo IA se une con otro elemento químico Y del
tercer período y grupo VIA. ¿Cuál es la posible
fórmula del compuesto?
A)XY2
B) X2
Y C) X3
Y2
D)XY3
E) X2
Y3
1. Realice el diagrama de Lewis para el CaO.
Dato: Ca IIA; O VIA
A)Ca+2
[O]–2
B) [ Ca ]–2
O+2
C) Ca+2
[ O×
×
]–2
D) Ca–1
[ O ]+2
E) N.A.
2. Diga qué pareja es incorrecta.
A)alcalino: 1e–
valencia
B) halógeno: 7 electrones de valencia
C) térreo: 3 electrones de valencia
D)anfígeno: 5 electrones de valencia
E) alcalino térreo: 2 electrones de valencia
3. Un elemento del tercer período tiene el siguiente
diagrama de Lewis E , hallar su número atómico
(Z).
A)12 B) 18 C) 14
D)20 E) 16
4. Un catión divalente presenta 10 electrones, ¿cuál
es el diagrama de Lewis del átomo neutro?
A) X B) X C) X
D) X E) X
5. El átomo de un elemento presenta 3 orbitales
llenos en la capa N. ¿Cuál será su diagrama de
Lewis?
A) E B) E C) E
D)E E) E
10. Para un elemento que pertenece al cuarto período
que presenta 45 neutrones y 80 como número de
masa. ¿Cuál será su diagrama de Lewis?
A) E B) E C) E
D) E E) E
57
QUÍMICA

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Capitulo
arco Teórico
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Enlace covalente
3
• A conocer y diferenciar los tipos de enlace covalente.
• A representar la estructura de una molécula.
QUÍMICA
Enlace covalente
Capitulo
arco Teórico
M
Juegos de ingenio
Tener en cuenta:
II. PARENTESCO
JUEGOS DE INGENIO
Estrategias
basadas en la
muchas formas de
llegar a una
conclusión
final
Juegos con cerillas
9

CONCEPTO
Es aquel tipo de enlace que se forma mediante la compartición de dos o más pares de electrones generalmente entre
átomos que tienen una diferencia de electronegatividad bajas y son no metálicos.
Generalmente se cumple:
0 EN 1,7
d '
Ejemplo:
Clasificación de los enlaces covalentes:
A. Según el # de e–
aportados al enlace
1. Enlace covalente normal:
Es cuando ambos átomos aportan un electrón al enlace, estos enlaces pueden ser:
1.1.- Enlace covalente simple
Tiene un solo par enlazante.
Ejemplos:
1.2.- Enlace covalente doble
Tiene dos pares enlazantes.
Ejemplos:
1.3.- Enlace covalente triple
Tiene tres pares enlazantes.
Ejemplo:
59
QUÍMICA

2. Enlace covalente coordinado:
En el enlace covalente coordinado o dativo sólo uno de los átomos es el que aporta el par de electrones que
ambos átomos compartirán.
Este átomo, el cual suministra el par electrónico se llama donador, y el átomo hacia el cual se traslada este par
se llama aceptor.
Ejemplos:
a) SO2
(dióxido de azufre) :
b) SO3
(trióxido de azufre) :
c) O3
(ozono) :
d) H2
SO4
(ácido sulfúrico) :
B. Según la polaridad
1. Enlace covalente puro o apolar
Es aquel tipo de enlace cuando los átomos que se enlazan tienen la misma electronegatividad y el par enlazante
se comparte por igual entre estos átomos. Ocurre cuando los átomos son del mismo elemento.
Ejemplo:
i) Cl2
ii) H2
iii) F2
iv) O2
1RWD
Usando puntos y aspas es fácil determinar el enla-
ce covalente coordinado, usando rayas este enlace
se representa con: →.
O
. .
. .
. . O
xx
xx
x
x
O
. .
. .
. .
O
..
..
.. .
O
..
..
. .
S
..
..
. .
H
.
H.
QUÍMICA

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2. Enlace covalente polar
Es el más abundante y frecuente. Se forma cuando los átomos presentan diferentes electronegatividades y la
diferencia entre éstas es baja.
En este caso el par de electrones se comparte en forma desigual porque el átomo de más electronegatividad
lo atrae un poco más hacia su lado.
Ejemplo:
i) HCl
ii) H2
O
Según el tipo de enlace
1. Tipo sigma (σ)
Se presenta para los enlaces simples.
Ejemplo:
61
QUÍMICA

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2. Tipo pi (π)
Se presenta para dobles y triples enlaces.
Ejemplo:
Propiedades de los compuestos covalentes:
1.º A temperatura normal son sólidos, como el azúcar de caña (C12
H22
O11
) y el yodo (I2
).
Líquidos: como el agua (H2
O), el etanol (CH3
– CH2
OH), entre otros.
Gases: como el oxígeno (O2
) y el nitrógeno (N2
), principales componentes del aire; el CO2
y CO (gases tóxicos).
2.º Poseen generalmente bajo punto de fusión y ebullición.
3.º Generalmente son insolubles en agua pero solubles en disolventes no polares como el benceno (C6
H6
).
4.º No resisten elevadas temperaturas. Son blandos.
5.º Son malos conductores de calor y la corriente.
1. Determinar cuáles de las siguientes sustancias son
compuestos covalentes:
I. LiBr II. HCl III.CO
Electronegatividades:
Li = 1,0; H = 2,1; C = 2,5; Cl = 3,0; O = 3,5; Br = 2,8
A)II y III B) II C) III
D)I y III E) I
Resolución:
Por diferencia de electronegatividades:
I. LiBr Ÿ ΔEN= EN(Br) – EN(Li) = 2,8 – 1,0 =
1,8 Ÿ ΔEN ≥ 1,7
II. HClŸ ΔEN= 3,0 – 2,1 = 0,9ŸΔEN 1,7
III. CO Ÿ ΔEN= 3,5 – 2,5 = 1,0 Ÿ
ΔEN 1,7
?son covalentes si ΔE 1,7
Rpta.: HCl y CO II y III
2. Señale el número de enlaces sigma (σ) y pi (π) en
la siguiente molécula:
A)15 y 4 B) 16 y 5 C) 12 y 3
D)14 y 4 E) 16 y 4
Resolución:
Ÿ hay 15 sigma (σ) y 4 pi (π)
Rpta.: 15 y 4
3. El # de electrones libres y enlazados en la siguiente
molécula H2
SO4
es:
A)20 y 6 B) 10 y 10 C) 20 y 12
D)10 y 12 E) 10 y 6
Resolución:
Ÿ hay 20 es
–
libres y 12 es
–
enlazantes.
Rpta.: 20 y 12
QUÍMICA

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hora hazlo tú !!
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1
2
3
4
Indica verdadero (V) o falso (F) para los compues-
tos covalentes.
( ) A temperatura ambiente son sólidos, líquidos
y gases.
( ) Su punto de fusión es bajo.
( ) Son buenos conductores de la corriente.
( ) Generalmente su 'EN 1,7.
Enunenlacecovalenteapolarladiferenciadeelec-
tronegatividad es igual a: ________________.
¿Cuántos enlaces sigmas y S hay respectiva-
mente, en la molécula del tulueno?
Hallar el número de V y S para las moléculas.
Realice el diagrama de Lewis para el H2
O (agua).
Indica verdadero (V) o falso (F) en la siguiente
molécula:
O = C = O
( ) hay 2 enlaces pi(S).
( ) hay 8 e–
libres.
( ) hay 2 enlaces dobles.
Hallar el número de V y S para las moléculas.
H
H
O
C C C
Realice el diagrama de Lewis para el H2
SO4 (ácido
sulfúrico).
S H
H
O
O
O
O
CH3
63
QUÍMICA

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igamos practicando
S
01
02
03
04
05
06
De acuerdo a la ubicación de los elementos A,
B, X, E y D en la tabla periódica actual, señala la
proposición correcta.
A
B X E D
De acuerdo a la ubicación de los elementos A, B,
X, Y, E y D en la tabla periódica actual, señala la
proposición correcta.
C
A B
Y
E
D X
Indica la cantidad de enlaces (V) y (S) que hay en
el siguiente compuesto:
CH2
CH2
CH2
CH CH
C
El acetileno (C2
H2
) presenta enlace __________
entre carbono e hidrógeno.
Indica la cantidad de enlaces (V) y (S) que hay en
el siguiente compuesto:
La molécula del cloro (Cl2
) presenta enlace
__________.
QUÍMICA

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07 08
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Nivel Básico
Nivel Intermedio
Nivel Avanzado
1. Señala la pareja de moléculas polares.
A)H2
y O2
B) H2
O y HCl C) O2
y H2
O
D)N2
y NH3
E) H2
O y NaCl
2. Con la ayuda del cuadro.
EN 2,5 3,5 2,1 3,0 2,4 2,8 2,1
Elemento S O H Cl C Br P
Indique las moléculas polares.
A)SO2
y HCl B) Br2
C) O2
D)PH3
E) Todas
3. Con la ayuda del siguiente cuadro indica el número
de compuestos que tienen enlace covalente.
Elemento Cl H O Na Ca P
EN 3,0 2,1 3,5 0,9 1,0 2,1
I. HCl II. H2
O III.CaO
IV.Na2
O V. PH3
A)I, II y IV B) I, II y V C) V, II y IV
D)I, II y III E) III y II
4. ¿Qué tipo de enlace se produce en el PH3
(fosfina)?
Dato: EN (P) = 2,1
EN (H) = 2,1
A)iónico B) electrovalente
C) polar D) apolar
E) A y B
5. Realice el diagrama de Lewis de HCl.
H Cl
A) H – Cl B) H = Cl C) H – Cl×
×
×
×
×
×
D)Cl = H E) A y B
6. En la siguiente estructura de Lewis del SO2
.
S
××
O O
Indica el número de enlaces polar, apolar y dativo.
A)2; 2; 1 B) 2; 0; 1 C) 1; 1; 2
D)0; 1; 1 E) 2; 1; 0
7. Determinar el número de pares enlazantes y los
electrones libres de la molécula del propano (C3
H8
).
A)14 y 2 B) 12 y 2 C) 10 y 0
D)15 y 2 E) 2 y 10
8. En la estructura de Lewis del HNO3
:
H – O – N = O
O
indicar el número de enlaces polar, apolar y dativo.
A)4; 1; 0 B) 4; 0; 1 C) 3; 1; 1
D)2; 2; 3 E) 4; 0; 0
Determina la valencia del azufre en la siguiente
molécula.
S H
H
O
O
O
O
Determina los pares libres de electrones en la
siguiente molécula:
C O
O
65
QUÍMICA

area para la Casa
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9. Diseñar la estructura de Lewis para H3
PO4
e indicar
el número de pares enlazantes.
A)6 B) 7 C) 10
D)12 E) 5
1. Las siguientes moléculas presentan enlace
covalente.
Cl
×
×
×
×
×
× Cl
H – O – H
×
×
×
×
H – C – H
H
H
A)polar, polar, polar B) apolar, polar, polar
C) apolar, polar, apolar D) apolar, apolar, polar
E) A y C
2. Relacionar cada compuesto con el tipo de enlace.
I. KCl ( ) Covalente polar
II. I2
( ) Iónico
III.NH3
( ) Covalente apolar
A)I, II y III B) III, II y I C) III, I y II
D)II, I, III E) II, III, I
3. ¿Cuántos enlaces sigma y S tiene la siguiente
molécula?
C – C
O O
N – C C – N
A)5 y 10 B) 7 y 6 C) 6 y 6
D)7 y 8 E) 5 y 7
4. Indicar los pares enlazantes y electrones libre de
SO3
.
#P.E = _______________________________
#e–
libres = ___________________________
A)10 y 16 B) 4 y 16 C) 10 y 10
D)16 y 12 E) 6 y 12
5. Realice el diagrama de Lewis del H2
SO3
e indique
los pares enlazantes y electrones libres.
A) 6 y 8 B) 16 y 13 C) 5 y 16
D)5 y 7 E) 5 y 20
10. Diseñar la estructura de Lewis del Cl2
O3
e indicar
el número de enlaces covalentes coordinados.
A)3 B) 2 C) 1
D)0 E) 4
QUÍMICA

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Capitulo
arco Teórico
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Nomenclatura
inorgánica 4
• A indicar el nombre de los diferentes compuestos y molècula.
• A identificar los estados de oxidación de los elementos quìmicos.
• A utilizar reglas para hallar estados de oxidación en los compuestos.
Dado que se conocen millones de compuestos, es
importante poder asociar los nombres y fórmulas
de manera sistematica. Las reglas para nombrar los
compuestos inorgánicos fueron formuladas en 1957
por el Comité de Nomenclatura Inorgánica de la
Internacional Union of Pure an Applied Chemistry
(IUPAC). Cabe resaltar que el concepto de los
números de oxidación es fundamental para nombrar
a los compuestos.
Función química
Es un conjunto de compuestos con propiedades
muy semejantes que se caracterizan por tener en su
estructura, todos ellos, un determinado número de
átomos agrupados en la misma forma. Este conjunto
recibe el nombre de grupo funcional, por lo cual,
tiene propiedades análogas.
Oxígeno
No metal Óxido ácido H2
O
H2
O
H2
O
Óxido básico
Sal
oxisal
Sal
HALOIDEA
Ácido
oxácido
Ácido
hidrácido
Hidróxido
Hidruro no
metálico
Hidruro
metálico
No metal
Metal
Metal
Hidrógeno
Hidruro
ácido
Hidruro
especial
+
+
+
+
+
+
+
Ÿ
Ÿ
Ÿ
Ÿ
Ÿ
Ÿ
Ÿ
Ÿ
Ÿ
+
+
67
QUÍMICA
Nomenclatura
inorgánica Capitulo
arco Teórico
M
Juegos de ingenio
Tener en cuenta:
II. PARENTESCO
JUEGOS DE INGENIO
Estrategias
basadas en la
muchas formas de
llegar a una
conclusión
final
Juegos con cerillas
10

Q
U
Í
M
I
C
A
Nomenclatura
Tipos:
a) Nomenclatura tradicional o clásica
Se nombra de acuerdo al EO del elemento:
(función química) prefijo (raíz del elemento) sufijo
Nº de EO Tipo de EO Prefijo Sufijo
1 Único –ico
2
Menor –oso
Mayor –ico
3
Menor Hipo– –oso
Intermedio –oso
Mayor –ico
4
Menor Hipo– –oso
Intermedio –oso
Intermedio –ico
Mayor Per– –ico
b) Nomenclatura stock
Según esta nomenclatura, se nombra la función
química seguida del nombre del elemento y, a
continuación, el número de oxidación del ele-
mento con números romanos entre paréntesis.
(función química) (elemento) (EO romanos)
c) Nomenclatura sistemática o IUPAC
Según la IUPAC (Unión Internacional de Quími-
ca Pura y Aplicada), las proporciones en que se
encuentran los elementos y el número de oxíge-
nos se indican mediante prefijos griegos.
prefijo (función química) prefijo (elemento)
1 2 3 4 5
Prefijo Mono Di Tri Tetra Penta...
Valencia
Es la capacidad de un átomo para enlezarse a otro. No
tiene signo (positivo; negativo).
Tipo de elemento Ejemplos
Nulivalentes 0 Gases nobles
Monovalentes 1 Metales alcalinos
Divalentes 2
Metales alcalinos
térreos
Trivalentes 3 Aluminio
Tetravalentes 4 Carbono
Estado de oxidación
Tambien llamado número de oxidación, es la carga
aparente que tiene un átomo en una especie química.
Indica el número de electrones que un átomo puede
ganar o perder al romperse el enlace en forma
heterolítica.
Es un número entero o fraccionario que tiene signo y,
también, puede ser cero.
Veamos:
Metales EO
Li, Na, K, Rb, Cs, Ag, NH4
1+
Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Cd, Zn 2+
Pb, Sn, Pt, Pd 2+, 4+
Al, Ga, Sc, In 3+
Cu, Hg 1+, 2+
Fe, Co, Ni 2+, 3+
Au 1+, 3+
No Metales EO
F 1–
Cl, Br, I 1–, 1+, 3+, 5+, 7+
S, Se, Te 2–, 2+, 4+, 6+
Sb, As 3–, 3+, 5+
N, P 3–, 1+, 3+, +5
C 4–, 2+, 4+
B 3–, 3+
Si 4+
N (óxidos neutros) 2+, 4+
Elementos anfóteros
Elemento Metal No metal
Manganeso 2+, 3+ 4+, 6+, 7+
Cromo (Cr) 2+, 3+ 3+, 6+
Vanadio (V) 2+, 3+ 4+, 5+
Bismuto (Bi) 3+ 5+
Reglas para determinar el estado de oxidación
1. El estado de oxidación de un átomo sin combi-
narse con otro elemento es cero; Cu
0
, Ag
0
, O
0
2, N
0
2
2. El estado de oxidación del hidrógeno es +1, en
hidruro metálico es –1.
3. El estado de oxidación del oxígeno es –2, excepto en pe-
róxidosdondees–1ycuandoestáunidoconelflour+2.
4. ElestadodeoxidacióndelgrupoIA,plata,es+1.Eles-
tadodeoxidacióndelgrupoIIA,zincycadmio,es+2.
5. En un compuesto neutro, la suma de los estados
de oxidación es igual a cero.
6. Los halógenos, cuando están unidos con un me-
tal, tienen estado de oxidación –1.
QUÍMICA

Los anfígenos, cuando están unidos con un metal,
tienen estado de oxidación –2.
7. En un oxanión la suma de los EO es igual a la carga
del ion.
Ejemplos:
1. +1 x –2
H2
SeO4
Ÿ+2 +x – 8 = 0
x = +6
2. x +1
C2
H6
Ÿ2x + 6 = 0 ox = –3
1. Indica los estados de oxidación de manganeso
(Mn) en los siguientes compuestos:
K2
MnO4
y MnCl2
Resolución
EO(K) = +1
EO(Cl) = –1
EO(O) = –2
¦(EO) = 0
K2
+1
Mn
x
O4
–2 2(+1) + x + 7(–2) = 0
x = +6
Cl2
–1
Mn
y y + 2(–1) = 0
y = +2
2. Calcula los estados de oxidación correspondientes
a los metales en los siguientes compuestos:
CH3
Cl y Ca(HCO3
)2
Resolución
–1
Cl
CH3
+1
x x + 1(3) – 1 = 0
x = –2
–2
Ca(HCO3
)2
+2 +1 y 2 + 1(2) +2y + –2(6) = 0
4 + 2y + (–12) = 0
y = 4
3. En cuál de las siguientes secuencias el carbono po-
see números de oxidación (valencias) –4, +2, +4,
respectivamente:
Resolución
EO(H) = +1 CH4
+1
y y + 4(+1) = 0
y = –4
EO(O) = –2
¦(EO) = 0
–2
2
H2
CO
+1 x 2(+1) + x +2(–2) = 0
x = +2
–2
3
H2
CO
+1 B 2(+1) + B +(–2)3 = 0
B = +4
3. Ca3
(PO4
)2
Ÿ +2 x –2
Ca3
P2
O8
Ÿ+6+2x–16=0
x = +5
4. x
P4
Ÿ 4x = 0 o x = 0
Nota: Generalmente: valencia = |EO|
69
QUÍMICA

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1
hora hazlo tú !!
A
2
3
4
1
2
3
4
Indica los estados de oxidación del cromo en los
siguientes compuestos:
KCrO4
y CrCl3
Indica los estados de oxidación de cloro (Cl) en
los siguientes compuestos:
HClO4
; HCl
Calcula el estado de oxidación de los no metales
en los siguientes compuestos: H3
PO4
; H3
BO3
Calcula el estado de oxidación de nitrógeno en el
siguiente ion: (NO)–1
.
Determina el estado de oxidación de oxígeno
en (O2
).
Determina los estados de oxidación de los no me-
tales en los siguientes compuestos: CH2
Cl2
y
NaHCO3
Determina el número de oxidación del carbono en
las siguientes especies químicas: CO
–2
2 ; CO
–2
3
Determina el estado de oxidación de hidrogeno en
(H2
).
QUÍMICA

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igamos practicando
S
01
02
03
04
05
06
Calcula el estado de oxidación de manganeso
(Mn) en el ion permanganato (MnO4
)–
.
Determina el estado de oxidación de oxígeno en
el ozono (O3
).
Determina el estado de oxidación del nitrógeno
en cada compuesto: HNO2
y HNO3
Calcula el estado de oxidación del oxígeno en
Ca(OH)2
Determina el número de oxidación del fósforo en
los siguientes compuestos: H3
PO4
; Pb(PO4
)4
Determina el numero de oxidación del azufre en
las siguientes especies químicas: SO
–2
3
; SO
–2
4
71
QUÍMICA

1. ¿Cuál es el número de oxidación del oxígeno en el
NaOH?
a) –1 d) +1
b) –2 e) +2
c) –3
2. Determina el estado de oxidación el yodo en el ión
peryodato (IO4
–
).
a) +4 d) +7
b) +3 e) +6
c) +5
3. Determina el número de oxidación del nitrógeno en
las siguientes especies químicas, respectivamente:
NO2
–
; NO3
–
.
a) +2, +3 d) +2, +4
b) +1, +3 e) +3, +4
c) +3, +5
4. ¿Cuál de los siguientes compuestos contiene el ele-
mento con mayor estado de oxidación?
a) KBrO4
d) Na2
SO3
b) CaSO4
e) HNO3
c) NaClO2
5. ¿En qué compuesto está el elemento metálico que
presenta mayor estado de oxidación?
a) Fe2
(SO4
)3
d) Ca3
(PO4
)2
b) Pb(OH)4
e) N2
O5
c) ClO3
6. ¿En qué compuesto el nitrógeno tiene el estado de
oxidación +4?
a) Mg3
O2
d) (NH4
)+
b) NO2
e) NaNO3
c) NO
7. Indica el estado de oxidación correcto con respec-
to a los compuestos: Ca(NO3
)2
y K4
P2
O7
a) P–5
d) O–1
b) K–
e) Ca+2
c) N+3
Q
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M
I
C
A
07 08
E
Establece el número de oxidación de cada uno de
los elementos del siguiente compuesto:
Determina el par de metales cuyo número de oxi-
dación más común es +3.
■Na →
■S →
■O→
I)Li ; Be IV)Al ; Bi
II)Al ; Ba V) Bi ; Ba
III)Mg;Ba
QUÍMICA

area para la Casa
T
8. Determina el número de oxidación del nitrógeno
en el siguiente compuesto: Al(NO3
)3
a) +5 d) +3
b) +1 e) +7
c) –1
9. Determina los números de oxidación del bromo en
las siguientes especies químicas:
BrO–
; BrO3
–
; BrO4
–
a) +3, +5, +7 d) +1, +3, +5
b) +1, +5, +7 e) +2, +4, +6
c) +1, +4, +4
10. ¿En qué compuesto está el elemento que presenta el
mayor estado de oxidación?
a) Al2
(SO4
)3
d) N2
O3
b) Pb(OH)2
e) I2
O7
c) Mg3
(PO4
)2
1. Calcula el estado de oxidación del metal en:
Fe(OH)2
.
a) +2 d) +3
b) +4 e) –1
c) 0
2. Determina el número de oxidación del fósforo en las
siguientes especies químicas: HPO–2
3
; PO–3
2
a) –3, –1 d) +3, +1
b) +3, –2 e) 0, +7
c) –5, –3
3. Establece el estado de oxigenación de cada uno de
los elementos del siguiente compuesto:
Fe2
(SO4
)3
a) +1, 0, –3 d) +6, +4, +1
b) +2, +1, –5 e) –5, 0, +2
c) +3, +6, –2
4. Calcula el estado de oxidación del aluminio en
Al(OH)3
.
a) +1 d) –3
b) +2 e) +3
c) –1
5. Determina el número de oxidación del nitrógeno
en las siguientes especies químicas:
Co(NO3
)2
; NH3
a) +7, +4 d) +6, +3
b) –5, +3 e) +5, –3
c) –3, +2
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Nivel Avanzado
73
QUÍMICA

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C
A
Capitulo
arco Teórico
M
Nomenclatura
inorgánica (Óxidos) 5
• A reconocer los óxidos.
• A nombrar a los óxidos.
• A hallar el estado de oxidación en los óxidos.
I. FUNCIÓN ÓXIDOS
A. Concepto
Los óxidos son compuestos binarios que resul-
tan de la combinación del oxígeno con cual-
quier otro elemento.
ŏ Obtención:
Elemento + oxígeno = óxido
ŏ Formulación:
O
E
–2
+x
E2
Ox
x: estado de oxidación de E.
B. Clasificación de los óxidos
Debido a la gran facilidad que tiene el oxígeno
para combinarse con la mayoría de los elemen-
tos de la tabla periódica, los óxidos se clasifican
en óxidos básicos y óxidos ácidos.
1. Óxidos básicos u óxidos metálicos
L Concepto
Los óxidos básicos son compuestos ió-
nicos que se forman cuando el oxígeno
se combina con un metal.
L Obtención
metal + oxígeno o óxido básico
L Formulación
O
M
–2
+x
M2
Ox
Si son múltiplos se simplifican.
+x: estado de oxidación del metal
L Nomenclatura:
óxido
Nombre del
metal
terminación
Sobre las terminaciones:
® Estado de oxidación:
Nombre de
la función
de nombre del
metal
® Estados de oxidación:
menor: ........ –oso
mayor: ........ –ico
QUÍMICA
Nomenclatura
inorgánica (óxidos) Capitulo
arco Teórico
M
Juegos de ingenio
Tener en cuenta:
II. PARENTESCO
JUEGOS DE INGENIO
Estrategias
basadas en la
muchas formas de
llegar a una
conclusión
final
Juegos con cerillas
11

Q
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C
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Ejemplos:
Fórmula
Nomenclatura
clásica
Nomenclatura
stock
Nomenclatura
IUPAC
Fe2+
O2–
o
Fe3+
O2–
o
FeO
Fe2
O3
Óxido ferroso
Óxido férrico
Óxido de hierro (II)
Óxido de hierro (III)
Monóxido de hierro
Trióxido de dihierro
2. Óxidos ácidos (anhídridos)
L Concepto
Son llamados también anhídridos u
óxidos no metálicos.
Los óxidos ácidos son compuestos que
se forman cuando el oxígeno se une con
un no metal.
L Obtención
no metal + oxígeno = anhídridos
L Formulación
NM2
Ox
+x: estado de oxidación del no metal
(NM).
L Nomenclatura clásica:
óxido Nombre
No metal
terminación
Sobre las terminaciones:
El prefijo per.....ico se usa cuando el NO es 7+
, como en los casos del C, Br, I, Mn.
# de valores al NO
Prefijo Sufijo 1 2 3 4 menor NO
Hipo ........... oso
........... oso
........... ico
Per ........... ico
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
mayor NO
NO: número de oxidación
Ejemplo:
Fórmula
Nomenclatura
clásica
Nomenclatura
stock
Nomenclatura
IUPAC
S2+
O2–
o
S4+
O2–
o
S6+
O2–
o
SO
SO2
SO3
Óxido hiposulfuroso
Óxido sulfuroso
Óxido sulfúrico
Óxido de azufre (II)
Óxido de azufre (IV)
Óxido de azufre (VI)
Monóxido de azufre
Dióxido de azufre
Trióxido de azufre
II. FUNCIÓN PERÓXIDOS
Estoscompuestospresentanensuestructuraenlacespuentedeoxígeno,elcualactúaconestadodeoxidación–1.
A. Nomenclatura
Se nombra con la palabra peróxido seguido del nombre del metal.
Ejemplos Nomenclatura funcional
K2
O2
o (K – O – O – K) Peróxido de potasio
H2
O2
o (H – O – O – H) Peróxido de hidrógeno
(agua oxigenada)
O
NM
–2
+x
75
QUÍMICA

Q
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C
A
BaO2
o Ba
O
O
Peróxido de bario
CuO2
o Cu
O
O
Peróxido de cobre (II)
ZnO2
o Zn
O
O
Peróxido de zinc
Ejemplos:
Formula los siguientes peróxidos:
ŏ Peróxido de magnesio ___________
ŏ Peróxido de mercurio (II) ___________
ŏ Peróxido de cadmio ___________
ŏ Peróxido de cobre (I) ___________
ŏ Peróxido de rubidio ___________
ŏ Peróxido de cobre (II) ___________
B. Propiedades de los óxidos
ŏ Los óxidos básicos son compuestos iónicos
que se forman cuando el oxígeno se com-
bina con un metal.
ŏ Al disolverse en agua producen hidróxidos
o bases; sin embargo, algunos óxidos metá-
licos, como el del aluminio, son anfóteros,
porque al disolverse en agua forman tanto
bases como ácidos.
ŏ Por lo general, los óxidos no metálicos son
gaseosos y al disolverse en el agua forman
ácidos.
ŏ Los óxidos de nitrógeno (N2
O3
) y los de
azufre (SO2
) son particularmente conoci-
dos, pues son lo que contaminan la atmós-
fera produciendo la lluvia ácida.
ŏ El óxido de hierro III (Fe2
O3
) es el óxido
que se forma cuando se oxida un clavo, el
fierro de construcción, etc.
ŏ El CO2
es un óxido no metálico que lo li-
beramos en la respiración, y las plantas lo
utilizan en su metabolismo (fotosíntesis).
ŏ El vidrio y la arena están formados por una
mezcla de óxido como el SiO2
y otros.
1. Nombra el siguiente compuesto según la nomen-
clatura IUPAC: Fe2
O3
Resolución:
Nomenclatura
IUPAC
Mono ....
Di ....
Tri ....

Fe2
O3
Trióxido de dihierro
2. Indica la relación correcta con respecto a los si-
guientes compuestos: (EO: I = +1; + 3; +5; +7)
I. I2
O: ANHÍDRIDO HIPOYODOSO
II. I2
O7
: ANHÍDRIDO YÓDICO
III. I2
O3
: ANHÍDRIDOYODOSO
IV
. I2
O: ANHÍDRIDOHIPOYODOSO
V
. I2
O5
: ANHÍDRIDOPERYÓDICO
Resolución
+1 –2
I. I2
O: Anhídrido hipoyodoso
+7 –2
II.I2
O7
: Anhídrido peryódico
+3 –2
III.I2
O3
: Anhídrido yodoso
+1 –2
IV
.I2
O: Anhídrido hipoyodoso
+5 –2
V. I2
O5
: Anhídrido yódico
3. Determina la atomicidad del anhídrido hipocloro-
so y del anhídrido clórico, si el cloro presenta los
siguientes EO: +1; +3; +5; +7.
Resolución
• Anhídrido hipocloroso
C O o C2
O
Atomicidad
3
+1 –2
• Anhídrido clórico
C O o C2
O5
Atomicidad
7
+5 –2
QUÍMICA

Q
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C
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hora hazlo tú !!
A
1
2
3
4
1
2
3
4
Nombra el siguiente compuesto según la nomen-
clatura IUPAC: N2
O5
clatura IUPAC: SO2
.
Indique la relación correcta de acuerdo a los
siguientes compuestos: (UNALM 2005-I)
A) FeO: óxido ferroso
B) Al3
O2
: óxido de aluminio (II)
C) Cl2
O7
: ácido clórico
clatura clásica: Li2
O.
Determina la atomicidad del óxido ferroso y óxi-
do fèrrico, si el hierro (Fe) presenta los siguientes
EO: +2; +3
Indica la relación correcta con respecto a los
siguientes compuestos: (EO: N = +1; +3; +5).
I. N2
O3
: ANHÍDRIDO PERNÍTRICO
II. N2
O5
: ANHÍDRIDO NÍTRICO
III. N2
O: ANHÍDRIDO NITROSO
clatura clásica: Br2
O.
(EO (BR) = +1; +3; +5; +7)
Determina la atomicidad del anhídrido sulfuroso y
del anhídrido sulfúrico, si el azufre (S) presenta los
siguientes EO: +2; +4; +6.
77
QUÍMICA

Q
U
Í
M
I
C
A
igamos practicando
S
01
02
03
04
05
06
clatura stock: PbO.
Indica cuántos compuestos son óxidos básicos y
cuántos son anhídridos (óxidos ácidos), respec-
tivamente CO2
; HgO; Cu2
O; C2
O7
; Na2
O; Br2
O3
;
PbO2
; P2
O3
; I2
O7
.
Formula y determina la atomicidad del trióxido
de dioro.
Señala la relación correcta entre la fórmula del
óxido y la nomenclatura de stock correspondiente.
I. Ni2
O – ÓXIDO DE NÍQUEL (II)
II. Cr2
O3
– ÓXIDO DE CROMO (IV)
III. Pb3
O4
– ÓXIDO DE PLOMO (II)
IV. Fe2
O3
– ÓXIDO DE HIERRO (III)
V. Fe3
O4
– ÓXIDO DE HIERRO (II)
Formula los siguientes compuestos:
• Óxido de selenio (IV)
• Óxido de cobalto (II)
clatura clásica: SO3
(EO: S = +2; +4; +6).
QUÍMICA

Q
U
Í
M
I
C
A
07 08
E
1. Nombra el siguiente compuesto: K2
O
a) Óxido potasio (III)
b) Óxido de potasio
c) Monóxido de potasio
d) Dióxido de potasio
e) Óxido de calcio
2. Formula el óxido de magnesio.
a) MgO2
b) Mg2
O2
c) Mg2
O
d) Mg2
O3
e) MgO
3. Nombra el siguiente compuesto según la nomencla-
tura stock: Hg2
O
a) Dióxido de mercurio
b) Óxido mercurio (III)
c) Óxido cúprico
d) Óxido de mercurio (I)
e) Óxido de mercurio (II)
4. Indica la alternativa que presenta un anhídrido.
a) P2
O3
b) PbO2
c) Fe2
O3
d) CuO
e) Au2
O
clatura clásica: FeO (EO (FE) = +2; +3)
a) Monóxido de hierro
b) Óxido de hierro (II)
c) Óxido de hierro (III)
d) Óxido ferroso
e) Óxido férrico
6. Formula el siguiente compuesto: Anhídrido hipo-
nitroso.
a) N2
O2
b) N2
O7
c) N2
O5
d) N2
O
e) N2
O3
7. Formula y determina la atomicidad del óxido de
bario:
a) BrO2
; 3
b) Br2
O3
; 5
c) Ba2
O; 3
d) Ba2
O2
; 4
e) BaO; 2
¿Qué compuesto presenta mayor atomicidad?
I. Pentóxido de dinitrógeno
II. Óxido de aluminio
III.Heptóxido de dicloro
Que compuesto presenta mayor atomicidad:
I. Óxido de rubidio
II. Óxido de berilio
III.Óxido de zin
79
QUÍMICA

area para la Casa
T
Q
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Í
M
I
C
A
Nivel Avanzado
8. Formula los siguientes compuestos:
• Óxido de paladio (IV)
• Óxido de galio
a) PdO2
; GaO
b) PdO; Ga2
O3
c) PdO2
; Ga2
O3
d) PdO; GaO
e) Pd2
O; Ga3
O2
9. Si el oro presenta los siguientes (EO: +1; +3); deter-
mina la atomicidad del óxido áurico.
a) 1 d) 4
b) 2 e) 5
c) 3
10. Si el magnesio presenta estado de oxidación igual a
+2, determina la atomicidad de óxido de magnesio.
a) 1 d) 4
b) 2 e) 5
c) 3
clatura clásica Mn2
O7
(EO (Mn) = +4; +6; +7)
a) Anhídridohipermanganoso
b) Anhídridohidomanganoso
c) Anhídrido manganoso
d) Anhídrido permanganoso
e) Anhídrido permangánico
2. Formula y determina la atomicidad del monóxido
de azufre.
a) S2
O3
; 5
b) SO; 2
c) S2
O2
; 4
d) S2
O; 3
e) S2
O; 3
3. Formula el siguiente compuesto:
Óxido de antimonio (V)
a) Sb5
O5
b) Sb5
O2
c) SbO
d) Sb2
O5
e) Sb2
O5
4. Determina la atomicidad del óxido de sodio.
a) 3 d) 4
b) 2 e) 5
c) 1
5. ¿Cuál de los siguientes compuestos presenta ma-
yor atomicidad?
I. Óxido niquélico
II. Óxido plúmbico
III.Óxido brómico
a) III
b) I
c) II
d) I y II
e) I y III
QUÍMICA

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Capitulo
arco Teórico
M
Hidruros
e hidróxidos 6
• A diferenciar e identificar las funciones químicas: hidruros e hidróxidos.
• A nombrar y formular hidruros e hidróxidos.
1. HIDRUROS
Los hidruros son compuestos binarios que
resultan al combinar un elemento químico con
el hidrógeno.
En los hidruros metálicos el hidrógeno tiene
NO=–1 y en los hidruros no metálicos tiene
NO=+1.
Su fórmula general es: EHv
Siendo:
E : símbolo del elemento
H : hidrógeno
v : valencia del elemento
81
QUÍMICA
Hidruros e hidróxidos
Capitulo
arco Teórico
M
Juegos de ingenio
Tener en cuenta:
II. PARENTESCO
JUEGOS DE INGENIO
Estrategias
basadas en la
muchas formas de
llegar a una
conclusión
final
Juegos con cerillas
12

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Nomenclatura
5HFXHUGD
Algunos hidruros (no metálicos) tienen nom-
bres especiales. También se les dice hidruros
volátiles.
BH3
: borano PH3
: fosfina
CH4
: metano AsH3
: arsina
SiH4
: silano SbH3
: estibamina
GeH4
: germano NH3: amoniaco
2. HIDRÓXIDOS
Los hidróxidos, también llamados bases, son
compuestos ternarios. Resultan al cambiar un
óxido básico con agua.
2
Óxido básico+H O Hidróxido
o
Los hidróxidos tienen sabor amargo (como
el jabón) y en solución acuosa tienen pH7.
Presentan (en su fórmula) el anión hidroxilo
(OH–1
).
Su fórmula general es:
Nomenclatura
1. Indique la nomenclatura IUPAC del PbH4
.
A)tetrahidruro de plomo
B) tetrahidruro plúmbico
C) hidróxido de plomo
D)hidruro de plomo (IV)
E) hidruro de plomo
Resolución:
Rpta.: A
2. Indique la correspondencia correcta entre el
nombre y la fórmula de los siguientes hidróxidos:
I. hidróxido aúrico – Au (OH)3
II. hidróxido mercúrico – Hg2
(OH)2
III.hidróxido gálico – Ca(OH)2
A)solo I B) solo II C) solo III
D)I y II E) I y III
Resolución:
I. hidróxido aúrico → Au(OH)3
Au: +1 +3
II. hidróxido mercúrico → Hg2
(OH)2
Mg: +1 +2
III. hidróxido gálico → Ca(OH)2
Ga: +3
Rpta.: A
QUÍMICA

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1
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3
4
Formula los siguientes hidruros metálicos:
• Hidruro plúmbico
• Hidruro ferroso
Datos: EO(Pb) = +2 + 4
EO(Fe) = +2, +3
Formula los siguientes hidruros metálicos:
• Hidruro cuproso
• Hidruro áurico
Datos: EO (Cu )= +1, +2
EO (Au) = +1, +3
Nombra el siguiente hidruro
CoH3
Nombra los siguientes hidróxidos
• Sn(OH)4
• Ni(OH)2
Datos: EO(Sn) = +2, +4
EO(Ni) = +2, +3
Indica que se obtiene al reaccionar:
PbO + H2
O o _________
CaH2
Nombra los siguientes hidróxidos
• Cu(OH)2
• Fe(OH)2
Dato: EO (Cu) = +1, +2
Eo (Fe) = +2, +3
Indica qué se obtiene al reaccionar.
MgO + H2
O → _____________
83
QUÍMICA

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igamos practicando
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05
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• HgH
Formula:
• Hidruro de estaño (IV)
• Trihidruro de níquel
• Hidruro platinoso
Formula los siguientes hidruros no metálicos:
• Bromuro de hidrógeno
• Selenuro de hidrógeno
Formula los siguientes hidróxidos:
• Hidróxido de sodio
• Hidróxido de calcio
Determina el nombre común de los siguientes hi-
druros especiales:
• CH4
• NH3
Formula los siguientes hidruros no metálicos:
• Cloruro de hidrógeno
• Sulfuro de hidrógeno
QUÍMICA

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07 08
E
Nivel Avanzado
1. Formular el hidruro cúprico (EO(Cu) = +1, +2)
a) CuH4
b) CuH2
c) CuH
d) CuH3
e) CuH5
2. Nombra según la nomenclatura IUPAC.
CoH2
a) Monohidruro de cobalto
b) Hidruro cobaltoso
c) Dihidruro de cobalto
d) Hidruro cobáltico
e) Hidruro de cobalto (III)
3. Formula el hidruro de litio:
a) LiH b) LiH3
c) Li2
H
d) Li3
H e) LiH2
4. Nombra el siguiente hidróxido según la nomen-
clatura clásica:
Hg(OH)2
EO(Hg) = +1, +2
a) Hidróxido de magnesio (II)
b) Hidróxido de mercurio (I)
c) Hidróxido de magnesio (III)
d) Hidróxido mercúrico
e) Hidróxido mercurioso
Indica la correspondencia correcta entre el nombre
y la fórmula de los siguientes hidróxidos.
I. Hidróxido áurico – Au(OH)3
II. Hidróxido de mercurio – Hg2
(OH)2
III. Hidróxido gálico – Ga(OH)2
Formula los siguientes compuestos.
I. Hidruro férrico
II. Yoduro de hidrógeno
III. Tetrahidruro de carbono
5. Determina la atomicidad del selenuro del hidró-
geno.
a) 1 b) 2 c) 3
d) 4 e) 5
6. Señala el nombre común que recibe el siguiente
hidruro.
PH3
a) Metano b) Fosfina
c) Amoniaco d) Borano
e) Silice
7. Formula el trihidruro de boro
a) BH3
b) CH4
c) NH3
d) BrH3
e) BaH2
8. Formula los siguientes compuestos:
I. Hidróxido cúprico
II. Hidróxido estañoso
III. Hidróxido ferroso
a) Cu(OH)2
; Sn(OH)2
; Fe(OH)2
b) Cu(OH)4
; SnOH; Fe(OH)3
c) CuOH; Sn(OH)4
; FeOH
d) Cu(OH); SnOH; Fe(OH)3
e) CuOH; SnOH; FeOH
85
QUÍMICA

area para la Casa
T
1. Indica la fórmula del hidróxido de calcio.
a) CaOH
b) Ca2
OH
c) Ca(OH)2
d) Ca(OH)3
e) Ca(OH)4
2. Señala la atomicidad del hidróxido de
magnesio
a) 1 b) 5
c) 3 d) 2
e) 4
3. Determina la atomicidad del hidruro de
litio.
a) 1 b) 2
c) 3 d) 4
e) 5
4. Nombra el siguiente hidruro especial.
HF(g)
a) Cloruro de hidrógeno
b) Bromuro de hidrógeno
c) Selenuro de hidrógeno
d) Sulfuro de hidrógeno
e) Fluoruro de hidrógeno
5. Un hidruro metálico se forma al reaccionar un
metal con el ________.
a) hidrógeno
b) oxígeno
c) azufre
d) nitrógeno
e) cloro
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9. Determina el nombre IUPAC del siguiente
compuesto PbH4
a) Ácido clorhídrico
b) PlomoI
c) Tetrabromuro de plomo
d) Tetrahidruro de plomo
e) Tetraplomoso de hidrógeno
10. Si cierto óxido básico posee 3 átomos por uni-
dad de fórmula, ¿cuál es la atomicidad del hi-
dróxido respectivo?
a) 1 b) 2 c) 3
d) 4 e) 5
QUÍMICA

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Capitulo
arco Teórico
M
Ácidos 1
• A conocer las características experimentales de ácidos.
• A determinar a un ácido según las teorías planteadas.
• A nombrar correctamente a los ácidos.
I. FUNCIÓN ÁCIDO
Son aquellos compuestos inorgánicos que presentan
enlace covalente capaz de liberar iones de hidrógeno
(H+
).
II. PROPIEDADES DE LOS ÁCIDOS
Y Poseen sabor agrio.
Y Algunos corroen los metales activos.
Y Neutralizan a los hidróxidos.
III. TIPOS DE ÁCIDOS
1. Ácidos hidrácidos
Son compuestos binarios que se obtienen al di-
solver un hidruro ácido en el agua.
Fórmula general: Hx
E(ac)
Nomenclatura clásica (Ácido ... hídrico)
Anión Ácido
correspondiente
F
–
(Fluoruro)
Cl
–
(Cloruro)
Br
–
(Bromuro)
I
–
(Yoduro)
CN
–
(Cianuro)
S
=
(Sulfuro)
HF(ac)
(Ácido fluorhídrico)
HCl(ac)
(Ácido clorhídrico)
HBr (Ácido bromhídrico)
HI (Ácido yodhídrico)
HCN (Ácido cianhídrico)
H2
S (Ácido sulfhídrico)
Nunca te olvides: En algunos casos se pueden
asignar dos nombres diferentes a la misma
fórmula química:
HCl(g)
o Cloruro de hidrógeno
HCl(ac)
o Ácido clorhídrico
El nombre asignado al compuesto depende de
su estado físico. En estado gaseoso o en estado
líquido puro, HCl es un compuesto molecular
que recibe el nombre de cloruro de hidrógeno.
Cuando se encuentra disuelto en agua, sus
moléculas se separan en iones H+
y Cl
–
; en
esta forma, la sustancia se conoce como ácido
clorhídrico.
2. Ácidos oxácidos
Son aquellos ácidos que presentan oxígeno.
estos ácidos son compuestos ternarios.
Obtención:
Anhídrido + agua o ácido oxácido
CO2
+ H2
O o H2
CO3
N2
O3
+ H2
O o HNO2
87
QUÍMICA
Ácidos
Capitulo
arco Teórico
M
Juegos de ingenio
Tener en cuenta:
II. PARENTESCO
JUEGOS DE INGENIO
Estrategias
basadas en la
muchas formas de
llegar a una
conclusión
final
Juegos con cerillas
13

Fórmula general: Hx
EOy
Nomenclatura clásica:
Ácido ... oso (menor ExO)
Ácido ... ico (menor ExO)
Ejemplo: HNO3
; HNO2
EO(x) = +m:
Impar
EO(x) = +m:
Par
Caso especial
(P, B, As, Sb)
H1
XOm+1
2
H2
XOm+2
2
H3
XOm+3
2
Ejemplos:
+3 HCrO2
Ácido cromoso
+6 H2
CrO4
Ácido crómico
+2 H2
SO2
Ácido hiposulfuroso
+4 H2
SO3
Ácido sulfuroso
+6 H2
SO4
Ácido sulfúrico
Cr
S
Recuerda que en los casos especiales (P, B, As,
Sb), los anhídridos reaccionan con 3 moléculas
de agua en la formación del ácido.
P2
O1
+ 3H2
O o H3
PO2
Ácido hipofosforoso
P2
O3
+ 3H2
O o H3
PO3
Ácido fosforoso
P2
O5
+ 3H2
O o H3
PO4
Ácido fosfórico
Ejemplos:
Compuesto
Nomenclatura
sistemática
(IUPAC)
Nomenclatura
stock
Nomenclatura
tradicional
(clásica)
Funcional
H2
SO4
Tetraoxosulfato (VI) de
hidrógeno
Sulfato (VI) de
hidrógeno
Ácido sulfúrico Ácido
tetraoxosulfúrico (VI)
HClO4
Tetraoxoclorato (VII)
de hidrógeno
Clorato (VII) de
hidrógeno
Ácido perclórico Ácido tetraoxoclórico
(VII)
H2
SO2
Dioxosulfato (IV) de
hidrógeno
Sulfato (II) de
hidrógeno
Ácido
hiposulfuroso
Ácido dioxosulfúrico
(IV)
H3
PO4
Tetraoxofosfato (V) de
hidrógeno
Fosfato (V) de
hidrógeno
Ácido ortofosfórico Ácido
tetraoxofosfórico (V)
Nombra los siguientes ácidos según la nomenclatura clásica.
Ácido Nombre
HClO
HClO2
HClO3
HClO4
HNO2
HNO3
H2
SO2
H2
SO3
Ácido Nombre
H2
SO4
H2
MnO3
H2
MnO4
HMnO4
H2
CO2
H2
CO3
H3
PO3
H3
PO4
H3
BO3
Ácido Nombre
HCl(ac)
HBr(ac)
HI(ac)
HF(ac)
H2
S(ac)
Veamos algunos ácidos de vida diaria
HCl(ac) o Presente en el ácido muriático
H2
CO3
oSe forma en las gaseosas a bajas temperaturas.
H2
SO4
oPresente en las baterias de los automóviles.
HF(ac)
oSe utiliza para realizar grabados en los vidrios.
H3
PO4
oPresente en los ácidos nucleicos (ADN y ARN).
HCl(ac)
+ HNO3
oForman el agua regia.
QUÍMICA

1. Formula el ácido fluorhídrico.
Resolución:
H
+1
F
–1
oHF(ac)
F o VIIA o –1
solución acuosa
2. Indica el nombre del siguiente compuesto: HNO2
(EO(N): +3, +5)
Resolución:
HNO2
Ácido nitroso
+1 +3 –2
ooso
+3
oico
+5
3. Determina la atomicidad del ácido bórico.
Dato: EO(B)= +3
Resolución:
El ácido bórico es un caso especial, como los ácidos
formados por el fosforo, arsénico y antimonio; ya que
se forma con 3 moléculas de H2
O.
H3
B+3
O–2
oH3
BO3
Atomicidad 3 + 1 + 3 = 7
H3
EOx
Fórmula
general
5HFXHUGD
Los ácidos oxácidos también pueden
ser nombrados por la nomenclatura
IUPAC y STOCK
5HFXHUGD
Con frecuencia dos o más oxácidos tienen
el mismo átomo central pero diferente
número de átomos de O.
89
QUÍMICA

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Formule el ácido sulfhídrico. Señale el nombre del siguiente ácido hidrácido
H2
S(ac).
Indique el nombre del siguiente compuesto:
HBrO2
.
Dato (Br) = +1, +3, +5, +7
Escriba el nombre del siguiente ácido oxácido:
H2
SO3
.
Dato EO(S) = +2, +4, +6
Los ácidos son aquellos compuestos que son ca-
paces de liberar iones de _________.
Indique el nombre del siguiente compuesto: HClO
Dato: EO(Cl) = +1, +3, +5, +7
Determine la fórmula química del ácido per-
mangánico. (EO(Mn)= +7)
Determine la atomicidad del ácido fosforoso.
Dato: EO(P)= +3, +5
QUÍMICA

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igamos practicando
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Indique el nombre del siguiente ácido hidrácido:
H2
Se(ac)
Determine la atomicidad del ácido clorhídrico. Los ácidos hidrácidos se obtienen al disolver un
hidruro ácido en el: ____________.
Nombre el siguiente ácido oxácido (H2
SO4
)
Dato: (EO(S)= +2, +4, +6)
Los ácidos oxácidos son compuestos __________.
Formule el ácido carbónico.
Dato (EO(C)= +2, +4)
91
QUÍMICA

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E
1. Formule el ácido yodhídrico.
a) HIO3
d) HIO3
b) HI(ac)
e) HI(g)
c) HIO
2. Formule el ácido teluhídrico.
a) Hte(ac)
b) H2
Te(g)
c) H2
TeO
d) HTe(g)
e) H2
Te(ac)
3. Determine la atomicidad del ácido bromhídrico.
a) 1 c) 3 e) 5
b) 2 d) 4
4. Indique el nombre del siguiente compuesto:
H2
CO2
.
EO(C) = +2, +4
a) Ácido carbónico
b) Ácido de carbono
c) Ácido carbonoso
d) Ácido hipocarbonoso
e) Ácido hipercabónico
5. Formule el ácido hipobromoso.
Dato: (Br = +1, +3, +5, +7)
a) HBrO d) HBrO3
b) H2
BrO3
e) HBrO2
c) HBrO4
6. Formule el ácido peryódico.
Dato: EO(I) = +1, +3, +5, +7
a) HI(ac) c) HIO e) HIO2
b) HIO3
d) HIO4
7. Señale la formula general de los ácido hidrácidos.
a) HyEx(ac) d) HxE(g)
b) HxEOy e) HxE(ac)
c) H3
EOy
El compuesto H2
CO3
es un ________. Complete la siguiente reacción en la formación del
ácido.
SO3
+ H2
O o
QUÍMICA

area para la Casa
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Nivel Avanzado
8. Cuando los óxidos no metálicos reaccionan con el
agua forman un ______________.
a) hidróxido
b) hidruro
c) ácido hidrácido
d) ácido oxácido
e) óxido metálico
9. Determine la atomicidad del ácido clórico.
a) 1 c) 5 e) 7
b) 3 d) 6
10. Determine la cantidad de átomos que presenta el
ácido yodoso.
a) 2 c) 5 e) 8
b) 18 d) 4
1. Determine la atomocidad del ácido fosfórico.
EO(P) = +1, +3, +5
a) 7
b) 8
c) 5
d) 3
e) 4
2. Los ácidos oxácidos se obtienen al reaccionar un
_____ con el H2
O.
a) anhídrido
b) hidruro ácido
c) óxido básico
d) hidruro especial
e) sal
3. El HF(ac) es un ácido _____.
a) oxácido
b) óxido
c) doble
d) hidrácido
e) carboxílico
4. Complete la siguiente reacción en la formación del
ácido hidrácido.
HCl(g)
+ H2
O o _______
a) HClO3
b) HClO
c) HCl(ac)
d) HClO4
e) HCl(g)
5. Nombre el siguiente compuesto HIO3
.
EO(I) = +1, +3, +5, +7
a) Ácido hipoyodoso
b) Ácido yodoso
c) Ácido yódico
d) Ácido peryódico
e) Ácido hiperyódico
93
QUÍMICA

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Capitulo
arco Teórico
M
Función sales 2
• A conocer los tipos y nombres de las sales.
• A nombrar y formular sales haloideas y oxisales.
1) Iones
Los iones son especies con carga eléctrica positiva o negativa. Pueden ser átomos individuales (monoatómicos)
o grupo de átomos (poliatómicos). Los iones positivos son los cationes y los negativos son los aniones.
A)CATIONES
Pueden ser:
Monoatómicos
Ejemplos: Mg+2
: (ión magnesio) (ión magnésico)
Cu+1
: (ión cobre (I)) (ión cuproso)
Cu+2
: (ión cobre (II)) (ión cúprico)
Fe+2
: (ión hierro (II)) (ión ferroso)
Fe+3
: (ión hierro (III)) (ión férrico)
QUÍMICA
Función sales
Capitulo
arco Teórico
M
Juegos de ingenio
Tener en cuenta:
II. PARENTESCO
JUEGOS DE INGENIO
Estrategias
basadas en la
muchas formas de
llegar a una
conclusión
final
Juegos con cerillas
14

Poliatómicos
Ejemplos: H3
O+
: ión hidronio CO+2
: carbonilo
NH4
+
: ión amonio NO+
: nitrosilo
PH4
+
: ión fosfonio UO2
+2
: uranilo
AsH4
+
: ión arsonio
SbH4
+
: ión estibonio PO+3
: fosforilo
B) ANIONES
Pueden ser:
a. Monoatómicos
Derivan de los ácidos hidrácidos. Se obtienen al quitarle los hidrógenos al respectivo hidrácido. Para
nombrarlos se cambia la terminación “hídrico” por la terminación “uro”.
Ejemplos:
b. Poliatómicos
Los llamados “oxoaniones” se derivan de los ácidos oxácidos. Se obtienen al quitarle los hidrógenos
al respectivo oxácido. Para nombrarlos se cambia la terminación “oso” por la terminación “ito” y la
terminación “ico” por la terminación “ato”.
Caso “BI”
Cuando el ácido tiene número par de hidrógenos se le puede extraer la mitad de estos y se genera el
caso “BI”.
Ejemplos:
2) SALES
Las sales se pueden obtener al combinar un ácido con un hidróxido (neutralización). Las sales pueden ser
haloideas u oxisales. Las primeras no tienen oxígeno.
A. Sal haloidea:
B. Oxisal:
Su fórmula general es:
95
QUÍMICA

Ejemplos:
• •
• •
MÉTODO PRÁCTICO: QUITA(H) + PON(metal)+CRUZA(cargas)
Ejemplo: Fosfato de calcio.
1. Partimos del ácido fosfórico: H3
PO4
2. Le quitamos los 3 hidrógenos: PO4
–3
(se llama fosfato)
3. Le ponemos el calcio: Ca+2
PO4
–3
4. Cruzamos las cargas: Ca3
(PO4
)2
ESQUEMA DE ELECTRONEUTRALIDAD
Se utiliza para explicar el equilibrio de cargas eléctricas entre cationes y aniones de una especie iónica.
Ejemplo: El sulfito de aluminio es Al2
(SO3
)3
.
2Al+3
y 3(SO3
)–2
Luego su esquema de electronegatividad es:
1. El ión carbonato CO3
2–
reacciona con el Cu (I).
Señale el compuesto formado.
A)(CO3
)2
Cu B) CuCO3
C) Cu3
2(CO3
)3
D)Cu2
CO3
E) CuCO2
Resolución:
2. LafórmuladelácidocarbónicoesH2
CO3
,entonces
la fórmula del carbonato de plomo (IV) es:
A)PbCO3
B) Pb(CO3
)4
C) Pb4
CO3
D) Pb(CO3
)2
E) Pb2
CO3
Resolución:
Para la sal:
3. Se llama ____________ al compuesto que
se forma por reacción entre hidrácido y un
hidróxido.
A)oxisal B) sal haloidea C) óxido básico
D)oxácido E) peróxido
Resolución:
Hidrácido + Hidróxido → Sal haloidea + H2
O
QUÍMICA

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2
3
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Complete las siguientes reacciones químicas:
a. ácido hidrácido + hidróxido o
_______________________________ + agua
b. ácido oxácido + hidróxido o
_______________________________ + agua
Nombre a los siguientes sales:
a. CaCO3
- Stock: ________________________________
____________________________________
b. Ni2
(SO4
)3
- Stock: ________________________________
____________________________________
Indique los aniones que derivan de los siguientes
ácidos:
anión nombre
a. HClO3
o ______________: ______________
ácido clórico
b. H2
SO4
o ______________:______________
ácido sulfúrico
c. HI(ac)
o ______________: ______________
ácido yodhídrico
Escriba el nombre y su fórmula de la sal que se
obtiene de las siguiente reacciones:
a. H2
CO3
+ Ni(OH)3
o__________________
+ H2
O
____________________________________
b. HCl + Pt(OH)2
o___________________
+ H2
O
____________________________________
Nombre los siguientes aniones:
a. SO4
–2
b. ClO4
–1
c. NO3
–1
Indique el número de sal oxisal o sal haloide en la
siguiente relación de sustancia (en ese orden).
- NaCl: ________________________________
- KNO3
: _______________________________
- CaSO4
: _______________________________
- KI: __________________________________
- Ni3
(PO4
)2
: ____________________________
- ZnF2
: ________________________________
Escriba su fórmula en la reacción correspondiente.
a. HNO3
+ Ca(OH)2
o____________________
+ H2
O
b. H2
CO3
+ Ni(OH)2
o____________________
+ H2
O
Complete y nombre las siguientes reacciones:
a. Cu+2
+ Cl–1
b. Fe+3
+ S–2
c. Pt+4
+ SO4
–2
97
QUÍMICA

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S
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04
05
06
Determine el estado de oxidación del azufre en
(SO4
)–2
Determine el estado de oxidación del nitrógeno en
(NO2
)–1
Formule el bromato de potasio.
(E.O.: (Br) = +1, +3, +5, +7; (K) = +1)
Señale el ión plúmbico: E.O. (Pb) = +2, +4 Formule el sulfito de calcio.
(E.O.: (S) = +2, +4, +6; (Ca) = +2)
Indique el ión fosfato: E.O.(P) = +3, +5
QUÍMICA

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I
C
A
07 08
E
Nivel Básico
Nivel Intermedio
1. Indique los aniones que derivan de los siguientes
ácidos:
anión nombre
a. HNO3
→ ________________, __________________
ácido nítrico
b. HCl(ac)
→ ________________, __________________
ácido clorhídrico
c. HBrO2
→ ________________, __________________
ácido bromoso
A)nitrito, clorato, bromito
B) nitrato, clorato, bromato
C) nitrato, cloruro, bromito
D)nítrico, cloruro, bromato
E) nitrato, clorato, bromito
2. Indique si es sal haloidea o sal oxisal en la siguiente
relación de sustancias:
- FeCl3
: ________________ - ZnCl2
: __________________
- CaF2
: ________________ - Au(NO3
)3
: ______________
- Li2
CO3
: _______________ - AlCl3
: __________________
- CaSO4
: ________________ - MgSO4
: _________________
3. Nombre los siguientes cationes:
N. Stock N. clásica
a. Al+3
→ ____________________ __________________
b. Ca+2
→ ____________________ __________________
c. Fe+2
→____________________ __________________
A)ión alumínico, ión calcio (II), ión ferroso
B) ión aluminio (III), ión calcio, ión férrico
C) ión alumínico, ión calcio, ión férrico
D)ión aluminio, ión cálcico, ión férrico
E) ión aluminio (III), ión calcio (III), ión ferroso
4. Determine la sal que se obtiene al combinar
Mg(OH)2
y H3
PO4
.
A)Mg2
(PO4
): fosfato de magnesio
B) Mg3
(PO4
)2
: fosfato de magnesio
C) MgPO4
: fosfito de magnesio
D)Mg3
PO4
: fosfito de magnesio
E) A y B
5. Nombre los siguientes aniones:
a. SO3
–2
: _______________________________
b. BrO4
–1
: ______________________________
c. NO2
–1
: ______________________________
Formule el sulfato ferroso.
(E.O: (S) = +2, +4, +6; (Fe) = +2, +3)
Formule yoduro auroso:
(E.O.:(1) = –1; (Au) = +1, +3)
99
QUÍMICA

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Nivel Avanzado
A)sulfato, bromito, nitrato
B) sulfito, bromito, nitrato
C) sulfito, perbromato, nitrito
D)hiposulfito, bromito, nitrato
E) sulfato, perbromato, nitrato
6. Nombre las siguientes sales:
a. LiClO4
: __________________________________
b. Al2
(SO4
)3
: ________________________________
c. Pt(CO3
)2
: ________________________________
A)perclorato de litio, sulfato de aluminio,
carbonato de platino (IV)
B) clorato de litio, sulfato de aluminio, carbonato
de platino (II)
C) perclorato de litio, sulfato de aluminio,
carbonito de platino (IV)
D)hipoclorito de litio, sulfato de aluminio,
carbonito de platino (II)
E) N. A.
7. Formule las siguientes sales:
a. sulfuro de aluminio: _______________________
b. carbonato de sodio: ________________________
c. bromito de níquel (III): ____________________
A)AlS3
, Na2
CO3
, NiBrO2
B) Al2
S3
, Na2
CO3
, Ni(BrO2
)3
C) Al2
S3
, Na2
CO2
, NiBrO3
D)Al2
S, Na(CO3
)2
, NiBrO3
E) B y C
8. Nombre las siguientes sales:
a. Li2
SO4
clásica: _____________________________________
b. Pt(ClO3
)2
clásica: _____________________________________
A)sulfato lítico, clorato platinoso
B) sulfito de litio, clorato platínico
C) sulfato de litio (I), clorito de platino
D)sulfito de litio, clorito de platino
E) sulfato de litio (I), clorato de platino (II)
9. Formule las siguientes sales:
a. carbonato ferroso: _________________________
b. sulfato plúmbico: __________________________
c. nitrato alumínico: _________________________
A)Fe2
CO3
, PbSO4
, Al3
NO3
B) FeCO3
, Pb (SO4
)2
, Al(NO3
)3
C) FeCO3
, PbSO4
, Al3
NO3
D)Fe2
CO3
, Pb(SO4
)2
, Al(NO3
)3
E) N. A.
10. Determine la atomicidad de las siguientes sales:
a. carbonato de aluminio: ____________________
b. hipoclorito de sodio: _______________________
c. yoduro de potasio: _________________________
A)2, 3, 14 B) 14, 3, 2 C) 3, 14, 2
D)6, 14, 7 E) 2, 12, 7
QUÍMICA

area para la Casa
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1. ¿Cuál es la fórmula de sulfuro de hierro (III) y
fosfato de litio, en es orden?
A)Fe2
, LiPO4
B) Fe2
S3
, Li3
PO4
C) FeS3
, Li3
PO4
D) Fe2
S3
, LiPO4
E) B y D
2. Indique los aniones que derivan de los siguientes
ácidos:
Anión Nombre
a. H2
CO3
→ _______________ _______________
b. HBrO3
→ _______________ _______________
c. H3
PO4
→ _______________ _______________
A)carbonito, bromito, fosfato
B) carbonato, bromito, fosfato
C) carbonato, perbromato, fosfito
D)carbonato, bromato, fosfato
E) carbonito, perbromato, fosfito
3. Indique el número de sal oxisal o sal haloidea en
la siguiente relación de sustancias (en ese orden):
- HgSO4
: ____________ - CaCO3
: ___________
- Al(NO3
)3
: ___________ - Na2
S: _____________
- NaCl: ______________ - Ca3
(PO4
)2
: ________
A)3 y 3 B) 4 y 2 C) 2 y 4
D)1 y 5 E) 5 y 1
4. Indique la relación incorrecta.
A)FeS: sulfuro de hierro (II)
B) NiCl2
: cloruro de níquel (II)
C) AuI3
: yoduro de oro (III)
D)PbBr4
: bromato de plomo (IV)
E) NaCl: cloruro de sodio
5. Escriba la relación de verdad (V) o falsedad (F)
según corresponda.
( ) SO4
–2
: sulfato
( ) ClO3
–1
: cloruro
( ) BrO3
–1
: bromito
( ) Br–1
: bromuro
A)VVFF B) VVVV C) VFFV
D)FFVV E) FVFV
101
QUÍMICA

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Capitulo
arco Teórico
M
Unidades químicas
de masa - I 3
• A conocer el término uma, mol y peso molecular.
• A calcular e interpreta la masa de un átomo y una molécula.
1. CONCEPTO
Estudia las diferentes unidades que se usan para expresar las masas de sustancias y el número de partículas
contenidas en ellas (átomos, moléculas, iones, electrones, etc).
2. DEFINICIONES IMPORTANTES
A)Unidad de masa atómica (uma)
Es la doceava parte de la masa del átomo de carbono-12 (C-12).
24
1
1 uma masa (C 12)1,66 10 g
12

u
Ejemplo:
QUÍMICA
Unidades químicas de
masa I Capitulo
arco Teórico
M
Juegos de ingenio
Tener en cuenta:
II. PARENTESCO
JUEGOS DE INGENIO
Estrategias
basadas en la
muchas formas de
llegar a una
conclusión
final
Juegos con cerillas
15

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B) Concepto de masa atómica (mA)
Para expresar la masa de los átomos se usa el término de masa atómica. Dicha masa se expresa en unidad de
masa atómica (uma).
Masa atómica, es la masa relativa de un átomo, se expresa en uma.
Las masas atómicas podremos encontrarlas en todas las tablas y para que te vayas familiarizando te daremos
el valor de alguna de ellas en forma aproximada.
Unidad de masa atómica (uma) o (u)
* En Química, el término correcto es masa atómica, no obstante, se acepta el empleo de peso atómico
Metales
• Aluminio ( ) = 27 • Calcio ( ) = 40
• Cromo ( ) = 52 • Cobre ( ) = 63,5
• Estaño ( ) = 119 • Hierro ( ) = 56
• Magnesio ( ) = 24 • Manganeso ( ) = 40
• Mercurio ( ) = 201 • Níquel ( ) = 59
• Plata ( ) = 108 • Plomo ( ) = 207
• Tungsteno ( ) =184 • Zinc ( ) = 65
No metales
• Carbono ( ) = 12 • Cloro ( ) = 35,5
• Hidrógeno ( ) = 1 • Fósforo ( ) = 31
• Oxígeno ( ) = 16 • Silicio ( ) = 28
• Nitrógeno ( ) = 14 • Boro ( ) = 11
• Azufre ( ) = 32 • Flúor ( ) = 19
• Bromo ( ) = 80 • Yodo ( ) = 127
C) Concepto de masa molecular (M)
Se trata de la masa relativa de un compuesto y se obtienen sumando la masa atómica de los elementos que
lo conforman multiplicado por el número de átomos presentes.
Ejemplo:
Determine la masa molecular (M) o masa fórmula (MF) de los siguientes compuestos:
A) NaOH: __________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________________
B) N2
O5
: ____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________________
C) Fe(OH)2
: _________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________________
D) HNO3
: ___________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________________
103
QUÍMICA

E) H2
CO3
: ___________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________________
F) Na2
(SO4
): _________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________________
Dato: mA (N = 14, O = 16, H = 1, C = 12, Fe = 46, S = 32)
D)Concepto de mol
Como las sustancias pueden estar formadas de átomos, moléculas o iones, entonces, al hablar de cantidad
de átomos de un elemento se necesita de una unidad que describa en forma adecuada esas cantidades, y de
acuerdo al Sistema Internacional (SI) de unidades, la unidad de cantidad de sustancia es la MOL.
A esta cantidad, 1 mol, también se le denomina número de Avogadro en honor al científico italiano Amadeo
Avogadro que es igual a:
23
o
Número de
1 mol=6,023 10
Avogadro (N )
u
Por ejemplo:
* 1 mol de sodio (Na) = 23 g y contiene 6,023 × 1023
átomos.
* 1 mol de cloro (Cl) = 35,5 g contiene 6,023 × 1023
átomos.
Observación
La masa en gramos de un átomo o una molécula no es igual a la mA o M respectivamente (numéricamente), se
puede calcular de la siguiente manera:
Masa en gramos de un sólo átomo
Usaremos la siguiente ecuación:
23
mA(g)
(1 átomo)
6 10
: masa
m
m
u
Masa en gramos de una sola molécula
Usaremos la siguiente expresión:
23
M
(1 molécula)
6 10
m
u
QUÍMICA

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1. ¿Cuál es la masa en gramos de un átomo de
carbono?
Dato: mA (C = 12)
A)2 × 10–23
g B) 4 × 10–23
g
C) 6 × 1026
g D) 8 × 10–24
g
E) 2 × 1023
g
Resolución:
23
23
23
mA(C)
(1 átomo)
6 10
12
(1 átomo)
6 10
(1 átomo) 2 10 g
m
m
m
u
u
u
Rpta.: 2 × 10–23
g
2. ¿Cuál es la masa de una molécula de MgSO4
?
Dato: mA (Mg = 24, S = 32, O = 16)
A)2 × 10–23
g B) 6 × 10–26
g
C) 2 × 1023
g D) 2 × 10–22
g
E) 8 × 10–23
g
Resolución:
Calculamos la (MgSO4
) = 120 g
Se sabe:
4
23
M(MgSO )
(1 molécula)
6 10
m
u
Reemplazando:
23
22
120 g
(1 molécula)
6 10
(1 molécula) 2 10 g
m
m
u
u
Rpta.: 2 × 10–22
g
3. Halle la MF del CaCO3
(carbonato de calcio).
Datos: mA (Ca = 40, C = 12, O = 16)
A)85 uma B) 90 uma C) 100 uma
D)95 uma E) 120 uma
Resolución:
MF(CaCO3
)=1×mA(Ca)+1×mA(C)+3×mA(O)
MF(CaCO3
)=1× 40+1× 12+3× 16
=100uma
Rpta.: 100 uma
M
105
QUÍMICA

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hora hazlo tú !!
A
1
2
3
4
1
2
3
4
I. Nitrógeno: mA = 14
II. Sodio: mA = 32
III. Azufre: mA = 39
IV. Potasio: mA = 23
(C = 12, H = 1, O =16, S = 32, N = 14)
I. H2
SO4
M = 62
II. H2
CO3
M = 17
III. HNO3
M = 98
IV. C6
H12
O6
M = 63
V. NH3
M = 180
¿Cuál es la masa de una molécula de glucosa
(C6
H12
O6
)? Dato: mA (C = 12, H = 1, O =16)
Determine la masa de un átomo de magnesio.
Dato: mA(Mg = 24)
¿Cuál es la masa de 3 átomos de calcio?
Dato: mA(Ca = 40)
¿Cuál es la masa molecular M del Na2
SO4
?
Dato: mA (Na = 23, S = 32 y O = 16)
Determine las moles para 12 u 1023
átomos de car-
bono.
Dato: mA(C = 12)
¿Cuántos átomos están presentes en 200 mol de
calcio?
Datos: mA(Ca = 40), No
: N.º de Avogrado
QUÍMICA

igamos practicando
S
01
02
03
04
05
06
Indique la masa molecular del ácido sulfuroso.
(H2
SO3
)(m.A(S) = 32)
Indique la masa molecular del siguiente compues-
to (FeSO4
×3H2
O)(m.A(Fe) = 56; (S) = 32)
Determine el número de mol contenido en 17
gramos de H2
S. m.A(S) = 32.
Si el siguiente compuesto (PbXO3
) tiene una masa
molecular igual a 267 uma, calcule la masa atómi-
ca de X. (m.A(Pb) = 207)
¿Cuántos gramos de Fe2
(CO3
)3
hay en 3 mol de di-
cho compuesto? mA(Fe) = 56 uma.
Calcule el número de mol que hay en 264 g de
C3
H8
.
107
QUÍMICA

07 08
E
1. Indique la masa molecular del ácido sulfuroso.
(H2
SO3
)(m.A(S) = 32)
a) 90 uma c) 82 uma e) 98 uma
b) 100 uma d) 96 uma
2. Indique la masa molecular del ácido fosforoso.
(H3
PO3
)(m.A(P) = 31)
b) 98 uma d) 89 uma
3. Indique la masa molecular del siguiente compuesto
(FeSO4
x4H2
O)(m.A(Fe) = 56; (S) = 32)
a) 345 uma c) 967 uma e) 224 uma
b) 567 uma d) 436 uma
4. Si el siguiente compuesto (PbXO3
) tiene una masa
molecular igual a 286 uma, calcule la masa atómica
de X. (m.A(Pb) = 207)
b) 16 uma d) 46 uma
5. Calcule el número de mol que hay en 504 g de
C5
H12
.
a) 2 mol c) 6 mol e) 8 mol
b) 4 mol d) 7 mol
6. Determine el número de mol contenido en 27 gra-
mos de H4
S. m.A(S) = 32.
a) 0,10 c) 0,50 e) 1,25
b) 0,25 d) 0,75
7. ¿Cuántos gramos de Fe2
(CO3
)3
hay en 2 mol de di-
cho compuesto? mA(Fe) = 56 uma.
a) 876 g c) 657 g e) 127 g
b) 445 g d) 472 g
Nivel Avanzado
8. ¿Cuántas moléculas de CO2
existen en 308 g de di-
cho compuesto?
a) 4NA
moléculas de CO2
b) 5NA
moléculas de CO2
c) 6NA
moléculas de CO2
d) 7NA
moléculas de CO2
e) 3NA
moléculas de CO2
¿Cuántas moléculas de CO existen en 168 g de di-
cho compuesto?
¿Cuántas moléculas de H2
CO2
hay en 368 g de di-
cho compuesto?
QUÍMICA

area para la Casa
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C
A
9. ¿Cuántas moléculas de H2
CO2
hay en 322 g de di-
cho compuesto?
a) 4NA moléculas de H2
CO2
b) 8NA moléculas de H2
CO2
c) 9 NA moléculas de H2
CO2
d) 7 NA moléculas de H2
CO2
e) 3NA moléculas de H2
CO2
1. Halle el peso molecular del ácido nítrico
(HNO3
). Dato: mA(H = 1, N = 14, O = 16)
A)64 B) 63 C) 73
D)70 E) N. A.
2. Halle cuál de las sustancias presenta mayor peso
molecular.
A)O2
B) H2
O C) CO
D)CO2
E) NH4
3. ¿Cuántas moles existen en 240 g de magnesio?
Dato: mA(Mg = 24)
A)1 B) 10 C) 240
D)6 × 1023
E) 100
4. Calcule el peso en gramos de una molécula de
hidrógeno. Dato: mA(H = 1)
A)0,33 × 10–23
B) 1,33 × 10–23
C) 1,33 × 1023
D) 1,33 × 10–20
E) 1,33 × 10–20
5. En 100 gramos de calcio puro, ¿cuántos átomos de
calcio hay? Dato: mA (Ca = 40)
A)2No
B) 2,5No
C) 3No
D)3,5No
E) 4No
10. ¿Cuántos átomos de plata existen en 324 g de dicho
elemento? (m.A(Ag) = 108)
a) 9NA
átomo de Ag
b) 10 NA
átomos de Ag
c) 7 NA
átomos de Ag
d) 5NA
átomo de Ag
e) 3NA
átomo de Ag
109
QUÍMICA

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Capitulo
arco Teórico
M
Unidades químicas
de masa - II 4
1 molécula 2 átomos (H) y 1 átomo (O)
1 mol 2NA
átomos (H) y 1NA
átomo (O)
1 MOL = 18 g 2g(H) y 16 g(O)
H2
O
mg(E)
mA(E)
mg(COMP)
M(COMP)
=
Recordando:
Z Efectuemos el cálculo de la masa atómica promedio
de un elemento:
Isótopos:
E
A1
Z
E
A2
Z
E
A3
Z
%1
%2
%3
m.A(E) =
A1
.%1
+ A2
.%2
... + A3
.%3
100%
Donde sabemos:
A1
, A2
, A3
representan los números de masa de cada
isótopo.
%1
, %2
, %3
representan los porcentajes en abundancia
de cada isótopo.
Casos especiales:
a) De molécula a átomos
Sea:
3 átomos de H
1
molécula
de
H3
PO4
Ÿ 1 átomo de P
Total =
8
átomos
4 átomos de O
b) De mol a elemento
Mol = NA
= 6,022 × 1023
3NA
átomos de H
1 mol
de
H3
PO4
Ÿ 1NA
átomo de P
Total =
8 NA
átomos
4NA
átomos de O
98 g
También:
Z 1mol(H3
PO4
) = 98 g(H3
PO4
) = 1mol(H) =
3(6,022 × 1023
) átomos de (H)
Z 1mol(H3
PO4
) = 98 g(H3
PO4
) = 1mol(P) =
1(6,022 × 1023
) átomos de (P)
Z 1mol(H3
PO4
) = 98 g(H3
PO4
) = 1mol(O) =
4(6,022 × 1023
) átomos de (O)
• A conocer el término uma, mol y peso molecular.
• A calcular e interpretar la masa de un átomo y una molécula.
QUÍMICA
Unidades químicas de
masa II Capitulo
arco Teórico
M
Juegos de ingenio
Tener en cuenta:
II. PARENTESCO
JUEGOS DE INGENIO
Estrategias
basadas en la
muchas formas de
llegar a una
conclusión
final
Juegos con cerillas
16

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M
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C
A
c) De compuesto a elemento
Se puede calcular la cantidad de masa o partículas
de un elemento en un compuesto.
Sea:
NaOH Na
1 mol 1 mol
En 40 g existen 23 g
NaOH Na
Se cumple:
M(compuesto)
contiene o mA(atomo)
M: masa molecular mA: masa atómica
1. Calcule la m.A(E) promedio en los siguientes isóto-
pos:
16
E 18
E
60% 40%
Resolución:
m.A(E) =
A1
.%1
+ A2
.%2
+ A3
%3
+ ...
100%
m.A(E) = 16(60) + 18(40)
100
m.A(E) = 960 + 720
100%
m.A(E) = 1680
100
= 16,8 uma
2. ¿Cuántos átomos de hidrógeno están presentes en 7
moléculas de benceno (C6
H6
)?
Resolución:
1 molécula de (C6
H6
) 6 átomos de (H)
7 moléculas de (C6
H6
) x
x = 42 átomos de (H)
3. En 5 mol de H2
O, ¿cuántos átomos de hidrógeno
existen?
Resolución:
1 mol de (H2
O) 2NA átomos de (H)
5 mol de (H2
O) X
X = 10NA
átomos de (H)
4. En 300 gramos de carbonato de calcio (CaCO3
),
¿cuántos gramos de oxígeno existen?
Resolución:
M(CaCO3
) = 100 uma
100 g de (CaCO3
) 16(3)g(O)
300 g de (CaCO3
) x
x = 144 g de (O)
111
QUÍMICA

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hora hazlo tú !!
A
1
2
3
4
1
2
3
4
Calcule la m.A(E) promedio en los siguientes isó-
topos:
26
E 28
E
55% 45%
Calcule la cantidad de neutrones que hay en 3
mol de átomos de calcio: Ca
40
20 .
¿Cuántos átomos de hidrógeno están presentes
en 6 moléculas de propano (C3
H8
)?
En 30 moléculas de CO2
, ¿cuántos átomos de
carbono hay?
¿Cuántos átomos de oxígeno están presentes en
100 moléculas de glucosa? C6
H12
O6
¿Cuántos átomos de carbono están presentes en 10
moléculas de sacarosa (C12
H22
O11
)?
En 9 mol de C3
H8
, ¿cuántos átomos de carbono
existen?
¿Cuántos gramos de potasio hay en 112 gramos de
hidróxido de potasio (KOH)?
(Pesos atómicos: K = 39; O = 16; H = 1)
QUÍMICA

igamos practicando
S
01
02
03
04
05
06
Calcule la m.A(E) promedio en los siguientes isó-
topos:
92
E 96
E
80% 20%
Cierto elemento presenta dos isótopos 40
E y 42
E. Si
sabe que la masa atómica del elemento es 40,8, de-
termina el porcentaje de abundancia del isótopo
más pesado.
¿Cuántos mol de carbonato férrico (Fe2
(CO3
)3
)
contienen 16 NA
átomos de hierro?
En 20 moléculas de NH3
, ¿cuántos átomos de ni-
trógeno existen?
Halle la cantidad de átomos que existen en 90 g
de agua pura.
¿Cuántos mol de ácido sulfúrico (H2
SO4
) con-
tienen 12 NA
átomos de oxígeno?
113
QUÍMICA

Q
07 08
E
pos:
19
E 20
E
65% 35%
a) 19,67 uma c) 19,35 uma e) 20,07 uma
b) 20,1 uma d) 19,63 uma
pos:
32
E 31
E
70% 30%
a) 31,7 uma c) 32,0 uma e) 32,7 uma
b) 31,9 uma d) 32,3 uma
pos:
83
E 86
E
20% 80%
a) 82,8 uma c) 85,4 uma e) 83,6 uma
b) 84,2 uma d) 83 uma
4. Cierto elemento presenta dos isótopos 35
E y 36
E. Si
la masa atómica del elemento es 35,9, determine el
porcentaje de abundancia del isótopo más pesado.
a) 10% c) 70% e) 80%
b) 30% d) 90%
5. En 7 mol de H2
O2
, ¿cuántos átomos de hidrógeno
están presentes?
a) 14NA
c) 21NA
e) 20NA
b) 28NA
d) 19NA
6. En 12 mol de alcohol etílico (C2
H5
OH), ¿cuántos
átomos de carbono existen?
a) 92NA
átomos d) 24NA
átomos
b) 56NA
átomos e) 25NA
átomos
c) 49NA
átomos
7. ¿Cuántos mol de sulfato de aluminio (Al2
(SO4
)3
)
contienen 16NA
átomos de aluminio?
b) 16 mol d) 9 mol
Nivel Avanzado
8. ¿Cuántos mol de fosfato plúmbico (Fe3
(PO4
)4
)
contienen 15NA
átomo de hierro?
b) 7 mol d) 4 mol
Calcule la cantidad de neutrones en 2 mol de áto-
mos de argón: Ar
40
18
.
Halle la cantidad de átomos que hay en 85 g de
amoniaco. (NH3
)
QUÍMICA

area para la Casa
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9. En 444 gramos de hidróxido de calcio (Ca(OH)2
),
¿cuántos gramos de hidrógeno existen?
a) 19 g c) 17 g e) 18 g
b) 15 g d) 12 g
1. En 60 moléculas de CO, ¿cuántos átomos de oxíge-
no (O) hay?
a) 40 c) 60 e) 10
b) 50 d) 30
2. En 3 mol de NH3
, ¿cuántos átomos de hidrógeno
hay?
a) 4NA
c) 1NA
e) 10NA
b) 8NA
d) 9NA
3. ¿Cuántos mol de carbonato de calcio (CaCO3
)
contienen 6 NA átomos de calcio?
a) 5 mol d) 9 mol
b) 6 mol e) 8 mol
c) 2 mol
4. Señale cuántos gramos de oxígeno hay en 560 gra-
mos de óxido de calcio (CaO).
a) 160 g d) 120 g
b) 150 g e) 180 g
c) 170 g
5. Halle la cantidad de átomos que existen en 88 g de
dióxido de carbono. (CO2
)
a) 35.1024
d) 36.1025
b) 39.1024
e) 36.1023
c) 32.1024
10. En376gramosdeóxidodepotasio(K2
O),¿cuántosgra-
mosdepotasioexisten?
a) 257g c) 232g e) 312g
b) 296g d) 290g
115
QUÍMICA

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Capitulo
arco Teórico
M
Estado gaseoso 5
Ecuación universal
P.V = R.T.n PM = R.T.m
v
PV = RT #moléculas
NA
P.V = R.T.m
M M = RTm
PV
CONCEPTO
Es un estado de agregación molecular de la materia
en al que predonima la fuerza de repulsión, ya que
sus moléculas se encuentran en movimiento caótico,
debido a su alta energía cinética.
1 molécula de He con gran
movimiento chocando contra
las paredes del recipiente que
contiene el gas
CARACTERÍSTICAS
Z Fa Fr (Fa: fuerzas de atracción/ Fr: fuerzas de re-
pulsión)
Z Forma y volumen variables
PROPIEDADES
I. A nivel submicroscópico o molecular
a) Poseen alto grado de des-
orden molecular, debido a
que las fuerzas de repulsión
molecular (FR
) predominan
sobre las fuerzas de atracción
(FA
).
b) Poseen grandes espacios in-
termoleculares, fines las mo-
léculas de un gas están muy
separadas. Lo que significa
que un porcentaje pequeño
es ocupado por las moléculas
(0,1%) y el resto es espacio
vacío.
c) Tienen gran energía cinética
porque se desplazan a gran-
des velocidades, chocando
violentamente entre sí.
• A reconocer las características de un gas real y un gas ideal.
• A definir las variables de estado (P, V, y T).
• Cuál es la constante universal de los gases ideales.
QUÍMICA
Estado gaseoso
Capitulo
arco Teórico
M
Juegos de ingenio
Tener en cuenta:
II. PARENTESCO
JUEGOS DE INGENIO
Estrategias
basadas en la
muchas formas de
llegar a una
conclusión
final
Juegos con cerillas
17

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II. A nivel macroscópico
a) Compresibilidad o compresión
Son compresibles: disminuyen su volumen por
aumento de presión, debido al gran espacio in-
termolecular que existe.
b) Expansión o expansibilidad
Se expanden fácilmente por un aumento de tem-
peratura; esto significa que el volumen aumenta
por la gran energía cinética que poseen.
c) Difusión
Es difusible porque sus moléculas se pueden trasla-
dar de un lugar a otro, por la gran energía cinética
queposeen.Tambiénsepuededecirqueungaspue-
deviajaratravesdeotrogasolíquido.
perfume
(volatilizado)
d) Efusión o fugacidad
Es efusible porque las moléculas gaseosas pue-
den salir a través de pequeñas aberturas u orifi-
cios, debido a la alta presión interior que posee
para luego pasar a una presión interior.
FUNCIONESOPARÁMETROSDEESTADO
Son aquellas variables que alteran las características
físicas de los gases como la presión (P), el volumen (V)
y la temperatura (T).
1. Presión (P)
Está dado por un conjunto de choques moleculares
contra las paredes del recipiente del gas.
Patm
= 1 atm = 760 mm Hg = 760 torr al nivel del mar
2. Temperatura (T)
Mide el grado de agitación molecular (movimiento
de las moléculas de un gas)
°C + 273 = K
°F + 460 = R
3. Volumen (V)
Espacio ocupado por el gas dentro del recipiente.
1m3
= 103
l
1 l = 103
cm3
= 1000 mL
1cm3
= 1ml
CONDICIONESNORMALES(C.N.OT.P.N.)
Se dice «condiciones normales» o «temperatura y presión
normales»cuando:
P=1atm=760torr=760mmHgyT=0°C=273K
VOLUMEN MOLAR (VM
)
Es el volumen ocupado por un mol de un gas a
determinadas condiciones de presión y temperatura.
A condiciones normales (C.N. o T.P.N.), un mol de
cualquier gas ocupa un volumen de 22,4 l.
Vm a C.N. = 22,4 l/mol
Además, se utiliza el número de moles(n)
n = m
M
TEORÍACINÉTICO-MOLECULAR(T.C.M.)
DELOSGASESIDEALES
a) Los gases están compuestos por partículas peque-
ñísimas llamadas «moléculas», de forma esférica y
de diámetro despreciables, en comparación con las
distancias que lo separan.
b) El movimiento de estas moléculas es desordenado,
rápido, continuo y al azar; es decir, no tienen direc-
ción preferencial, pero su trayectoria es rectilínea.
117
QUÍMICA

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c) En su movimiento, chocan entre sí y con las pa-
redes del recipiente que lo contienen, y estos cho-
ques serán completamente elásticos; es decir, se
conserva la cantidad de movimiento y no hay de-
formación.
d) La energía cinética promedio de las moléculas es
directamente proporcional a la temperatura abso-
luta del gas.
Se debe recordar que un gas ideal solo es una per-
cepción mental o un gas hipotético; por lo tanto, es
obvio que no existe. Un gas real tiende a un com-
portamiento ideal a presiones bajas y a temperatu-
ras altas, porque, a dichas condiciones, las fuerzas
intermoleculares tienden a cero.
Licuar un gas es pasar del estado gaseoso al lí-
quido, y esto se logra haciendo que las fuerzas de
atracción sean mayores o iguales a las de repulsión,
disminuyendo la temperatura, aumentando la pre-
sión o variando en forma simultánea la presión y
temperatura.
ECUACIÓN UNIVERSAL DE LOS GASES
Se denomina también «ecuación de estado de los gases
ideales» porque nos permite establecer una relación de
funciones de estado.
La fórmula es:
P.V = R.T.n P.V = R.T.m
M
Donde:
P = presión absoluta: atm, torr, mm Hg
V = volumen: litro (l), mL
n: número de moles: mol
R: constante universal de los gases ideales o constante
de Reanault
Sus valores pueden ser:
R1
= 0,082 atm.l
K.mol
R2
= 62,4mmHg.l
K.mol
R3
= 8,3 kPa.l
K.mol
T = Temperatura
m: masa (g)
M = masa molecular
Densidad de un gas
PM = TRD
D: densidad
Masa molecular de un gas:
M = R.T.m
P.V
1. Determine la temperatura (en °C) que soportan 10
mol de oxígeno que ocupan un volumen de 82 L a 3
atmósferas. (R = 0,082)
Resolución:
PV = RTn
3atm(82L) = 0,082(T) 10 mol
T = 300K – 273 = 27°C
2. ¿Qué masa se tendrá en 112 L de oxígeno a C.N.? (R
= 0,082)
Resolución:
1 mol(O2
) = 32 g 22,4 l
x5
(«x») 112 l
x = 160 g
x5
3. Determine la densidad del gas metano (CH4
) a 4,1
atm y 127 °C. (R = 0,082)
Resolución:
P = 4,1 atm
M(CH4
) = 16
T = 127 °C + 273 = 400K
PM = TRD
4,1atm(16) = 400K(0,082)X
X=2g/L
QUÍMICA

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hora hazlo tú !!
A
2
3
4
1
2
3
4
¿A qué temperatura (en °C) se encuentra 0,5 mol
de un gas ideal en un recipiente de 8,2L a 8 atm de
presión? (R = 0,082)
¿Cuál es la densidad de un compuesto gaseoso
cuya masa molecular (M) es 28 a 77 °C y 8,2 atm?
(R = 0,082)
¿Cuál será el volumen el litros a condiciones nor-
males que ocupe todo el cloro (Cl2
) existente en
710 g de dicho gas? m.A. (Cl = 35,5)
¿Cuántas moles de gas propano (C3
H8
) existen en
un recipiente de 1000 L si además la presión es
1,64 atm y 127 °C?
DetermineladensidaddelgasH2
Sa27°Cy2,46atm.
m.A.(S = 32).
Determine la masa molecular (M) de 122 g de
una sustancia gaseosa que se encuentra a la pre-
sión de 41 atm, temperatura de 137 °C y ocupan-
do un volumen de 9 litros.
¿Cuántas mol de CO2
hay en 500 L a 6,24
mmHg y 227 °C? (R = 62,4)
¿A qué temperatura (en °C) se encuentra 2,5 mol
de un gas ideal en un recipiente de 5,2L a 8 atm
de presión? (R = 0,082)
119
QUÍMICA

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igamos practicando
S
01
02
03
04
05
06
¿Cuántas mol de CO2
hay en 500 L a 6,24 mmHg
y 227 °C? (R = 62,4)
Se tienen18 mol de HCN, sometidos a la presión
de 36 atm. Calcule el volumen si la temperatura es
27 °C. (R = 0,082)
¿Qué presión en ATM ejerce el NO2
(g) cuando su
densidad es de 1,8 g/L a 187 °C?
Señale el gas que ocupa mayor volumen en condi-
ciones normales. (dato: Ne = 20 uma)
a) 128 gramos de O2
b) 100 gramos de Ne
c) 3 mol de CO2
d) 4 mol de H2
e) 6,022 × 1024
moléculas de Flour
Determine la presión, en atmósferas, que ejercerá
6,0 × 1025
moléculas de un gas ideal a 27 °C, con-
tenidas en un recipiente de 100 L.
Datos NA
= 6,0 × 1023
; R = 0,082
¿Cuántos gramos de CO hay en un recipiente de
1,64 L de capacidad, que contiene gas CO a la tem-
peratura de 7 °C y 2 ATM de presión? Datos: C =
12 y O = 16; R = 0,082.
QUÍMICA

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07 08
E
Nivel Avanzado
1. La presión de un gas ideal es 4,1 atm y ocupa un
volumen de 4 litros. Determine el número de mol si
se encuentra a una temperatura de 127 °C.
a) 0,2 mol c) 0,4 mol e) 0,6 mol
b) 0,3 mol d) 0,5 mol
2. Cierto gas se encuentra sometido a 312 mmHg de
presión y su número de mol es 1. Halle su volumen
si presenta una temperatura de 77 °C.
a) 92 L c) 38 L e) 98 L
b) 56 L d) 70 L
3. Si 9 L de un gas se encuentran sometidos a 2496
mmHg de presión y 127 °C de temperatura, determi-
ne el número de mol presentes en dicho gas.
a) 0,2 mol c) 0,4 mol e) 0,9 mol
b) 3,20 mol d) 2,2 mol
4. Si 8 mol de un gas ideal se encuentran sometidos a
27 °C y ocupan un volumen de 0,82 L, determine la
presión en atmósferas que presenta.
a) 240 ATM c) 428 ATM e) 612 ATM
b) 435 ATM d) 194 ATM
5. Calcule la densidad del CO2
a 1,23 atm y 27 °C en
(g/l). P.A.(C = 12, O = 16)
a) 14,4 c) 17,2 e) 2,2 g/L
b) 15,4 d) 14,3
6. Calcule el volumen que ocupa un gas si tiene 6
mol en condiciones normales.
a) 111,2 c) 154,8 e) 197,3
b) 134,4 d) 167,5
7. ¿Cuántos átomos de hidrógeno existen en un re-
cipiente que contiene 11,2 litros de hidrógeno ga-
seoso (H2
) a O °C y 760 mmHg?
NA
= número de Avogadro
a) 1NA
c) 0,5NA
e) 22,4NA
b) 2NA
d) 11,2NA
8. Calcule cuántas moléculas de NO2
están conte-
nidas en un volumen de 1,248 L a 200 °C y 473
mmHg?
R = 62,4
NA
= 6 × 1023
a) 2 × 1021
c) 7 × 1021
e) 9 × 1021
b) 4 × 1021
d) 12 × 1021
Determine la masa molecular de un gas cuya
densidad es 0,09 g/L a 27 °C y 0,082 atm de
presión.
Escriba verdadero (V) o falso (F).
I. Los gases se componen de moléculas en mo-
vimiento caótico continuo. ( )
II. Las moléculas no ejercen fuerzas atractivas re-
pulsivas entre sí. ( )
III. La energía cinética es directamente propor-
cional a la temperatura absoluta de la muestra.
( )
121
QUÍMICA

area para la Casa
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9. Calcule la masa molecular de un gas que ocupa
un volumen de 0,112 L a condiciones normales de
presión y temperatura, sabiendo que su masa es de
0,28 gramos.
a) 22 g/mol c) 64 g/mol e) 79 g/mol
b) 37 g/mol d) 56 g/mol
1. ¿Cuál es la masa molecular de una molécula del gas
«J», si su densidad es 1,2 g/L cuando está a una pre-
sión de 624 mmHg y a una temperatura de 27 °C?
b) 15 uma d) 12 uma
2. ¿Cuántas moléculas de óxido sulfuroso hay en 82 L
de dicho gas a 127 °C y 3 atm? (NA
= 6 × 1023
)
a) 6 × 1023
c) 4 × 1022
e) 18 × 1023
b) 4 × 1020
d) 45 × 1023
3. Calcula el volumen ocupado por 280 g de CO a 97
°C y 740 mmHg.
a) 740 c) 370 e) 106
b) 624 d) 312
4. Señala cuántos gramos de amoniaco, NH3
, en esta-
do gaseoso, están contenidos en un balón de 31,2
L que contiene el gas a 527 °C y 400 mmHg.
a) 8 c) 17 e) 8.5
b) 4.25 d) 4
5. Señala qué gas presenta una densidad de gas 1,5
g/L a 702 mmHg y 27 °C
a) CH2
c) O2
e) NO2
b) H2
d) Ar
10. Señale qué volumen, en litros, ocupa 12 × 1023
mo-
léculas de metano CH4
, que se encuentran a 27 °C
y 4,1 atmósferas.
NA
= 6 × 1023
a) 18 c) 22 e) 15
b) 44 d) 12
QUÍMICA

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Capitulo
arco Teórico
M
Reacciones
químicas 6
• A reconocer una reacción química.
• A diferenciar los tipos de reacciones químicas.
REACCIONES QUÍMICAS
1. Definición
Es el proceso por el cual una o más sustancias
sufren cambios o transformaciones en su estructura
interna, es decir, hay ruptura de enlaces en las
sustancias iniciales formándose así nuevos enlaces
que corresponden a nuevas sustancias.
2. Evidencias de una reacción química
a) Variación de olor, color, sabor.
b) Variación de energía.
c) Formación de un precipitado (aparición de una
sustancia insoluble en el medio que se dirige al
fondo por gravedad).
d) Liberación o desprendimiento de un gas.
3. Ecuación química
Es la representación de una reacción química
dondeseindicaelaspectocuantitativoycualitativo
de sus partes toda ecuación química consta de:
– Reactantes: Son la(s) sustancia(s) iniciales de
una reacción.
– Productos: Son la(s) sustancia(s) finales de una
reacción.
Ejemplo: Obtención del cloro (por Scheele)
123
QUÍMICA
Reacciones químicas
Capitulo
arco Teórico
M
Juegos de ingenio
Tener en cuenta:
II. PARENTESCO
JUEGOS DE INGENIO
Estrategias
basadas en la
muchas formas de
llegar a una
conclusión
final
Juegos con cerillas
18

Entonces:
HCl(ac)
+ MnO2(g)
o MnCl2(ac)
+ H2
O(l)
+
Cl2(g)
Donde: Los reactantes o reactivos son:
HCl(ac)
y MnO(g)
Los productos son:
MnCl2(ac)
, H2
O(l)
y Cl2(g)
En las ecuaciones químicas utilizamos otros
símbolos que se escriben como subíndices:
(s)sólido
(l) líquido
(g)gaseoso
(ac) acuoso (disuelto en agua)
n liberación de un gas
p precipitación de un sólido
Δ variación de energía
(c)cristalino
4. Tipos de reacciones químicas
I. De acuerdo a su forma
a) Adición, composición o síntesis: Dos o más
reactantes generan un producto.
A + B + ... o AB...
Ejemplo: H2(g)
+ O2(g)
→ H2
O
b) Descomposición: Un sólo reactante origina
varios productos.
AB... o A
+ B
Ejemplo: CaCO3(s)
→ CaO(s)
+ CO2(g)
c) Sustitución o simple desplazamiento: El
elemento más activo desplaza a otro ocupando
su lugar.
A + BC o B + AC
Ejemplo: Zn + HCl → ZnCl2
+ H2
d) Doble sustitución o metátesis: En este caso
sucede un intercambio de elementos entre dos
compuestos diferentes.
AB + CD o AD +
BC
Ejemplo: NaCl + KNO3
→ KCl+ NaNO3
II. De acuerdo al tipo de combustión
a) Combustión completa: Se genera CO2
y H2
O,
quemándose el combustible con el comburente
(O2
).
Ejemplo: CH4
+ O2
→ CO2
+ H2
O
Combustible. Es la sustancia que se quema o arde.
Comburente. Es la sustancia que permite que el
otro se queme, en nuestro caso, es el oxígeno.
NOTA
b) Combustión incompleta: Se obtiene CO y H2
O.
Ejemplo: C2
H2
+ O2
→ CO + H2
O
III. De acuerdo a la energía involucrada
a) Reacción exotérmica. Son aquellas reacciones
que liberan o emiten energía debido a que la
energía total de los reactantes es mayor que la
energía total de los productos.
Ejemplo: C3
H8
+ 5O2
→ 3CO2
+ 4H2
O + calor
b) Reacción endotérmica: Son aquellos que
absorben energía.
Ejemplo:
Al2
O3
+ 2Fe + 203 kcal → 2Al + Fe2
O3
ΔH = +203 kcal
IV. Según el tipo de reacción
a) Reversible: Es un proceso de doble sentido,
donde los productos se descomponen para
poder producir los reactantes.
Ejemplo: H2(g)
+ Cl2(g)
l 2HCl(g)
También: 2HCl(g)
l H2(g)
+ Cl2(g)
Entonces: H2(g)
+ Cl2(g)
l 2HCl(g)
b) Irreversible: Es un proceso de un solo sentido.
Ejemplo: Mg(s)
+ 2HCl(ac)
→ MgCl2(ac)
+ H2(g)
QUÍMICA

1. Señale de las siguientes proposiciones (V) o (F)
según corresponde, con respecto a una reacción
química.
( ) Se forman nuevos enlaces.
( ) La ebullición del agua no es una reacción
química.
( ) En el proceso se forman nuevas sustancias
químicas.
( ) Las sustancias originales sólo sufren cambios
en sus propiedades físicas.
( ) Cambio de color de las sustancias.
Rpta.: VVVFV
2. Señale una reacción que no es de simple
desplazamiento.
A)Zn + HCl → ZnCl2
+ H2
B) Mg + CuSO4
→ MgSO4
+ Cu
C) NH3
→ N2
+ H2
Resolución:
+ H2
(El elemento más activo “Zn” desplaza al “H”
ocupando su lugar).
B) Mg + CuSO4
→ MgSO4
+ Cu
(El elemento más activo “Mg” desplaza al “Cu”
ocupando su lugar).
C) NH3
→ N2
+ H2
La reacción es de descomposición.
Rpta.: C
3. ¿Cuál de las siguientes reacciones es de combustión
completa?
A)Ni + H2
SO4
→ NiSO4
+ H2
B) C5
H5
OH + O2
→ 3CO2
+ 4H2
O
C) NaCl + AgNO3
→ AgCl + NaNO3
Resolución:
A)Ni + H2
SO4
→ NiSO4
+ H2
(desplazamiento
simple)
B) C5
H5
OH + O2
→ 3CO2
+ 4H2
O
combustible comburente
alcohol
– Presenta como producto CO2
y H2
O
? Es de combustión completa.
C) NaCl + AgNO3
→ AgCl + NaNO3
(desplazamiento doble)
Rpta.: C
125
QUÍMICA

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hora hazlo tú !!
A
1
2
3
4
1
2
3
4
¿Cuál de las siguientes proposiciones no es una evi-
dencia de una reacción química?
A) cambio de temperatura
B) formación de precipitado
C) liberación de un gas
D) cambio de densidad
E) cambio de calor
La siguiente reacción química es de:
CH4
+ O2
o CO2
+ H2
O + calor
A) adición y endotérmica.
B) descomposición y exotérmica.
C) combustión completa y exotérmica.
D) combustión completa y endotérmica.
E) combustión incompleta y exotérmica.
Balancea la siguiente reacción:
P2
H4
o PH3
+ P4
H2
Indique cuál de las siguientes reacciones es de
composición.
A) NH3
o N2
+ H2
B) H2
+ O2
o H2
O
C) CaCO3
o CaO + CO2
D) Fe + HCl o FeCl2
+ H2
E) CH4
+ O2
o CO2
+ H2
O
Indique la relación que no corresponde.
I. Zn + H2
SO4
o ZnSO4
+ H2
(simple desplazamiento)
II. HCl + KOH o KCl + H2
O
(doble desplazamiento)
III. CH4
+ O2
o CO + H2
O
(combustión completa)
Balancea la siguiente ecuación y da la suma de co-
eficientes:
C6
H12
O6
+ O2
o CO2
+ H2
O
¿Cuántas reacciones son de descomposición?
I. 3H2
+ N2
o NH3
II. 2KClO3
o 2KCl + 3O2
III. HCl + NaOH o NaCl + H2
O
Correlacione número y letra correctamente.
I. C + O2
o CO2
II. 2NH3
o N2
+ 3H2
III.H2
+ AgCl o Ag + HCl
IV.HCl + NaOH o NaCl + H2
O
a) desplazamiento
b) composición
c) descomposición
d) desplazamiento doble o metátesis
QUÍMICA

Q
U
Í
M
I
C
A
igamos practicando
S
01
02
03
04
05
06
¿Cuál de las siguientes transformaciones no evi-
dencia una posible reacción química?
a) Liberación de gases
b) Formación de precipitado
c) Liberación o absorción de energía
d) Cambios de coloración
e) N.A.
Uno de los siguientes compuestos representa una
reacción de adición:
a) KClO3
o KCl + O2
b) CH4
+ O2
o CO2
+ H2
O
c) O3
o O2
d) C2
H6
+ O2
o CO + H2
O
e) SO + O2
o SO3
Indique la reacción de descomposición:
a) NaCl(s)
o NaCl(ac)
b) H2
+ O2
o H2
O
c) Na + CH3
Cl o NaCl + C2
H6
d) NaClO4
o NaClO3
+ O2
e) Na + H2
o NaOH + H2
Señale aquella afirmación que no corresponde a
una reacción química.
a) En el proceso se forman nuevas sustancias
químicas.
b) La ebullición del agua no es una reacción
química.
c) Las sustancias originales sufren cambio solo en
sus propiedades físicas.
d) Durante el proceso, hay ruptura de enlaces en
las moléculas reactantes.
e) Se forman nuevos enlaces.
De las siguientes reacciones, ¿cuál de ellas son de
síntesis o adición?
a) H2
SO4
o H2
O + O2
b) KClO3
o KCl + O2
c) Ca(OH)2
o CaO + H2
O
d) Fe + S o FeS
e) HgO o Hg + O2
Una de las siguientes reacciones no es metátesis o
doble descomposición:
a) AgNO3
+ K2
CrO4
o Ag2
CrO4
+ KNO3
b) Na2
S + Fe(NO3
)2
o FeS + NaNO3
c) KI + Pb(NO3
)2
o PbI2
+ KNO3
d) H2
SO4
+ BaCl2
o BaSO4
+ HCl
e) KNO3
+ Li o K + LiNO3
127
QUÍMICA

07 08
E
Nivel Básico
Nivel Intermedio
1. ¿Cuál de las siguientes proposiciones es una
evidencia de una reacción química?
A)cambio de densidad
B) cambio de sabor
C) formación de precipitado
D)cambio de volumen
E) B y C
2. Indique una reacción de combustión.
A)H2
+ O2
→ H2
O
B) C3
H5
+ O2
→ CO2
+ H2
O
C) CH4
+ O2
→ CO+ H2
O
D)NH3
→ H2
+ N2
E) B y C
3. Indique una reacción de síntesis.
A)H2
+ Cl2
→ HCl
B) Mg + HCl → MgCl2
+ H2
C) H2
O → H2
+ O2
D)N2
+ O2
→ N2
O5
E) A y D
4. Relacione correctamente.
I. Fe + HCl → FeCl2
+ H2
II. C3
H8
+ O2
→ CO2
+ H2
O
III. Mg + O2
→ MgO
a) adición
b) combustión completa
c) simple desplazamiento
5. Los productos CO y H2
O pertenecen a una
reacción de:
A)combustión completa.
B) simple desplazamiento.
C) combustión incompleta.
D)doble desplazamiento.
E) adición.
6. Indique la relación que si corresponde.
I. Zn + HBr → ZnBr2
+ H2
(adición)
II. H2
+ I2
→ HI (composición)
III. CaCO3
+ calor → CaO + CO2
(endotérmica)
A)solo I B) solo II
C) solo III D) I y II
E) II y III
7. Indique una reacción de doble desplazamiento.
+ H2
B) CuSO4
+ NaCO3
→ NaSO4
+ CuCO3
C) H2
O2
→ H2
+ O2
D)KClO3
+ calor → KCl + O2
E) NH3
→ N2
+ H2
A)Ib, IIc, IIIa B) Ic, IIb, IIIa
C) Ia, IIb, IIIc D) Ia, IIc, IIIb
E) A y C
Una de las siguientes reacciones es de metátesis.
¿Cuál es?
a) H2
+ O2
o H2
O
b) CuO + NH3
o N2
+ Cu + H2
O
c) C3
H8
+ O2
o CO2
+ H2
O
d) NaHCO3
o Na2
CO3
+ CO2
+ H2
O
e) H2
S + Ca(OH)2
o CaS + H2
O
Balancea e indica la suma de los coeficientes:
N2
+ H2
o NH3
Dé como respuesta la suma de coeficientes este-
quiométricos.
QUÍMICA

area para la Casa
T
1. ¿Cuál de las siguientes proposiciones es una
evidencia de una reacción química?
A)cambio de olor
B) cambio de sabor
C) liberación de gas
D)formación de precipitado
E) Todas son correctas.
2. Indique cuál de las siguientes reacciones es de
adición.
A)Mg + 2HCl → MgCl2
+ H2
B) H2
O + O2
→ H2
O2
C) N2
+ H2
→ NH3
D)Fe + O2
→ Fe2
O3
E) O2
+ H2
→ H2
O
3. ¿Cuál de las reacciones es de simple
desplazamiento?
A)KClO3
→ KCl + O2
B) Mg + HCl → MgCl2
+ H2
C) NH3
+ HCl → NH4
Cl
D)Na2
O2
→ NaO + O2
E) H2
O → H2
+ O2
4. Indique una reacción de descomposición.
A)N2
+ H2
→ NH3
B) CaCO3
→ CaO + CO2
C) Zn + HCl → ZnCl2
+ H2
D)Cl2
+ O2
→ Cl2
O3
E) H2
+ O2
→ H2
O
5. Relacione correctamente:
I. Zn + HBr → ZnBr2
+ H2
II. Ca + O2
→ CaO
III. C3
H8
+ O2
→ CO + H2
O
a) adición
b) combustión incompleta
c) simple desplazamiento
A)Ia, IIb, IIIc B) Ib, IIa, IIIc
C) Ic, IIa, IIIb D) Ic, IIb, IIIa
E) Ia, IIc, IIIb
Q
U
Í
M
I
C
A
Nivel Avanzado
8. Respecto a la siguiente reacción química:
H2
+ I2
+ calor → HI
es de:
A)descomposición y endotérmica.
B) adición y endotérmica.
C) simple desplazamiento y exotérmica.
D)síntesis y exotérmica.
E) B y D.
9. Marque la alternativa correcta sobre las siguientes
reacciones químicas:
I. CaO + H2
O → Ca(OH)2
II. Fe + CuSO4
o
m FeSO4
+ Cu
III. Cl2
+ O2
→ Cl2
O3
A)Las reacciones I y II son de adición.
B) Las reacciones I y III son de síntesis.
C) La reacción II es de simple desplazamiento.
D)La reacción III es de descomposición.
E) B y C
10. Indique la reacción de simple desplazamiento e
irreversible.
A)N2
+ H2
→ NH3
B) Na2
O2
→ NaO + O2
C) Mg + HCl → MgCl2
+ H2
D)H2
+ I2
+ calor o
m HI
E) B y C
129
QUÍMICA

Capitulo
arco Teórico
M
Reacciones redox 1
• A identificar una reacción de óxido-reducción.
• A balancear una ecuación química por el método redox.
REACCIÓN REDOX
TRANSFERENCIA DE eS
OXIDACIÓN REDUCIÓN
Pérdida de eS
Aumenta el EO
Ganancia de eS
Disminuye el EO
se produce
donde produce
REACCIONES REDOX
Método redox
Aplicable a reacciones del tipo redox, consta de los
siguientes pasos:
a) Se determina el estado oxidación de cada elemento.
b) Separar las semirreacciones de oxidación y
reducción.
Son aquellas reacciones donde se produce transferen-
cia de electrones, la cual provoca cambio del estado de
oxidación de algunos elementos que participan en la
reacción.
QUÍMICA
Reacciones redox
Capitulo
arco Teórico
M
Juegos de ingenio
Tener en cuenta:
II. PARENTESCO
JUEGOS DE INGENIO
Estrategias
basadas en la
muchas formas de
llegar a una
conclusión
final
Juegos con cerillas
19

Í
I
c) Se efectúa el balance atómico de cada reacción.
d) Se efectúa el balance de cargas eléctricas en cada
semirreacción sumando o restando electrones.
e) Igualar los electrones ganados y perdidos y sumar
miembro a miembro las semirreacciones.
f) La reacción obtenida se reemplaza en la ecuación
original y el resto se balancea por el método del
tanteo.
Ejemplo:
1. Determine el estado de oxidación del nitrógeno
(N) en el siguiente compuesto:
x
HNO3
A)+1 B) +2 C) +3
D)+4 E) +5
Resolución:
Se indica el número de oxidación de cada
elemento que forma el compuesto mencionado:
+1 x –2
HNO3
Luegoseprocedeacalcularelvalorysignorespectivo
del nitrógeno (N) igualando la ecuación a cero.
+1+x+3(–2)=0
+1+x – 6 = 0
x – 5 = 0
x = +5
Por tanto, el estado de oxidación del nitrógeno es
+5.
Rpta.: +5
2. ¿Cuál de las semirreacciones representa una
reducción?
A)Cu+1
→ Cu+2
B) Sn+2
→ Sn+4
C) S+2
→ S+6
D) Mg+2
→ Mg0
E) N+2
→ N+5
Resolución:
Para que sea un proceso de reducción el
número de oxidación de una de las sustancias
debe disminuir, por tanto, se observa que el
átomo de magnesio disminuye su estado de
oxidación respectivo.
Rpta.: Mg+2
→ Mg0
3. Dada la siguiente ecuación química de óxido-
reducción:
Cu(s)
+ 2AgNO3(ag)
→ Cu(NO3
)2
+ 2Ag(s)
de ella se deduce que el cobre:
A)se oxida porque gana 2e–
.
B) se reduce porque pierde 2e–
.
C) es el agente reductor porque se reduce.
D)es el agente oxidante porque se reduce.
E) se oxida porque pierde 2e–
.
Resolución:
Determinando los EO:
El Cu pierde 2e–
(se oxida) y es el agente reductor.
Rpta.: se oxida porque pierde 2e–
.
131
QUÍMICA

1
hora hazlo tú !!
A
2
3
4
1
2
3
4
¿Qué cambio en número de oxidación representa
una oxidación?
Complete la siguiente semirreacción, indicando
el número de electrones que se transfiere:
N2
→ N–3
En la reacción química:
HNO3
+ Ag → AgNO3
+ NO
el número de oxidación del nitrógeno cambia de:
¿Qué cambio en número de oxidación representa
una reducción?
Complete la siguiente semirreacción indicando el
número de electrones que se transfieren.
P4
o P–3
En la siguiente reacción:
CO + O2
→ CO2
el número de oxidación del carbono cambia de:
¿Qué relación es incorrecta?
a) Mg0
o Mg2+
+ 2e–
oxidación
b) Cl+5
+ 4e–
o Cl+1
reducción
c) Mn7+
+ 5e–
o Mn2+
reducción
d) S0
o S6+
+ 6e–
reducción
e) Fe2+
– 1e–
o Fe3+
oxidación
¿Qué relación es incorrecta?
a) Pb+2
– 2e–
o Pb4+
oxidación
b) N+5
+ 2e–
o N3+
reducción
c) Cr+2
o Cr+6
+ 4e–
reduce
d) H2
0
+ 2e–
o 2H+1
oxidación
e) Cl+1
o Cl+3
+ 2e–
reduce
QUÍMICA

Q
Í
I
igamos practicando
S
01
02
03
04
05
06 Al balancear la reacción:
Fe2
Si + HNO3
→Fe(NO3
)3
+ H2
SiO3
+ NO + H2
O
determine:
coeficiente AO
#e - transferidos
Determine el estado de oxidación del cloro:
KClO4
Determine el E.O. del nitrógeno en el siguiente
ácido: HNO3
.
Determine el E.O. del fósforo en el siguiente com-
puesto: H3
PO4
Determine el estado de oxidación del azufre en
cada compuesto:
H2
SO3
; H2
S
Indique en cada caso si es oxidación o reducción.
A) F+2
→ Fe+3
__________________
B) Cu0
→ Cu+1
__________________
C) Ag+1
→ Ag0
__________________
D) Cl+5
→ Cl+3
__________________
133
QUÍMICA

Q
U
Í
M
I
C
A
07 08
E
Nivel Básico
Nivel Intermedio
1. En la siguiente reacción química, ¿qué sustancia
actúa como agente reductor?
CuO(s)
+ NH3(g)
→ N2(s)
+ Cu(s)
+ H2
O(g)
A)N2
B) H2
O C) NH3
D)CuO E) Cu
2. Indique si se trata de una oxidación o reducción
en cada caso.
A)Cl2
0
_________ → Cl–1
_______________
B) Fe+2
_________ → Fe0
_______________
C) N+4
_________ → N+2
_______________
D)S+2
_________ → S+6
_______________
3. En la reacción redox, ¿cuál es el coeficiente del
agente reductor?
Fe + O2
→ FeO
A)2 B) 3 C) 5
D)4 E) 1
4. En la siguiente ecuación:
C + H2
→ CH4
la suma de los coeficientes de reactantes y
productos es:
5. Señale la forma oxidada en la reacción:
HNO3
+ H2
S → S + NO + H2
O
A)HNO3
B) H2
S C) NO
D)S E) H2
O
6. ¿Cuál es el agente oxidante en la reacción redox?
Cu + HNO3
→ Cu(NO3
)2
+ NO2
+ H2
O
A)Cu B) HNO3
C) Cu(NO3
)2
D)NO2
E) H2
O
NaI + NaIO3
+ H2
SO4
→ I2
+ Na2
SO4
+H2
O
A)el sodio se reduce.
B) el azufre se oxida.
C) el yodo se oxida.
D)el yodo se reduce.
E) C y D
A)2 B) 3 C) 4
D)6 E) 8
Indique qué sucede con el yodo.
HIO o IO–
4
Señale la semirreacción mal balanceada.
a) S+2
o S+4
+ 2e–
b) I+3
+ 2e–
o I+1
c) Au0
o Au+3
+ 2e–
d) C2+
o C+4
+ 2e–
e) Fe+2
– 1e–
o Fe+3
QUÍMICA

area para la Casa
T
Q
U
Í
M
I
C
A
Nivel Avanzado
8. Determine lo correcto en la siguiente reacción de
oxidación-reducción:
MnO2
+ HCl → MnCl2
+ Cl2
+ H2
O
A)El oxígeno se oxida.
B) El manganeso se reduce.
C) El hidrógeno se oxida.
D)El oxígeno se reduce.
E) El agua se dismuta.
NaI + NaIO3
+ H2
SO4
→ I2
+ Na2
SO4
+ H2
O
el agente oxidante es:
A)NaI B) NaIO3
C) H2
SO4
D)I2
E) H2
O
10. En la reacción:
Fe + CuCl2
→ FeCl2
+ Cu
¿cuál es la sustancia que ha sido oxidada?
A)CuCl2
B) Cl C) Cu
D)Fe E) ClFe
V2
O5
+ Ca → CaO + V
la suma de los coeficientes de los productos es:
A)6 B) 7 C) 13
D)5 E) 15
2. La siguiente reacción:
N2
+ H2
→ NH3
se puede balancear por el método:
A)del tanteo.
B) redox.
C) de coeficientes indeterminados.
D)No se puede.
E) N. A.
3. La suma de los coeficientes de los productos de la
siguiente ecuación es:
H2
CO3
+ Ca(OH)2
→ CaCO3
+ H2
O
A)2 B) 3 C) 4
D)5 E) 6
4. Señale la suma de los coeficientes de reactantes.
C6
H6
+ O2
→ CO2
+ H2
O
A)17 B) 15 C) 18
D)35 E) 30
5. En la siguientes ecuación:
KClO3
+ S → KCl + SO2
el cociente entre la suma de coeficientes de
los productos y la suma de coeficientes de los
reactantes es:
A)5/4 B) 3/5 C) 1
D)4/5 E) 5/3
135
QUÍMICA

Q
U
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M
I
C
A
Capitulo
arco Teórico
M
Estequiometría - I 2
• A conocer y aplicar las leyes ponderales y volumétricas.
• A determinar las masas y volúmenes de una reacción.
ESTEQUIOMETRÍA
El estudio cualitativo y cuantitativo de la masa
y volumen entre los reactantes y el producto.
es
son
representante
planteó
representante
planteó
Leyes ponderales
Enunciado por Antoine Lavoisier
En toda reacción química la
masa total de los reactantes
es igual a la masa de los
productos.
A las mismas condiciones de
presión y temperatura existe
una relación constante y de-
finida entre los volúmenes de
las sustancias gaseosas que
intervienen en una reacción
química.
Ley volumétrica
Gay-Lussac
Es el estudio cualitativo y cuantitativo de la masa y volumen entre los reactantes (sus-
tancias iniciales) para luego obtener nuevos productos (sustancias finales) aplicando
las leyes que gobiernan a éstos procesos.
Estas leyes son:
• Ponderales (referidos a las masas de las sustancias).
• Volumétricas (se refiere a sustancias gaseosas).
I. Leyes ponderales
1. Ley de la conservación de la masa
Enunciada por el químico francés Antoine Lavoisier (1789) y establece que:
“En toda reacción química la masa total de los reactantes es igual a la masa de
los productos (sustancias finales), es decir, que la masa no se crea ni se destruye
sólo se transforma”.
Antoine Lavoisier
QUÍMICA
Estequiometría I
Capitulo
arco Teórico
M
Juegos de ingenio
Tener en cuenta:
II. PARENTESCO
JUEGOS DE INGENIO
Estrategias
basadas en la
muchas formas de
llegar a una
conclusión
final
Juegos con cerillas
20

Q
U
Í
M
I
C
A
Ejemplo:
PA (Ca = 40, C = 12, O = 16)
CaCO3(s)
→ CaO(s)
+ CO2(g)
Relación de moles: 1 mol 1 mol 1 mol
Relación de masas: 1 × 100 g 1 × 56 g + 1 × 44 g
MR
= 100 g MP
= 100 g
II. Ley volumétrica
Se aplica para sustancias gaseosas, fue propuesto por Gay-Lussac en 1808
y establece que a las mismas condiciones de presión y temperatura existe la
relación de combinación entre los volúmenes de las sustancias que reaccionan es
constante y definida, la cual puede expresarse en número de moles o en unidades
de volumen.
Ejemplo:
N2(g)
+ 3H2(g)
→2NH3(g)
Relación de moles: 1 mol 3 mol 2 mol
Relación de volumen: 1V 3V 2V
Gay-Lussac
FORMA PRÁCTICA DE RESOLVER PROBLEMAS DE ESTEQUIOMETRÍA
b) Moles - moles
En este caso se emplea los coeficientes de la
ecuación química relacionando después la
cantidad de moles del dato inicial.
Ejemplo
En la siguiente ecuación:
2H2
+ O2
→ 2H2
O
¿cuántas moles de agua hay a partir de 5 moles de
oxígeno?
Resolución:
1 mol de O2
→ 2 moles H2
O
En 5 moles de O2
→ n
2 2
2
2
5 mol O 2 mol H O
10 mol H O
1 mol O
n
u
c) Volumen - volumen
Aquí se emplea los coeficientes de la ecuación
química balanceada y luego los datos del
problema.
Ejemplo:
N2(g)
+ 3H2(g)
→ 2NH3(g)
Para especificar los procedimientos para la resolución
de los problemas estequiométricos es necesario balan-
cear todas las ecuaciones químicas.
a) Masa - masa
Primero se debe relacionar el peso atómico o
masa molecular del dato inicial y luego la masa
de la incógnita para luego emplear el dato del
problema.
Ejemplo:
De la ecuación química:
2Ca + O2
→ 2CaO
¿cuántos gramos de oxígeno existen a partir de
240 gramos de calcio?
PA (Ca = 40, O = 16)
Resolución:
2
2
2 mol Ca 1 mol O
80 g Ca 32 g O
En 240 g Ca
240 g Ca 32 g Ca
96 g Ca
80 g Ca
x
x
o
o
o
u
137
QUÍMICA

Q
U
Í
M
I
C
A
En la ecuación dada, ¿cuántos litros de amoniaco
hay a partir de 12 litros de H2
?
Resolución:
3 litros H2
→ 2 litros NH3
En 12 litros H2
→ V
2 3
3
2
12 litros H 2 litros NH
V 8 litros NH
3 litros H
u
d) Masa a volumen (o masa a moles)
Primero se emplea el peso atómico o masa
molecular de la sustancia que nos indica en el
problema relacionándolo con el coeficiente de
la incógnita (es decir, el coeficiente indica la
cantidad de moles o litros de la incógnita).
Ejemplo:
En la ecuación balanceada:
C3
H8
+ 5O2
→ 3CO2(g)
+ 4H2
O
¿cuántos litros de dióxido de carbono hay a partir de
88 gramos de propano? PA (C=12, H=1, O=16)
Resolución:
1 mol propano (C3
H8
) → 3 litros CO2(g)
44 g C3
H8
→ 3 litros CO2(g)
En 88 g C3
H8
→ V
3 8 2 g
2 g
3 8
88 g C H 3 litros CO
V 6 litros CO
44 g C H
u
1. ¿Cuántas moles de agua hay a partir de 10 moles
de oxígeno?
2H2
+ 1O2
→ 2H2
O
A)10 moles B) 20 moles C) 30 moles
D)40 moles E) 50 moles
Resolución:
2H2
+ 1O2
→ 2H2
O
1 mol 2 moles
10 moles x
1 mol
x ˜ 10 moles 2 moles 20 moles
x
˜ o
Rpta.: B
2. ¿Cuántos litros de amoniaco hay a partir de 6
litros de nitrógeno?
N2(g)
+ 3H2(g)
→ 2NH3
A)10 L B) 11 L C) 12 L
D)13 L E) 14 L
Resolución:
N2(g)
+ 3H2(g)
→ 2NH3
1 L 2 L
6 L x
1 L
x ˜ 6L 2 L
˜ 12L
x
o
Rpta.: 12 L
3. ¿Cuántos gramos de amoniaco hay a partir de 12
gramos de hidrógeno?
2 2 3
N 3H 2NH
o
A)68 g B) 70 g C) 60 g
D)55 g E) 46 g
Resolución:
2 2 3
M 2 M 17
N 3H 2NH
o
6 g 34 g
12 g x
6g 12g
x ˜
2
34 g
68g
x
˜
Rpta.: A
QUÍMICA

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I
C
A
hora hazlo tú !!
A
1
2
3
4
1
2
3
4
¿Qué volumen de oxígeno se requieren para la
combustión de 6 L de C3
H8
?
C3
H8
+ O2
→ CO2
+ H2
O
¿Cuántos gramos de óxido ferroso (FeO) se for-
man a partir de 16 g de oxígeno? PA (Fe = 56, O
= 16)
Fe + O2
→ FeO
Se dispone de 4 moles de CO. ¿Cuántos gramos
de O2
se necesitan para la reacción?
CO + O2
→ CO2
Determine las moles que se forman de CO2 a
partir de 48 gramos de (CH4
) en la combustión
completa.
PA (C = 12, H =1, O = 16)
CH4
+ O2
→ CO2
+ H2
O
¿Cuántas moles de oxígeno reaccionarán con 0,08
moles de hidrógeno?
H2
+ O2
o H2
O
Se dispone de 8 moles de CO. ¿Cuántas moles de
O2
se necesitan para la reacción?
CO + O2
oCO2
Determine el número de moles de agua que se for-
man a partir de 32 g de metano (CH4
).
PA (C=12, H=1, O=16)
CH4
+ O2
→ CO2
+ H2
O
¿Qué volumen de oxígeno se requieren para la
combustión de 12 litros de C3
H8
?
C3
H8
+ O2
o CO2
+ H2
O
139
QUÍMICA

Q
U
Í
M
I
C
A
igamos practicando
S
01
02
03
04
05
06
Señale el enunciado correcto:
a) La ley de Lavoisier es la ley de los volúmenes
gaseosos.
b) La ley de Lavoisier es la ley de los pesos que
se distribuyen
c) La ley de Lavoisier expresa que las combina-
ciones se verifican en proposiciones fijas e invari-
ables
d) La ley de Lavoisier o de Gay Lussac trata de
los volúmenes.
e) La ley de Lavoisiero ley de la conservación de
la masa
¿Cuántas moles de nitrógeno se necesitan para
preparar 4 moles de amoniaco (NH3
)?
N2
+ H2
oNH3
Determine la masa de agua formada por la com-
bustión completa de 56 g de gas etileno (C2
H4
)
Considere la reacción:
C2
H4
+ O2
oCO2
+ H2
O
¿Cuántas moles de HCl (cloruro de nitrógeno) se
forman a partir de 12 moles de hidrógeno gaseoso?
H2(g)
+ Cl2(g)
oHCl(g)
En la siguiente reacción química:
N2
+ H2
oNH3
¿Cuántos kilogramos de nitrógeno se necesitan
para reaccionar con 240 g de hidrógeno?
P.at.: H = 1; N = 14
¿Cuántos gramos de agua se requieren para
preparar 370 gramos de hidróxido de calcio,
Ca(OH)2
. La reacción es:
Ca + H2
O oCa(OH)2
+ H2
QUÍMICA

Q
U
Í
M
I
C
A
07 08
E
Nivel Básico
Nivel Intermedio
1. ¿Cuántas moles de nitrógeno se necesitan para
prepara 4 moles de amoniaco (NH3
)?
N2
+ H2
→ NH3
A)3 moles B) 2 moles
C) 4 moles D) 10 moles
E) 8 moles
2. ¿Cuántos moles de óxido de magnesio (MgO) se
obtendrán de 8 moles de oxígeno?
Mg + O2
→ MgO
E) 10 moles
3. Determine el número de moles de agua que se
forman al quemarse 15 moles de metano (CH4
).
CH4
+ O2
→ CO2
+ H2
O
E) 8 moles
4. ¿Qué masa de CO2
se formará por la
descomposición de 200 g de CaCO3
? PA (Ca =
40, C = 12, O = 16)
5. Al reaccionar 30 moles de agua con anhidrido
fosfórico (P2
O5
), ¿cuántos gramos de ácido
fosfórico se producen? PA (P = 31, O = 16)
P2
O5
+ H2
O → H3
PO4
6. ¿Qué masa de hidrógeno se necesitará para
obtener 108 g de H2
O? PA (H = 1, O = 16)
H2
+ O2
→ H2
O
A)12 g B) 16 g
C) 18 g D) 24 g
E) 6 g
7. ¿Qué masa de amoniaco se obtendrá a partir de
140 g de nitrógeno? PA (N = 14, H = 1)
A)150 g B) 170 g
C) 175 g D) 340 g
E) 100 g
CaCO3
→ CaO + CO2
A)44 g B) 88 g C) 33 g
D)66 g E) 32 g
Cuántos gramos de metano se obtiene a partir de
36 g de carburo de aluminio, según:
Al4
C3
+ H2
O oAl(OH)3
+ CH4
Si combustionan 220 g de propano (C3
H8
) con su-
ficiente cantidad de oxígeno, ¿qué peso de CO2
se
obtendrá?
C3
H8
+ O2
oCO2
+ H2
O
141
QUÍMICA

area para la Casa
T
1. ¿Cuántas moles de HCl se forman a partir de 12
moles de hidrógeno gaseoso?
H2
+ Cl2
→ HCl
A)12 moles B) 3 moles C) 6 moles
D)24 moles E) 5 moles
2. ¿Qué volumen de ozono se formará a partir de
600 L de oxígeno gaseoso?
O2
→ O3
A)100 litros B) 300 litros C) 400 litros
D)250 litros E) 150 litros
3. ¿Cuántas moles de Fe2
O3
se producirán al
reaccionar 5 moles de Fe?
Fe + O2
→ Fe2
O3
A)3 moles B) 2,5 moles C) 3,5 moles
D)4 moles E) 1 mol
4. ¿Cuántos gramos de hidrógeno se necesitan para
formar 68 gramos de amoniaco NH3
?
PA (N = 14, H = 1)
N2
+ H2
→ NH3
A)24 gramos B) 12 gramos C) 48 gramos
D)6 gramos E) 10 gramos
5. LacloropicrinaCCl3
NO2
puedeprepararseabajocosto
para su uso como insecticida, mediante la siguiente re-
acción: P.A. (C = 12; H = 1; O = 16; Cl = 35,5)
CH3
NO2
+ Cl2
oCCl3
NO2
+ HCl
¿Cuántos gramos de nitrometano CH3
NO2
se ne-
cesita para formar 500 g de cloropicrina?
A)192 g B) 500,2 C) 314,5
D)208,3 E) 185,4
Q
U
Í
M
I
C
A
Nivel Avanzado
8. ¿Cuántos gramos de Ca(OH)2
se formarán por la
reacción de 28 gramos de óxido de calcio (CaO)?
PA (Ca = 40, O = 16, H = 1)
CaO + H2
O → Ca(OH)2
A)74 g B) 32 g
C) 37 g D) 17 g
E) 170 g
9. ¿Cuántos gramos de óxido férrico (Fe2
O3
) se
forman a partir de 112 g de hierro metálico?
PA (Fe = 56, O = 16)
Fe + O2
→ Fe2
O3
A)180 g B) 200 g
C) 160 g D) 320 g
E) 400 g
10. De la siguiente ecuación química:
C3
H8
+ O2
→ CO2
+ H2
O
¿cuántos gramos de agua existe a partir de 160
gramos de O2
? PA (C = 12, H = 1, O = 16)
A)120 g B) 144 g
C) 320 g D) 340 g
E) 140 g
QUÍMICA

Q
U
Í
M
I
C
A
Capitulo
arco Teórico
M
Estequiometría - II 3
• A conocer sobre los tipos de leyes volumétricas.
• A conocer sobre los casos especiales y las relaciones estequiométrica.
Calculos estequiométricos Leyes estequiométricas
Reactivo Ilimitante Reactivo en exceso
n =
masa
M
=
número de moléculas
NA
%Pureza = masa pura de sustancia
masa total
×100
%Rendimiento = masa real
masa teórica
×100
LEYES VOLUMÉTRICAS
A. Leyes de los volúmenes de combinación
Fue dada a conocer por el científico francés Joseph
Gay-Lussac en 1808 como producto de sus investi-
gaciones sobre la comprensión y expansión de los
gases y la reacción entre ellos.
«A temperatura y presión constante, los volúmenes
de los gases que reaccionan están en la misma pro-
porción que sus coeficientes estequiométricas».
Las proporciones pueden ser molares y volumétri-
cas.
Ejemplo:
H2
+ Cl2
o 2 HCl Ÿ H H +
Cl
Cl
o O
H H
O
H H

1 mol 1 mol 2 moles
1 V 1 V 2 V
O sea: (5 L) (5 L) (10 L) Sabiendo que V = 5
Ejemplo:
«A condiciones normales (CN), los volúmenes
morales equivalen a 22,4 L.
N2
+ 3 H2
o 2 NH3 Ÿ
N
N
+
H H
H H
H H
o
N H
H
H
N H
H
H
1 mol 3 moles 2 moles
A: C.N. 1(22,4 L) 3(22,4 L) 2(22,4 L)
143
QUÍMICA
Estequiometría II
Capitulo
arco Teórico
M
Juegos de ingenio
Tener en cuenta:
II. PARENTESCO
JUEGOS DE INGENIO
Estrategias
basadas en la
muchas formas de
llegar a una
conclusión
final
Juegos con cerillas
21

Q
U
Í
M
I
C
A
B. Contracción volumétrica (C.V.)
Es una proporción que se trendrá de la disminu-
ción del volumen en una reacción gaseosa respecto
al volumen de los reactantes.
C.V. =
VR
– VP
VR
VR
= Suma de coeficientes gaseosos de los reactantes
VP
= Suma de los coeficientes gaseosos de los produc-
tos.
Ejemplo:
N2(g)
+ 3H2(g)
o2NH3(g)
C.V =
(1 + 3) – 2
(1 + 3)
=
1
2
(el volumen se contrae en un 50%)
Nota:
Si sucede lo contrario el volumen se expande.
CASOS ESPECIALES
A. Reactivo Ilimitante (RL) y Reactivo en ex-
ceso (RE)
RL: Es aquel reactante que se consume totalmente
porque interviene en menor proporción estequio-
métrica (Agota sustancia).
RE: Es aquel reactante que se consume parcial-
mente porque interviene en mayor proporción es-
tequiométrica (sobra sustancia).
Regla particular para determinar el RL y RE.
RL =
CR
CT
= Menor valor
RE =
CR
CT
= Mayor valor
Ejemplo
C + O2
oCO2
12 g 32 g 44 g ... (CT)
6 g 6 g x ... (CR)
6
12
= 0,5 6
32
= 0,19
pp
Mayor valor Menor valor
(RE) (RL)
?x = (6)(44)
(32)
11
8
= 8,25 CO2
Nota:
También se cumple con la relación molar y
volumétrica.
B. Porcentaje de pureza de una muestra quí-
mica
En toda reacción química, las sustancias que de-
ben reaccionar deben ser 100% puras; por lo tanto,
extraeremos las impuresas bajo este criterio:
%Pureza = cantidad sust.pura
cantidad muestra
.100
C. Rendimientooeficienciadelareacción(RR)
Es la relación expresada en porcentaje de las canti-
dades reales (CR) frente a los teóricos (CT) según:
C.T. o100%
C.R. oRR
Ó RR = CR
CT
.100%
RELACIONES ESQUIOMÉTRICAS QUE SECUM-
PLENENUNAREACCIÓNQUÍMICA
Z mol omol ó vol ovol (coeficiente estequiomé-
trico)
Z gmasa o masa (masa atómica (m.A.) ó masa mo-
lar (M))
Z mol o masa (coeficientes estequiométricas o
m.A. ó M)
Z Vol(CN)
omol (coef × 22,4 L ocoeficiente)
Z gramos oVol(CN)
(m.A. ó M ocoef × 22,4 L)
Z NA
ogramos (Avogadro (6.1023
) om.A. ó M)
Z Vol(CN) oNA
(coef × 22,4 L oAvogadro(6.1023
))
Nota:
CT = Cantidad teórica
CR = Cantidad real
QUÍMICA

Q
U
Í
M
I
C
A
1. ¿Cuántos gramos de dióxido de carbono (CO2
) se
producen con 10 mol e propano (C3
H8
) en la si-
guiente reacción?
C3
H8
+ O2
oCO2
+ H2
O
Resolución:
1C3
H8
+ 5O2
o3CO2
+ 4H2
O
1 mol 3(44) g
10 mol x
x = 1320 g CO2
2. ¿Cuántoslitrosdehidrogeno(H2
)seproducenacondi-
cionesnormalessisedescomponen8moldeclorurode
hidrogeno(HCL(g))?
HCl(g)
H2(g)
+ CL2(g)
Resolución:
2HCl(g) 1H2(g)
+ Cl2(g)
2 mol 1(22,4 L)
8 mol x
x = 89,6 L de H2
3. ¿Cuántos litros de CO2
se producen a condiciones
normales al descomponerse 400 g de carbonato de
calcio (CaCO3
)?
CaCO3
CaO+ CO2
Resolución:
1CaCO3
1CaO + CO2
100 g 1(22,4 L)
400 g x
x = 89,6 L de CO2
4. ¿Cuántos litros de dióxido de carbono (CO2
) se
producen a condiciones normales al combustio-
narse 8 L de acetileno (C2
H2
)?
C2
H2
+ O2
CO2
+ H2
O
Resolución:
2C2
H2
+ 5O2
4CO2
+ 2H2
O
2(22,4 L) 1(22,4 L)
8 L x
x = 16 L de H2
O
Ojo:
Si nos piden moléculas (NA
) y si piden átomos
(NA
u subíndice)
Nota:
Reglas para resolver un problema por
Estequiometrías
Z La ecuación debe estar completamente y
balanceada
Z Aplicar la relación estequiométrica.
Z Resolver por regla de 3 simple directo.
Z Comprobar el rendimiento de la relación
145
QUÍMICA

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C
A
1
hora hazlo tú !!
A
2
3
4
1
2
3
4
¿Cuántos litros de amoniaco (NH3
) se necesitan
si se han producido 7 litros de nitrógeno a condi-
ciones normales?
NH3
N2
+ H2
¿Cuántos gramos de dióxido de carbono (CO2
)
se producen con 5 mol de metano (CH4
) en la
siguiente reacción?
CH4
+ O2
CO2
+ H2
O
¿Cuántos gramos de nitrógeno se necesitan para
preparar 10 moles de aminíaco? P.A.(N=14;H=1)
N2
+ H2
→ NH3
¿Cuántos litros de oxigeno (O2
) se necesitan a
codiciones normales para combustionar 4 mol
de benceno (C6
H6
)?
C6
H6
+ O2
CO2
+ H2
O
¿Cuántos gramos de oxígeno (O2
) pueden ser
producidas a condiciones normales a partir de 4
litros de clorato de potasio?
KClO3
→ KCl + O2
¿Cuántos litros de oxígeno (O2
) se producen a
condiciones normales al descomponerle 10 mol
de agua (H2
O)?
H2
O H2
+ O2
¿Cuántos litros de CO2
se producen a condicio-
nes normales al combustionarse 264 g de propano
(C3
H8
)?
C3
H8
+ O2
CO2
+ H2
O
¿Cuántos litros de hidrógeno (H2
) se producen a
condiciones normales a partir de 10 litros de clo-
ruro de hidrógeno?
HCl(g)
Cl2(g)
+ H2(g)
QUÍMICA

Q
igamos practicando
S
01
02
03
04
05
06
En la siguiente reacción (H2
+ O2
H2
O) se
formaron 6 mol de agua (H2
O) ¿Cuántos gramos
de hidrógeno (H2
) se utilizó?
Si se formaron 68 g de amoniaco (NH3
) ¿Cuántas
moles de hidrógeno (H2
) se utilizó?
N2
+ H2
NH3
¿Cuántos gramos de butano (C4
H10
) se combus-
tionan si se han producido 224 L de agua (H2
O)?
C4
H10
+ O2
o CO2
+ H2
O
¿Cuántas mol de oxigeno (O2
) se necesitan para
producir 224 L de H2
O a condiciones normales?
CH4
+ O2
CO2
+ H2
O
Dada la siguiente ecuación:
Al4
C3
+ H2
O → Al(OH)3
+ CH4
¿Cuántos moles de agua se necesitan para reaccio-
nar con 72 g de Al4
C3
? P.A.(Al = 27; C = 12)
¿Cuántas moles de FeO se obtiene a partir de 352
gramos de óxido férrico, (Fe2
O3
)?, según:
Fe2
O3
+ CO→FeO+ CO2
Masa molar: Fe2
O3
= 160g/mol
147
QUÍMICA

Q
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M
I
C
A
07 08
E
Nivel Básico
Nivel Intermedio
1. Halle la cantidad de CaCO3
que es necesario para
obtener 56 litros de CO2
a C.N.
CaCO3
+ HCloCaCl2
+ CO2
+ H2
O
Masas atómicas: Cac= 40; C = 12; O = 16
a) 649 g c) 350 g e) 240 g
b) 250 g d) 153 g
2. En el siguiente proceso, halle cuántos litros de
óxido de carbónico a C.N. se obtiene si tratamos
0,150 kg de carbonato de calcio (CaCO3
).
CaCO3
+ HCl oCaCl2
+ CO2
+ H2
O
P.at: Ca = 40; C = 12; O = 16
a) 36,3 L c) 3,63 L e) 3,36 L
b) 63,3 L d) 33,6 L
3. ¿Cuántas moles de MnO2
son necesarias para pro-
ducir 112 L de Cl2
a C.N.?
MnO2
+ HCl oMnCl2
+ H2
O
a) 3,6 mol c) 4,8 mol e) 5 mol
b) 1 mol d) 2,5 mol
4. ¿Cuántos gramos de carbonato de calcio son nece-
sarios para obtener 56 L de CO2
a C.N.?
5. En el proceso:
CH4
+ 2O2
oCO2
+ 2H2
O
El volumen, en litros, de oxígeno que se requiere
para reaccionar 10 L, de metano es:
a) 10 c) 30 e) 50
b) 20 d) 40
6. ¿Qué peso en gramos de hierro se obtendrá si se
dispone de 3 moles de carbono y suficiente óxido
de férrico? P.A(C = 12; Fe = 56 y O = 16)
Fe2
O3
+ 3C o2Fe + 3CO
a) 28 c) 112 e) 80
b) 56 d) 160
7. ¿Cuántos litros de CO a C.N se liberan al quemar
incompletamente 80 L de CH4
?
CH4
+ 3/2O2
oCO + 2H2
O
a) 160 c) 80 e) 200
b) 40 d) 35
CaCO3
+ 2HCl oCO2
+ CaCl2
+ H2
O
P.F.: CaCO3
= 100
a) 224 g c) 500 g e) 24,6 g
b) 33,6 g d) 250 g
¿Cuántos gramos de benceno (C6
H6
) se necesitan
para producir 36 mol de agua?
C6
H6
+ O2
CO2
+ H2
O
¿Qué volumen de oxígeno a C.N. se obtiene por
un calentamiento energético de 3675 gramos de
KClO3
?
KClO3
oKCl + O2
QUÍMICA

area para la Casa
T
Q
U
Í
M
I
C
A
Nivel Avanzado
8. De acuerdo a la siguiente reacción:
3H2
+ N2
o2NH3
¿Qué volumen, en litros de NH3
se obtendría cuan-
do reaccionan 90 litros de hidrógeno?
a) 40 c) 90 e) 224
b) 60 d) 180
9. Determine el volumen (en litros), de hidrógeno
que se liberan en C.N. si reacciona 4,2 gramos de
CaH2
(M = 42) con suficiente agua.
CaH2
+ H2
O oCa(OH)2
+ H2
a) 1,12 c) 4,48 e) 11,20
b) 2,24 d) 8,96
10. ¿Cuántos litros de Cl2
se obtendrán a partir de 80
L de HCl?
2HCl oH2
+ Cl2
a) 40 c) 120 e) 320
b) 80 d) 160
1. ¿Cuántos gramos de hierro se debe tratar con sufi-
ciente ácido clorhídrico para formar 4,5 moles de
hidrógeno gaseoso?
P.A. (Fe = 56; O =16; H = 1; CL = 35,5)
Fe + HCL oFeCl3
+ H2
a) 168g c) 56 e) 216
b) 112 d) 224
2. Según la reacción: NH3
+ O2
oNO + H2
O
¿Cuántos moles de H2
O se formarán a partir de
170g de NH3
?
a) 15 c) 20 e) 10
b) 18 d) 12
3. De acuerdo a la reacción: N2
+ H2
oNH3
¿Cuántos litros a C.N. se obtendrán de NH3
reac-
cionando 560g de N2
con hidrógeno? (N=14)
a) 466 c) 896 e) 720
b) 848 d) 568
4. Según: KClO3
oKCl + O2
.
¿Cuántos gramos de KClO3
se deben descompon-
er para obtener 6 moles de O2
? (K= 39; Cl= 35,5)
a) 225 c) 125 e) 600
b) 490 d) 900
5. Calcule el volumen de CO2
que se forma a C.N. al
descomponer 10g de CaCO3.
(Ca= 40; C= 12; O= 16)
CaCO3
oCaO + CO2
a) 22,4 L c) 11,2 e) 3,36
b) 2,24 d) 1,12
149
QUÍMICA

Q
U
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M
I
C
A
Capitulo
arco Teórico
M
Química orgánica
Átomo de carbono 4
• A comprender la historia de la química orgánica.
• Sobre las propiedades de las compuestos orgánicos.
LA QUÍMICA ORGÁNICA
La química orgánica es el estudio de las estructuras,
las reacciones y las propiedades de los compuestos del
carbono. Sin embargo, los compuestos tales como:
CO : oxido de carbono
CO2
: dióxido de carbono
CS2
: disulfuro de carbono
Bicarbonatos, carburos, carbonatos y cianuros son
considerados compuestos inorgánicos.
En la Antigüedad, se creía que los compuestos orgáni-
cos sólo se podían producir dentro de los seres vivos y
que era indispensable la intervención de una “fuerza
vital” para producirlos. A principios del siglo XIX el
célebre químico sueco Berzelius sostiene esta creencia,
llamándola “teoría vitalista” (del latín vita, vida). La
obtención de la urea abrió el camino de nuevas síntesis.
En1828, Wöhler descubrió que al calentar un compues-
to inorgánico, el cianato de amonio, se transformaba
en un compuesto orgánico presente en la orina de
los mamíferos de compuestos orgánicos, en tal forma
que ya por el año1850, la doctrina del “vitalismo” fue
abandonada.
Elementos organógenos: Son aquellos elementos
que se encuentran como componentes principales en
los compuestos orgánicos. Estos elementos son: C, H,
O, N.
Elementos biogenésicos: Son aquellos que se en-
cuentran en mínima proporción en los compuestos
orgánicos. Estos elementos son : Ca, Mg, Fe, Cl, Br, etc.
QUÍMICA
Química orgánica
Capitulo
arco Teórico
M
Juegos de ingenio
Tener en cuenta:
II. PARENTESCO
JUEGOS DE INGENIO
Estrategias
basadas en la
muchas formas de
llegar a una
conclusión
final
Juegos con cerillas
22

Q
U
Í
M
I
C
A
PRINCIPALES CARACTERÍSTICAS DE LOS
COMPUESTOS ORGÁNICO.
A. Están formados por pocos elementos: C, H, O y N
B. Utilizan enlace covalente, es decir, comparten
electrones.
C. Generalmente son malos conductores del calor y
la electricidad.
D. Generalmente son insolubles en agua pero
solubles en otros solventes orgánicos.
E. Son poco estables por lo que se descomponen a
temperaturas relativamente bajas. La mayoría no
resiste temperaturas superiores a 400 ºC.
F. Presentan el fenómeno de isomería.
G. Son combustibles (no todos).
H. Son más abundantes que los compuestos
inorgánicos. Son aproximadamente 7 millones de
compuestos orgánicos.
I. Sus reacciones son muy lentas por lo que
requieren el uso de catalizadores.
EL ÁTOMO DE CARBONO
Posee número atómico igual a 6 (Z = 6). Configuración
electrónica: 2 electrones en el 1.er
nivel (capa “K”) y 4
en el 2.º nivel (capa “L”), repartidas los 4 últimos según
2s2
y 2p2
.
Isótopos o hílidos del C
Naturales Radioactivo
98,892% 1,108% (Insignificante)
El carbono elemental se presenta, apenas sin excepción,
en estado atómico, esto es, constituyendo estructuras
atómicas en vez de moleculares.
FORMAS DEL CARBONO
A. Cristalizadas (Alotrópicas)
Son aquellas en las cuales los átomos tienen un
ordenamiento establecido, unidos por enlaces
esencialmente covalentes.
1) Naturales
Diamante: Es una de las sustancias más duras
que se conocen. Es incoloro, mal conductor de
la electricidad y más denso que el grafito. Forma
cristales tetraédricos. Es quebradizo y tiene
elevado punto de fusión y ebullición.
Grafito: Es el más estable de las formas del carbono.
Es suave, negro y resbaloso. Su densidad es 2,25 g/
ml frente a los 3,51 g/ml del diamante. Se emplea
como lubricante, como aditivo de aceites para autos,
como mina para lápices y es un buen conductor
eléctrico.
2) Artificiales
Fullerenos:Sonestructurasde60,70y76átomosde
carbono formando figuras semejantes a una pelota
de fútbol. Se les llama también buckyball. Los
fullerenos pueden actuar como superconductores
y lubricantes a altas temperaturas y como
catalizadores.
B. Amorfos
No poseen estructura cristalina determinada.
1) Naturales
Antracita: Constituye la formación más antigua,
posee mayor composición de carbono puro (96%)
y posee mayor contenido calorífico. Se les encuen-
tra en depósitos de carbón.
Hulla: Es el tipo de carbón más importante debido
a su abundancia y su alto poder calorífico por lo
151
QUÍMICA

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A
que se le usa como combustible. (Posee 86,5% de
carbono).
Lignito: Contienen 60,5% de carbón puro. Posee
bajo rendimiento como combustible.
Turba: Se le llama carbón joven. Es muy buen
abono y poco útil como combustible (59% de
carbono puro). Se utiliza para fabricar cartones.
2) Artificiales
Negro animal: Es el residuo de la carbonización
de los huesos de los animales.
Negro de humo: Se le llama hollín y se obtiene por
combustión incompleta de sustancias orgánicas.
Carbón vegetal: Es el residuo de la combustión de
las maderas.
Coque: Se obtiene como residuo del petróleo.
Carbónactivado:Tienegranpoderdeadherencia.
PROPIEDADES DEL CARBONO
A. Tetravalencia: Es la capacidad que tiene el
carbono para formar 4 enlaces covalentes con
átomos iguales o diferentes. Mediante esta
propiedad, el carbono hace participar a sus 4
electrones de valencia en la formación de enlaces
químicos.
Van’t Hoff afirmó, en 1874, que el átomo de
carbono tiene sus 4 enlaces dirigidos hacia los
vértices de un tetraedro.
B. Covalencia: El átomo de carbono en compuestos
orgánicos se une mediante enlace covalente lo
que le permite la formación de enlaces simples,
dobles y triples.
C. Autosaturación: Un átomo de carbono puede
llenar cualquiera de sus enlaces con otros átomos
de carbono formando cadenas carbonadas
las cuales tienen diversas formas y diferentes
longitudes, por esta propiedad se logra gran
cantidad de compuestos orgánicos.
D. Hibridización: Es la unión de dos o más
orbitales puros para formar nuevos orbitales
iguales entre sí y diferentes a los que le dieron origen,
llamados orbitales híbridos.
Se presentan los siguientes tipos de hibridización:
- Hibridización sp3
, en la cual se mezclan un orbital
“s” y tres orbitales “p”. Surgen 4 orbitales electrónicos
iguales, dispuestos unos con relación a los otros
bajo ángulos tetraédricos.
- Hibridización sp2
, en la cual se mezclan un orbital
“s” y dos orbitales “p”, se forman tres orbitales
hibridizados con ejes dispuestos en un solo plano
y dirigidos hacia el vértice del triángulo bajo un
ángulo de 120º. La dirección de los orbitales “p”
no hibridizados es perpendicular al plano de los
hibridizados.
- Hibridización sp, se mezclan un orbital “s” y un
orbital “p”, formándose dos orbitales hibridizados.
Estos están dispuestos linealmente y dirigidos en
diferentes direcciones del núcleo del átomo de
carbono. Los dos orbitales “p” no hibridizados
restantes están dispuestos en planos recíprocamente
perpendiculares.
GRÁFICAS DE ORBITALES HÍBRIDOS
Orbitales electrónicos del
tomo de carbono en estado
de hibridación sp3
.
Orbitales electrónicos del tomo de
carbono en estado de hibridación
sp2
.
Orbitales electrónicos del tomo
de carbono en estado de hibri-
dación sp.
QUÍMICA

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TIPOS DE CARBONO EN UNA CADENA CARBONADA
CARBONO N.º DE CARBONOS AL CUAL VA UNIDO N.º DE HIDRÓGENOS QUE POSEE
Primario 1 3
Secundario 2 2
Terciario 3 1
Cuaternario 4 0
NOTA: Esta clasificación solo es aplicable para átomos de carbono unidos mediante enlaces simples.
1. Determine cuántos carbonos con hibridación 5p3
hay en el siguiente compuesto.
CH3
— CH2
— CH = CH — CH2
— C {C — CH3
Resolución:
CH3
— CH2
— CH = CH — CH2
— C {C — CH3
Sp3
Sp3
Sp3
Sp3
2. Determine la cantidad de enlaces sigma (σ) e el si-
guiente compuesto
CH3
— CH2
— CH = CH — C { C — CH3
Resolución:
—
H
—
H
—
H
H — C — C — C = C — C { C — C — H
—
H —
H
—
H
—
H
—
H
V
V V V V V
V
V
V
V
V V
V
S
S
S
V
V
V
Hay 16 enlaces sigmas (V)
3. Propiedad del carbono por el cual forma 4 enlaces
covalentes.
Resolución:
El carbono forma 4 enlaces covalentes por que pre-
senta la propiedad de tetravalencia.
153
QUÍMICA

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1
hora hazlo tú !!
A
2
3
4
1
2
3
4
Fue el primer compuesto orgánico sintetizado a
partir del cianato de amonio:
Definió a la química orgánica como: “La química
de los compuestos del carbono”:
La teoría de la fuerza vital fue propuesta por
_______________ .
Indique verdadero (V) o falso (F) según
corresponda.
( ) Por la combustión de la madera se obtiene el
carbón vegetal.
( ) El grafito presenta brillo metálicos, es un
sólido de color negro y es alótropo del diamante.
( ) El diamante es buen conductor de la co-
rriente eléctrica y de mayor densidad que el grafi-
to.
El carbono de color negro en su forma impura
es sólido y amorfo. Indique cuál es un carbono
natural impuro.
La carbodiamida o urea fue sintetizada por
__________ en 1828.
Indique verdadero (V) o falso (F) según
corresponda.
( ) Berzelius sostenía que las sustancias orgáni-
cas tienen como fuente de origen materia de fuer-
za vital.
( ) A los elementos C, H, O y N se les llama
organógenos.
( ) Las sustancias orgánicas presentan única-
mente enlaces covalentes.
( ) Por lo general las sustancias orgánicas son
solubles en CCl4
y éter.
Una de las características de los compuestos del
carbono (solo los orgánicos) es que:
QUÍMICA

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igamos practicando
S
01
02
03
04
05
06
Indique el número de carbonos cuaternarios en el
siguiente compuesto:
No es una propiedad del carbono:
a) Tetravalencia
b) Hibridación
c) Autosaturación
d) Sublimación
e) Covalencia
¿Cuántos átomos de carbono presenta la siguien-
te estructura?
Indique la cantidad de enlaces sigma para el com-
puesto:
CH3
Coloque (V) verdadero o (F) falso, según
corresponda:
I.- La química orgánica estudia todos los elemen-
tos elanorados solo por los organismos vivos. ( )
II.- El primero compuesto orgánico obtenido ar-
tificialmente fue la úrea. ( )
III.- Los elementos organógenos son: carbono,
hidrógeno, oxígeno y nitrógeno. ( )
¿Cuántos carbonos secundarios y terciarios
respectivamente hay en la estructura?
—
CH3
CH3
— C — CH2
— CH— CH3
—
CH3
—
CH2
—
CH3
—
CH3
—
CH3
CH3— CH2
— C
—
— CH2
— CH — C — CH2
— CH — CH2
— CH3
—
CH3
—
CH3
—
CH3
—
CH3
— C — CH3
—
CH3
155
QUÍMICA

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07 08
E
Nivel Básico
Señale la hibridación del átomo de carbono mar-
cado en el siguiente compuesto:
H — C { C — C = NH
—
NH2
El siguiente compuesto posee ______ carbo-
nos.
1. De las propiedades de las sustancias orgánicas,
indique cuántas proposiciones son no correctas.
( )Sus reacciones químicas son rápidas y
generalmente no requieren catalizador.
( )Existen en mayor número que las sustancias
inorgánicas.
( )Una fórmula global puede representar a varias
sustancias diferentes.
( )Son generalmente insolubles en agua.
( )Sólo contienen enlace covalente.
A)0 B) 1 C) 2
D)3 E) 4
2. Respectoalcarbono,indiquecuántasproposiciones
son correctas.
( )Se encuentran en forma cristalina como
diamante grafito y la familia de los fullerenos y
en forma amorfa natural como: antracita, hulla,
lignito y turba.
( )El grafito es un sólido no metálico, gris oscuro,
lubricante, que conduce la electricidad.
( )Presenta la propiedad de alotropía, covalencia,
tetravalencia, autosaturación e hibridización.
( )Forma una cantidad de compuestos debido a la
propiedad de la tetravalencia.
( ) Pueden formar entre sí enlaces simples, dobles
y triples.
A)1 B) 2 C) 3
D)4 E) 5
3. Indique cuántos carbonos son amorfos y
artificiales.
( )Antracita
( )Grafito
( )Turba
( ) Carbón vegetal
( ) Negro de humo
A)1 y 4 B) 3 y 2 C) 5 y 0
D)4 y 1 E) 2 y 3
4. Indique cuántas proposiciones son correctas.
( )La síntesis de Wöhler pone fin a la teoría
vitalista.
( )Sólo los compuestos orgánicos presentan C, H, O,
N.
( )El negro de humo se forma cuando se queman
hidrocarburos en un medio que abunda el
oxígeno.
( )El grafito, diamante y los fullerenos son formas
alotrópicas del carbono.
( )En los compuestos orgánicos el carbono se
caracteriza por su propiedad de la covalencia.
A)1 B) 2 C) 3
D)4 E) 5
F
V
V
V
V
V
V
V
V
V
V
V
F
V
V
QUÍMICA

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A
Nivel Avanzado
Nivel Intermedio
5. Con respecto a las propiedades químicas del
átomo de carbono en compuestos orgánicos:
I. Covalencia, puede ser polar o no polar.
II. Tetravalencia, permite completar el octeto
electrónico.
III. Autosaturación, posibilita la formación de
cadenas lineales, ramificadas y cíclicas.
IV.Hibridización: arreglo espacial de orbitales
atómicos de penúltimo nivel energético.
señale lo no correcto.
A)sólo I B) sólo II C) sólo III
D)sólo IV E) I, II y III
6. El átomo de carbono es tetraédrico. Indique
cuántas proposiciones son incorrectas.
( )Puede representarse por un tetraedro según
Jacobus vant’ Hoff.
( )Lascadenascarbonadaspuedenserramificadas.
( )Las cadenas carbonadas se pueden representar
por tetraedros.
( )Los enlaces triples, quedarían representados
por dos tetraedros unidos por su base.
( )Los enlaces simples por dos tetraedros unidos
por su arista.
A)1 B) 2 C) 3
D)4 E) 5
7. Respecto a las sustancias orgánicas, indique
cuántas proposiciones son no incorrectas:
( )La sintetizó por primera vez en el laboratorio
Friedrick Wöhler.
( )Sus reacciones son muy lentas, requieren
inhibidores.
( )Todas son combustibles.
( )Están formadas fundamentalmente por C, H,
O, N.
( )Son esencialmente iónicos y presentan el
fenómeno de la isomería.
A)1 B) 2 C) 3
D)4 E) 5
8. Respectoalcarbono,indiquecuántasproposiciones
son no correctas.
( )Se encuentran en forma cristalina como
diamante grafito y la familia de los fullerenos y
en forma amorfa como: antracita, hulla, lignito
y turba.
( )El grafito es un sólido no metálico, gris oscuro,
lubricante, que conduce la electricidad.
( )Presenta la propiedad de alotropía, covalencia,
tetravalencia, autosaturación e hibridización.
( )Forma una cantidad de compuestos debido a la
propiedad de la tetravalencia.
( )Pueden formar entre sí enlaces simples, dobles
y triples.
A)1 B) 2 C) 3
D)4 E) 5
9. En la siguiente estructura molecular:
¿cuántos átomos tendrá orbitales híbrido sp, sp2
y
sp3
respectivamente?
A)2, 3, 2 B) 3, 4, 1 C) 2, 4, 1
D)2, 5, 1 E) 1, 4, 3
10. En el siguiente hidrocarburo:
señale el número de carbonos primarios y terciarios.
A)7, 1 B) 7, 2 C) 6, 2
D)6, 1 E) 7, 3
157
QUÍMICA

area para la Casa
T
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C
A
1. De los siguientes compuestos, ¿cuál no es un
compuesto orgánico?
A)CH3
- O - CH3
B) CH3
OH
C) CO2
D) HCOOH
E) CH4
2. Evalúe la veracidad (V) o falsedad (F) de cada
proposición.
( )Los hidrocarburos presentan solo carbono e
hidrógeno.
( )Los compuestos nitrogenados presentan solo
nitrógeno e hidrógeno.
( )Cl, Ca, P e I, son considerados en la química
orgánica elementos biogenésicos.
( )El carbón solo se obtiene naturalmente.
A)VFFF B) FFFF C) VFFV
D)VFVV E) VVFV
3. De las siguientes propiedades referido a los
compuestos orgánicos, ¿cuántas proposiciones
son correctas?
( )Presentan enlaces covalentes.
( )Son generalmente insolubles en agua.
( )Se descomponen a baja temperatura.
( )Están formados por pocos elementos.
A)0 B) 1 C) 2 D)3 E) 4
4. Indique la proposición verdadera o falsa según
corresponda.
( )El último nivel del carbono posee 4 electrones.
( )El carbono se encuentra solo en compuestos
orgánicos.
( )El diamante es más denso que el grafito.
( )El carbono es el elemento más abundante en la
naturaleza.
A)VVFF B) FFFV C) FVVF
D)VVVV E) VFVF
5. De las siguientes proposiciones, referidas al
carbono:
I. La hulla es fuente natural para obtener
hidrocarburos aromáticos.
II. El diamante es conductor del calor.
III. El grafito es buen lubricante de
máquinas industriales.
IV.La antracita tiene bajo porcentaje de carbono.
indique las proposiciones correctas.
A)sólo I B) I, III y IV C) II y III
D)sólo III E) I, II y III
QUÍMICA

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A
Capitulo
arco Teórico
M
Hidrocarburos
saturados 5
• A conocer los tipos de hidrocarburos saturados.
• A nombrar por el sistema IUPAC a los hidrocarburos saturados.
HIDROCARBUROS
Los hidrocarburos son compuestos orgánicos binarios
que contienen en su estructura interna, atómos de
carbono e hidrógeno.
0
Ejemplo:
Z CH4
Z C2
H6
Z C3
H6
Z C4
H6
Z C6
H6
CH2
— CH2
—
—
CH
CH
CH
HC
CH
HC
CH2
— CH2
Los hidrocarburos se pueden clasificar en:
Hidrocarburos
Alifáticos
Acíclicos
Alcanos
Alquenos
Alquinos
Cíclicos
Ciclo alcanos
Ciclo alqueno
Ciclo alquino
Aromáticos
PREFIJOS IUPAC
Para nombrar a los compuestos orgánicos se utilizan
prefijos de acuerdo al número de átomos de carbono.
N° de carbono Prefijo N° de carbono
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
Met
Et
Prop
But
Pent
Hex
Hept
Oct
Non
Dec
11 undec
11 dodec
13 tridec
14 tetradec
15 pentadec
20 eicos
30 triacont
40 tetracont
50 pentacont
90 nonacont
HIDROCARBUROS SATURADOS
Cn
H2n+2
... AÑO
PARAFINAS Sp3
C
C
C C
—
—
—
—
— —
—
ALCANOS
FÓRMULA
GLOBAL
NOMENCLATURA
IUPAC
LLAMADOS
TAMBIÉN
HIBRIDACIÓN
ENLACES
SIMPLES (V)
159
QUÍMICA
Hidrocarburos
saturados Capitulo
arco Teórico
M
Juegos de ingenio
Tener en cuenta:
II. PARENTESCO
JUEGOS DE INGENIO
Estrategias
basadas en la
muchas formas de
llegar a una
conclusión
final
Juegos con cerillas
23

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C
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ALCANOS
Los alcanos son hidrocarburos alifáticos saturados
debido a que presente solo enlaces simples entre sus
átomos de carbono.
Se conocen también como parafinas, presentan
poca afinidad química, hidrocarburos forménicos o
hidrocarburos metánicos.
Hidrocarburos Estructura
Nomenclatura
IUPAC
Fórmula
global
ALCANOS
(Parafinas) C
Sp3
Sp3
V
C
—
—
—
—
— —
—
(Enlace
simple)
Prefijo
N° de
carbono
ANO
Cn
H2n
+ 2
Ejemplo:
Z CH4
= Metano
Z CH3
= Etano
Z CH3
— CH2
— CH3
= Propano
Z CH3
— (CH2
)2
— CH3
= Butano
Z CH3
— (CH2
)3
— CH3
= Pentano (C5
— H12
)
Z CH3
— (CH2
)4
— CH3
Z CH3
— (CH2
)5
— CH3
Heptano
(C7
H16
)
(23 atomos)
RADICALES ALQUINO (–R)
Al eliminar un hidrógeno de un alcano se obtiene un
sustituyente alquilo (grupo alquino)
Hidrocarburo Radical (R)
CH4
Metano —CH3
Metil (m)
CH3
— CH3
Etano —CH2
— CH3
Etil(e)
CH3
— CH2
— CH3
Propano
—CH2
— CH2
— CH3
Propil (p)
CH3
— CH — CH3
Isopropil
CH3
—CH2
—CH2
—CH3
Butano
—CH2
—CH2
—CH2
—CH3
Butil (b)
Ejemplo:
a) CH3
— CH — CH3
—
CH3
2 — Metilpropano
b) CH3
— CH — CH2
— CH3
—
CH3
2 — metilbutano
c) CH3
— CH2
— CH — CH2
— CH3
—
CH2
— CH3
3 — etil pentano
d)
5 — etil — 2,3 dimetil heptano
NOMENCLATURA IUPAC
1. Se elige la cadena más larga, contiene el mayor nú-
mero de átomos de carbono enlazados, los que es-
tán fuera son los radicales alquilos.
2. Se empieza a enumerar por los sustituyentes más
cercanos.
3. Se nombra a los sustituyentes en orden alfabético,
considerando la posición del carbono en la cadena
principal.
4. Se nombra la cadena principal.
Ejemplos:
Nombrar las siguientes estructuras orgánicas.
—
CH3
—
CH2
— CH3
a) CH3
— C — CH — CH2
— CH3
—
CH3
—
CH3
—
C2
H5
CH3
— C — CH — CH2
— CH3
—
CH3
m
m
1
2 3 4 5
e
3 — etil — 2,2 dimetilpentano
b)
3 — 3 dimetil hexano
—
CH3
—
CH2
— CH3
c) CH3
— C — CH2
— CH— CH2
— CH2
— CH3
—
—
H3
C— CH2
H3
C — CH — CH3
—
CH2
— CH3
CH3
— CH — CH— CH3
—
H3
C — CH2
6
4
3
1 2
m
m 5
QUÍMICA

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—
CH3
—
CH2
— CH3
CH3
— C — CH2
— CH— CH2
— CH2
— CH3
—
—
H3
C— CH2
H3
C — CH — CH3
1
2 3
4 5 6 7
e
e
8
33 — dietil — 5 — isopropiloctano
d) CH3
— C(H3
) — CH2
— C(CH3
)2
— C3
H7
—
CH3
—
CH3
CH3
— C — CH2
— C — CH2
— CH2
— CH3
—
CH3
—
CH3
2,2,4,4 tetrametil heptano
Otros grupos alquilo
Isobutil
—
CH3
CH— CH2
—
—
CH3
Sec-butil
CH3
— CH2
— CH —
—
CH3
Ter-butil
—
CH3
CH3— C —
—
CH3
Isopentil
—
CH3
CH— CH2
— CH2
—
CH3
Neopentil
—
CH3
CH3
— C— CH2
—
—
CH3
Ter-pentil
—
CH3
CH3
— CH2 — C —
—
CH3
e)
f) isop
secbutil
9
e
7 5
4
2
1
3 m
10 8 m
5 – sec-butil – 8 – etil – 5 – isopropil – 2,7
– climetildecano
1
2
3
4
5
6 7
8
m
m
m
isop terb
6-ter-butil-3-isopropil-2,6,7 trimetilnonano
g)
9
8
7
4
6
p
e
3
2
1
m m
PROPIEDADES FÍSICAS
A condiciones normales son:
Z Gases: C1
– C4
Z Líquido: C5
– C15
Z Sólido: C16
– más
1. Sus puntos de fusión y ebullición aumentan con el
número de átomos de carbono.
2. Son insolubles en agua, pero sí en los derivados or-
gánicos como éter, cloroformo, acetona.
3. Son menos densos que el agua (0,42 Dr
0,95) su
densidad también varía con las ramificaciones.
4. Metano y Etano carecen de olor del propano al pen-
tadecano. Tiene olor desagradable (olor a brasas o
quemado), el resto carece de olor por su poca volati-
bilidad.
Y Presentan isómeros de cadena y de posición.
161
QUÍMICA

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C
A
PROPIEDADES QUÍMICAS
Z Son poco reactivos; por ello se le denominan Parafi-
nas (parum affionis: «poca afinidad»)
Z Se obtienen por fuentes Naturales y también por mé-
todos sintéticos.
Por fuentes naturales a partir del craking del petró-
leo y del gas natural.
Poe métodos sintéticos a partir de la síntesis de Kol-
be y síntesis de Gringnard.
Z Don reacción por sustitución, halogenación que se
producen en presencia de la luz Solar, calor o pe-
róxidos, además, de combustión, completa e incom-
pleta y de oxidación, no adición.
REACCIÓNDECOMBUSTIÓNCOMPLETA
C3
H8
+O2
oCO2
+ H2
O + Energía
En la reacción completa de hidrocarburos se forman
como productos el dióxido de carbono y el agua, y se
libera una gran cantidad de calor.
REACCIÓN DEHALOGENACIÓN (Cl2
;Br2
)
CH3
CH3
+ Cl2
Luz CH3
CH2
Cl + HCl
La halogenación es una forma de reacción llamada
sustituciónmuypropiadelosalcanos,dondeelhalógeno
sustituye a un átomo de hidrógeno.
1. Nombrar:
CH3
— CH2
— CH— CH2
— CH2
— CH3
—
CH3
Resolución:
CH3
— CH2
— CH— CH2
— CH2
— CH3
—
CH3
1 2 3 4 5 6
3 – Metilhexano
2. Determine la fórmula global del siguiente com-
puesto:
4 - ETIL - 4 - METILNONANO
Resolución:
4 - ETIL - 4 - METIL NONANO
2C 1C 9C
9C + 1C + 2C
12 C
FG CnH2n + 2
C12
H26
3. Determine la atomicidad del siguiente hidrocarbu-
ro
Resolución:
C
C
C
C
C
C
C
C
C
C
C
C
12
CARBONOS
Cn
H2n + 2
Atomicidad
12 + 26 = 38
F.G
C12
H26
QUÍMICA

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hora hazlo tú !!
A
1
2
3
4
1
2
3
4
Nombrar:
CH3
— CH2
— CH2
—
CH2
—
CH3
— CH2
— CH — CH2
— CH3
Nombrar:
CH3
— CH2
— CH2
— CH2
— CH — CH3
—
CH3
—
CH2
—
CH3
Determine la fórmula global del siguiente com-
puesto:
3-etil-5-metilheptano
Nombre los siguientes alquenos:
A) CH3
—CH2
—CH CH2
______________
B) CH3
— (CH2
)4
— CH CH2
______________
C) CH3
— CH CH — CH CH — CH2
—
CH3
______________
D) CH2
CH — (CH2
)6
— CH CH2
______________
E) CH3
— (CH2
)5
— CH CH — CH3
______________
Determine la fórmula global del siguiente com-
puesto:
3 – ETIL – 2 – METILOCTANO
Nombre los siguientes alcanos:
A) CH3
— (CH2
)2
— CH3
_________________
B) CH3
— (CH2
)5
— CH3
_________________
C) CH3
— (CH2
)7
— CH3
_________________
D) CH3
— (CH2
)9
— CH3
_________________
E) CH3
— (CH2
)10
— CH3
_________________
Determine la atomicidad del siguiente hidrocar-
buro.
Dé la atomicidad del siguiente hidrocarburo.
9
8
7
6
5
4
3
2 1
9
8
7
6
5
4
3
2
1
10
163
QUÍMICA

Q
U
Í
M
I
C
A
igamos practicando
S
01
02
03
04
05
06
Que nombre recibe el siguiente alcano:
—
CH3
—
CH3
CH3
— C — CH2
— C — CH2
— CH2
— CH
—
CH3
—
CH3
—
CH3
—CH
—
CH3
Nombrar:
—
CH3
—
CH3
CH3
— CH2
— CH — CH — CH2
— CH3
—
CH3
—
CH2
—
CH2
Nombrar la siguiente estructura zig-zag
Determine la atomicidad del:
2,3 – DIMETILHEPTANO
Qué compuesto es un alcano.
a) C2
H2
b) C4
H6
c) CH4
d) CH3
COOH
e) CH3
OH
Nombrar:
9
8
7
6
5
4
3
2
1 9
8
7
6
5
4
3
2
1
7
6
5
4
3
2
1
7
6
5
4
3
2
1
QUÍMICA

Q
U
Í
M
I
C
A
07 08
E
Nivel Básico
Nivel Intermedio
5. Dar el nombre según IUPAC
—
CH3
—
CH2
—
CH3
CH3
—CH2
—CH—CH—CH—CH—CH—CH3
—
CH3
—
CH2
—
CH2
—
CH2
—
CH3
—
CH3
a) 3, 4, 7 - trimetil- 6 - etil - 5 - propilnonano
b) 3, 4, 7 - dimetil - 6 - etil - 5 - propilnonano
c) 2, 4, 7 - trimetil - 6 - etil - 5 - propilnoneno
d) 3, 4, 7 - trimetil - 6 - etil - 5 - propilnoneno
e)N.A
6. Indicar el nombre IUPAC
Br
a) 4 - bromo - 8,7 - dimetiloctano
b) 3 - bromo - 8,7 - dimetiloctano
c) 1 - bromo - 3,7 - metiloctano
d) 1 - bromo - 3,7 - metiloctano
e) 5 - bromo - 2,6 - dimetiloctano
Nombrar:
—
CH3
CH3
— CH— CH— CH— CH3
—
CH2
—
CH— CH3
—
CH3
—
CH2
— CH3
Nombrar el siguiente alcano
1. Nombrar
—
CH3
CH2
— CH2
— CH3
—
CH3
—
CH2
— CH3
a) 4-etil-3- metil heptano
b) 3-metil-4-propil heptano
c) isohexano
d) neopentano
e) 4-etil-5-propil hexano
2. Formar la cadena de:
2, 4, 4 - trimetil pentano
Dar como respuesta su fórmula general.
a) C6
H14
c) C8
H18
e) C8
H14
b) C8
H16
d) C3
H6
3. Dar la atomicidad
2, 4, 5, 6, - tetrametil - 3,6 - dietil octano
a) 46 c) 40 e) 44
b) 42 d) 48
4. Dar el nombre según IUPAC:
—
CH3
—
CH3
—
CH3
CH3
—CH2
—C—CH—CH—CH—CH—CH3
—
CH2
—
CH3
—
CH2
—
CH3
—
CH3
a) 3, 4, 5, 6 - tetrametil - 3,6 - dietil octano
b) 6, 4, 2, 1- tetrametil - 6, 1 - dietil octano
c) 3, 6 -dietil - 2, 4, 5, 6, -tetrametil octano
d) 3, 6 - dimetil - 2, 4, 5, 6 - tetraetil octano
e) a y b
7
6
5
8
7
6
5
4
3
2
1
165
QUÍMICA

area para la Casa
T
Q
U
Í
M
I
C
A
Nivel Avanzado
7. Dar el nombre del siguiente compuesto:
—
CH3
—
C2
H5
CH3
—CH—CH2
—C—CH2
—CH—CH2
—CH—CH3
—
C2
H5
—
CH
—
C2
H5
—
CH3
—
CH3
a) 2-metil-4,4-dietil - 6 propil - nonano
b) 2-metil-4,4,8-trietil - 6 isopropil - nonano
c) 2-metil-4,4-dietil - 8 etil - nonano
d) 2,6,6-trietil-4-isopropil - 8 metil - nonano
e) N.A.
8. La fórmula estrcutural del 2, 2, 3 - trimetilpentano
es:
a) CH3
- C(CH3
)2
-CH(CH3
) - CH2
- CH3
b) CH3
- C(CH3
)2
-CH(CH3
) - CH2
- CH2
- CH3
c) CH3
-CHCH3
-CHCH3
-CH2
-CHCH3
-CH2
CH3
d) CH3
- C(CH3
)2
-CH - CH3
e) CH3
- CH(CH3
)-CH2
- CH2
- CH2
- CH3
9. Nombrar:
—
CH3
CH3
—CH— CH—CH—CH2
—CH3
—
C2
H5
—
CH2
—
CH3
a) 2-etil-3,5-dimetiloactano
b) 3-etil4,5-dimetilhexano
c) 3-metiloctano
d) 2-etil-2,5-dimetiloctano
e) 3-etil-4,5-dimetiloctano
10. Nombrar:
—
CH3
CH3
—CH2
— CH—CH—CH—CH—CH3
—
CH2
—
CH2
—
CH2
—
CH2
a) 2,4-dimetil-3,5-dietiloctano
b) 3,5-dietiloctano
c) 3,5-dietil-2,4 - dietilheptano
d) 2,4-dietiloctano
e) 3,5-dimetil-4-metilheptano
1. Un alcano presenta 14 átomos en su estructura,
¿cuántos átomos de carbono posee?
a) 3 c) 5 e) 7
b) 4 d) 6
2. Se relaciona correctamente:
I. CH3
— CH2
— CH3
propano
II.
CH3
CH3
CH3
CH
isobutano
III.
CH3
CH3
CH3
CH3
C
i
sopentano
a) I, II c) Solo I e) Todas
b) II, III d) Solo III
3. Indique el número de enlaces sigma en el compues-
to: 2,3 – dimetil – butano.
a) 16 c) 18 e) 20
b) 17 d) 19
4. ¿Cuántos enlaces posee el metano?
a) 3 c) 5 e) 7
b) 4 d) 6
5. Nombrar:
CH3
— CH2
—
CH3
—
CH3
—
CH2
—CH2
—CH3
a) 2,3 - dimetil octano
b) isononano
c) neohexano
d) hexano
e) 6,7 – dimetil octano
QUÍMICA

Í
I
Capitulo
arco Teórico
M
Hidrocarburos
insaturados 6
• A conocer los tipos de hidrocarburos insaturados.
• A nombrar por el sistema IUPAC a los tipos de hidrocarburos insaturados.
HIDROCARBUROS
Los hidrocarburos insaturados se caracterizan por presentar enlaces dobles y/o triples en su estructura interna. Estos
pueden ser:
Hidrocarburos insaturados
Alquenos
CH3
— CH = CH2
CH3
— C = CH
Alquinos
ALQUENOS
Los alquenos son hidrocarburos alifáticos insaturados, pues presentan por lo menos un enlace doble entre sus
átomos de carbono.
Se conocen también como olefinas, debido a su aspecto aceitado.
Fórmula general Cn
H2n
Cn
H2n – 2
Alquenos Alquinos
Nomenclatura _____-eno _____-ino
Hibridación sp2
sp
167
QUÍMICA
Hidrocarburos
insaturados Capitulo
arco Teórico
M
Juegos de ingenio
Tener en cuenta:
II. PARENTESCO
JUEGOS DE INGENIO
Estrategias
basadas en la
muchas formas de
llegar a una
conclusión
final
Juegos con cerillas
24

Q
U
Í
M
I
C
A
Ejemplos:
Z CH2
= CH2
Eteno oC2
H4
(6 atomos)
Z CH3
— CH = CH2
Propeno oC2
H6
(9 atomos)
Z CH3
— CH2
— CH = CH2
1 - butano oC4
H8
Isómetros
Z CH3
— CH = CH — CH3
2 - buteno oC4
Hg de posición
(12 atomos)
Hidrocarburo Estructura
Nomenclatura
IUPAC
Fórmula global
Alquenos
(Olefinas) C
Sp3
Sp3
V
S
C
—
—
—
—
—
—
—
—
Prefijo
N° de carbono ENO
Cn
H2n
Propiedades físicas
1. En condiciones normales son:
Y Gases: C2
— C4
Y Líquido: C5
— C17
Y Sólido: Los restantes
2. Sus puntos de fusión y ebullición aumentan al au-
mentar el número de carbonos, similar a los alca-
nos.
3. Son insolubles en agua, pero solubles en líquidos
apolares como el benceno, el éter, el cloroformo, etc.
4. Son menos densos que el agua.
5. Son débilmente polares debido a la presencia del en-
lace pi (S) en los carbonos Sp2
— Sp2
.
6. El etileno (Eteno) se polimeriza para obtener po-
lietileno de gran uso de cañerías, envases, bolsas y
aislantes eléctricos: también se utiliza para poder
obtener etanol, ácido acetico, etilenglico cloruro
de vinito y estireno. El etileno también sirve como
hormona para las plantas acelerando el proceso de
maduración de las frutas.
Y Presenta varios tipos de isometría, de posición,
geométrica y de fusión.
Propiedades químicos
Z Son más activos, químicamente, que los alcanos.
Presentan mayor reactividad, propiedad que se debe
a la presencia del enlace pi (S) en el enlace doble.
Z Se obtienen en proceso de cracking del petróleo y
en el laboratorio, siguiente la regla de Markownikoff.
Z Dan reacción por adición (Hidrogeneración, Halo-
genación, Hidrohalogenación, Hidratacción) y com-
bustión, no sustitución.
Z Decoloran la solución de KMnO4
.
Reacción de hidrogenación
CH2
= CH2
+ H2
oCH3
– CH3
Eteno Etano
Reacción de halogenación
CH2
= CH2
+ Cl2
oCH2
Cl — CH2
Cl
Eteno 1,2 dicloroetano
Reacción de hidrohalogenación
CH2 = CH2 + HCl oCH3
— CH2
Cl
Eteno cloroetano
Reacción de hidratación
CH2
= CH2
+ H2
O oCH3
— CH2
OH
Eteno Etanol
(Alcohol)
ALQUINOS
Los alquinos son hidrocarburos alifáticos insaturados ya
que presentan, por lo menos, un enlace triple entre sus
átomos de carbono
Se conocen también acetilenos. Se obtiene por la acción
del agua sobre el carbonato de calcio, alcinos.
Hidrocarburo Estructura Nomenclatura Fórmula global
Alquinos
(Acetilenos) C
Sp3
Sp3
S
S
C
—
—
—
—
—
—
—
—
(enlace triple)
Prefijo
N° de carbono NO
Cn
H2n
— 2
QUÍMICA

Q
U
Í
M
I
C
A
Ejemplos:
Z CH{ CHEtino oC2
H2
(4 atomos)
Z CH3
— C { CHPropino oC3
H4
(7 atomos)
Z CH3
— CH2
— C { CH1 - butino oC2
H6
Z CH3
— C { CH3
2 - butino oC4
H6
de posición
(10 atomos)
2-hexino o (C6
H10
)
(16 atomos)
Propiedades físicas
1. En condiciones normales son:
Y Gases: C2
— C4
Y Líquidos: C5
— C16
Y Sólido: los demás
2. Las propiedades físicas de los Alquinos son muy si-
milares a las de los Alquenos y Alcanos. A medida
que aumenta su masa molecular aumenta su densi-
dad, el punto de fusión y ebullición.
3. Son más polares que los Alquenos debido a la pre-
sencia de 2 enlaces pi (S) en los carbones carbonos
Sp — Sp.
4. El Acetileno (Etino) se utiliza como combustible en
los sopletes oxiacetilénicos utilizados para cortar y
soltar metales. Los alquinos también se usan en la
preparación de acetaldehído, etanol, ácido acético,
Isopropeno, cacucho Artificial, etc.
También se usa en la industria de los materiales
plásticos.
5. Presentan Isometría estructural, cadena y posición,
además, isometría funcional.
Propiedades químicas
Z Son más activos químicamente, que los Alquenos.
Presentan menos reactividad, propiedad que se
debe a la presencia de 2 enlaces pi (S) en el enlace
triple.
Z Se obtienen en proceso de cracking del petróleo, el
etino se obtiene por hidrolisis del carbono de calcio.
COC2
+ H2
O oC2
H2
+ Ca(OH)2

Z Sus reacciones son semejantes a la de los Alquenos:
Adición y combustión, no sustitución.
Z Decoloran la solución de KMnO4
.
Reacción de hidrogeneración
CH { CH + 2H2
o CH3
– CH3
Etino Etano
Reacción de halogenación
CH { CH + 2Cl o CHCl2
— CHCl2
Etino 1, 1, 2, 2, tetraloroetano
Reacción de hidrodialogenación
CH { CH + 2HCl o CH2
Cl— CH2
Cl
Etino 1, 2, dicloroetano
NOMENCLATURA IUPAC PARA ALQUENOS Y
ALQUINOS
1. La cadena principal es la candena más larga que
contiene el enlace múltiple (enlace doble o enlace
triple) y se enumera empezando por el carbono
más cercano al enlace múltiple.
a) CH3
— CH2
— CH { CH — CH — CH2
— CH3
—
CH3
1 2 3 4 5 6 7
CH3
— CH2
— CH { CH — CH — CH2
— CH3
—
CH3 m
5-metil-3-hepteno
b) CH3
— CH = —CH — CH2
— CH3
1 2 3 4 5
CH3
— CH = CH — CH2
— CH3
2-penteno
CH { C — CH2
— CH3
1 2 3 4
CH { C — CH2
— CH3
1-butino
c)
6
m
5 3
2 1
p
4
1
2
3
4 5
6
7
m
e
5-metil-6-propil 5-etil-4-metil-2-heptino
Isome-
ros
169
QUÍMICA

Q
U
Í
M
I
C
A
Compuesto orgánico IUPAC 1979 IUPAC 1993
CH3
— CH = CH — CH2
— CH3
2 penteno Pent-2-2no
5-metil-3 hepteno 5-metilhept-3-eno
5-metil-3-propil
1-hexino
5-metil-3-propilhex-1-ino
d) CH3
— CH2
— CH2
— C { C — CH3
6 5 4 3 2 1
CH3
— CH2
— CH2
— C { C — CH3
2-hexino
IUPAC (1993): Hex-2-ino
e)
7 5
8 6
e
4 3 2 1
6-etil-2-metil-3-octino
IUPAC(1993): 6-etil-3-metiloct-3-ino
f) CH2
= C — CH — CH2
— CH3
—
CH2
—
H3
C — CH— CH2
—
CH2
1 2 3 e
CH2
= C — CH — CH2
— CH3
—
CH2
4
—
H3
C — CH— CH2
—
CH2
3-etil-5-metil-d-hepteno
IUPAC (1993): 3-etil-5-metilhept-1-ino
g)
8 m
isoprop
7 6
5
4
e
3
2 1
4-etil-5isopropil-7-metil-2 octino
IUPAC: 4-etil-5-isopropil-7-metiloct-2-ino (1993)
h) CH2
= CH —CH2
— CH2
— CH — CH3
—
CH3
1 2 3 4 5 6
CH2
= CH —CH2
— CH2
— CH — CH3
—
CH3
m
5-metil-1-hexeno
IUPAC (1993): 5-metilhex-1-eno
i)
2
1 4
7
e
3 5 6
3-etil-6-metil-2-heptano
IUPAC: 3-etil-6-metilhept-2-eno (1993)
j) CH3
— CH2
— CH — CH — CH — C { CH
—
C2
H5
—
CH3
—
CH — CH3
—
CH3
7 6 5 4 3 2 1
CH3
— CH2
— CH — CH — CH — C { CH
—
C2
H5
—
CH3
—
CH — CH3 isop
e m
—
CH3
5-etil-3-isopropil-4-metil-1-heptino
IUPAC: 5 etil-3-isopropil-4-metilhept-1-ino (1993)
QUÍMICA

Q
U
Í
M
I
C
A
1. Nombrar
CH3
— CH = CH — CH— CH3
—
CH2
Resolución:
CH3
— CH= C — CH— CH3
1 2 3 4 5
—
CH3
4-metil-2-denteno
2. Determina la fórmula global del siguiente compues-
to:
4 – METIL – 1 – OCTENO
Resolución:
4 – METIL – 1 – OCTENO 9Carbonos
1C 8C
Fórmula global del alqueno
Cn
H2n
C9
H18
3. Nombrar
Resolución:
8
7
6
5
3
4
2
1
METIL
ETIL
ETIL
6,6 — DIETIL — 4 — METIL — 2 — OCTENO
4. Determina la honicidad del siguiente hidrocarburo
Resolución:
C
C
C
C
C
C C
C
C
C
C
11
CARBONOS
n = 11
FG = CnH2n+2 – 2d – 4T
d = 1 d = #enlaces dobles
T = 1 T = #enlaces triples
C11H2(11) + 2 – 2(1) – 4(1)
C11
H18
Atomicidad
11 + 18 = 39
171
QUÍMICA

Q
U
Í
M
I
C
A
1
hora hazlo tú !!
A
2
3
4
1
2
3
4
Nombrar
—
CH3
CH2
= CH — CH2
—
CH3
Nombrar:
CH3
CH { C – C { C – CH – CH3
Determina la fórmula global del siguiente alqueno
5,5 - DIMETIL - 2 - DECENO
Nombrar el siguiente alqueno
Determina la atomicidad del siguiente hidrocar-
buro
Determina la fórmula global del siguiente alquino
4 - ETIL - 5 - METIL - 2 - NONINO
Nombrar
Dé la atomicidad del compuesto orgánico.
7
6
5
4
3
2
1
9
8
7
6
5
4
3
2
1
10
9
8
7
6
5
4
3
2
1
10
7
6
5 4
3 2
1
QUÍMICA

Q
U
Í
igamos practicando
S
01
02
03
04
05
06
Nombre (IUPAC):
CH C — CH C — CH3
Nombrar el siguiente alqueno
—
CH3
CH3
— CH — CH— CH = CH — CH3
—
CH2
—
CH3
Nombrar el siguiente alquino
CH { C — CH — CH2
— CH — CH3
—
CH3
—
CH2
— CH3
Qué compuesto es un alquino
a) C4
H6
b) C2
H6
c) C2
H6
d) HCOOH
e) C3
H6
Nombrar:
CH2
= CH – CH = CH – CH3
Nombrar el siguiente alquino
9
8
7
6
5
4
3
2
1
10
173
QUÍMICA

Q
U
Í
M
I
C
A
07 08
E
1. Señale la fórmula correcta del acetileno:
a) CH3
CH2
CH3
b) CH3
COCH3
c) HC { CH
d) H2
C {CH2
e) HC {N
2. Dar nombre IUPAC:
CH3
CH2
C {CCH2
CH2
CH3
a) 4-heptino
b) 4-exino
c) 3-heptano
d) 3-heptino
e) 5-hepteno
3. Nombrar:
CH2
= C = CH – CH2
– CH3
a) 1,2-pentadieno d) pentadieno
b) 1,2-penteno e) iso-butano
c) 1,2-pentino
4. Indique la fórmula general de los alquinos:
a) Cn
H2n+2
d) Cn
H3n
b) Cn
H2n
e) Cn
Hn+3
c) Cn
H2n–2
5. Nombrar:
CH3
– CH – C { C – CH3
CH2
– CH3
a) 4-metil-2-hexino
b) 2-metil-4-hexino
c) 2-metil-5-hexino
d) 4-metil-2-pentino
e) iso-octeno
6. Nombrar:
CH2
= C – CH2
– C = CH – CH3
CH2
– CH3
a) 2-etil-4-metil-1,4-hexadino
b) 2-etil-4-metil-hexino
c) 4-metil-2-etil-hexino
d) 5-etil-2-metil-1,4 hexino
e) 2-etil-1,4 hexadieno
7. Indicar la atomicidad del butino:
a) 10 c) 12 e) 17
b) 11 d) 13
Nombrar
CH { C – CH – CH2 – C { CH
—
CH3
Nombrar:
CH3
– CH – C { C – CH3
CH3
QUÍMICA

area para la Casa
T
Q
U
Í
M
I
C
A
Nivel Avanzado
8. Indicar la atomicidad del nonino:
a) 24 c) 25 e) 30
b) 27 d) 28
9. Nombrar:
CH3
– C { CH
a) propano d) propadieno
b) propeno e) buteno
c) propino
10. Nombrar:
CH3
– C {C – CH3
a) butino d) butanol
b) butano e) butenol
c) butinol
1. Nombrar
—
CH3
CH2
—
— C — CH —
— CH — CH —
— CH
—
CH3
a) 2-metil-1,3,5-heptatrieno
b) 2-etil-1,3,5-heptatrieno
c) isohepteno
d) 6-metil-1,3,5-heptatrieno
e) cis-noneno
2. Indique qué formula corresponde a una olefina:
a) C4
H10
c) C8
H18
e) C4
H8
b) C6
H10
d) C12
H26
3. Indicar la fórmula global para el octino:
a) C8
H20
c) C8
H18
e) C8
H14
b) C8
H8
d) C8
H16
4. Relacione:
I. Alcanos II. Alquenos
III.Alquinos
A.Cn
H2n–2
B. Cn
H2n
C. Cn
H2n+2
a) ID, IIC, IIIA d) IC, IIB, IIID
b) ID, IID, IIIA e) IB, IID, IIIA
c) IC, IIB, IIIA
5. Indicar la nomenclatura IUPAC:
a) 2,5 noneno c) 3 nineno e) 3 Hepteno
b) Ninano d) 6 nonemo
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Q
U
Í
M
I
C
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