Qca Teo y Ejercicios

COLEGIO DOMINGO ORTIZ DE ROZASDEPARTAMENTO DE CIENCIASLA LIGUAPROFESORA: PATRICIA SILVA BASILIOGUÍA DE EJERCICIOS 3º MEDIONOMBRE:CURSO: FECHA:

I. Resuelve los siguientes ejercicios1. ¿Cuántos gramos de solución al 15 % p/p de NaCl se necesita para extraer 39 g de NaCl?

a. 38.4 gb. 260 gc. 325 gd. 145 ge. 25 g

2. ¿Cuántos gramos de agua deberán usarse para disolver 150 g de NaCl para producir una solución al 20% p/p?

a. 600 g de H2Ob. 750 g de H2Oc. 13.3 g de H2Od. 10.66 g de H2Oe. Ninguna de las anteriores

3. ¿Cuántos gramos de Ca(NO3)2 están contenidos en 175 mL de solución al 18.5 % p/v?

a. 105 gb. 323.7 gc. 39.8 gd. 10.5 ge. 32.3 g

4. ¿Cuántos mL de acetona se debe agregar a 250 mL de agua para que la solución resulte

al 15 % v/v?a. 60.5 mLb. 27.7 mLc. 37.5 mLd. 2.77 mLe. falta datos para resolver el problema.

5. Calcular el % p/p de una solución que contiene 10.8 g de NaNO3 en 400 g de agua.

a. 40 % p/pb. 2.62 % p/pc. 2.7 % p/pd. 27% p/pe. 26.2 % p/p

6. Se mezclan 25 mL de propanol con 55 mL de CCl4. calcular el % v/v

a. 4.45 % v/vb. 31.25 % v/vc. 45.45 % v/vd. 20% v/ve. Ninguna de las anteriores

7. Se disponen de 0.05 L de etanol. Calcular el volumen de solución al 30 % v/v.

a. 16.6 mLb. 60 mLc. 0.166 mLd. 166.6 mLe. Ninguna de las anteriores

8. Se disuelven 7 g de CuSO4 en 53 g de agua. Calcular la concentración en % p/pa. 85.7 % p/p

b. 4.2 % p/pc. 11.6 % p/pd. 13.20 % p/pe. Ninguna de las anteriores

9. ¿cuál es la cantidad de AgNO3 necesaria para preparar 30 mL de solución al 3 % p/va. 0.9 gb. 3 gc. 10 gd. 0.8 ge. Ninguna de las anteriores.

10. Se disuelven 45 g de NaNO3 en 300 mL de agua, obteniéndose 321 mL de solución. ¿Cuál es la concentración en % p/p y % p/v?a. 12% p/p y 13 % p/vb. 13 % p/p y 12 % p/vc. 14 % p/p y 13 % p/vd. 14 % p/p y 12 % p/ve. 13 % p/p y 14 % p/v

11. ¿Cuántos gramos de NaNO3 son necesarios para preparar 50 mL de una solución al 7 %p/v?

a. 40 gb. 35 gc. 3.5 gd. 20 ge. 15 g

12. ¿Cuántos gramos de BaCl2 son necesarios para preparar 125 g de solución al 12 % p/p?

a. 15 gb. 30 gc. 75 gd. 125 ge. 1.5 g

13. ¿Cuántos gramos de una sal deberá disolverse en315 g de agua para darnos una solución al 25 % p/p?

a. 215 gb. 325 gc. 105 gd. 59 ge. Ninguna de las anteriores

II. Escriba el nombre del compuesto en Stock y tradicional

1. Ba(NO3)2

2. Cs2SO4

3. Al2(SiO3)3

4. KNO3

5. Na2SO4

6. KIO3

7. NaBrO3

8. Ca(ClO4)2

9. H2S10. Mn2O7

11. Ag3PO4

12. SrH2

III. Escribe la fórmula a los siguientes compuestos:

1. Cloruro de potasio2. sulfato de calcio3. anhídrido carbónico4. perclorato de estroncio5. nitrato cadmico

6. yodito potásico7. hipobromito de sodio8. óxido férrico9. silicato áurico10. Nitrito alumnínico11. Ortofosfato cobaltico12. permanganato niquélico

COLEGIO DOMINGO ORTIZ DE ROZASDEPARTAMENTO DE CIENCIASLA LIGUAPROFESORA: PATRICIA SILVA BASILIO GUIA DE EJERCICIOS DE NORMALIDAD (N), MOLALIDAD (m) Y MOLARIDAD(M) 1. ¿Cuántos gramos de NaCl hay en 250 mL de una solución 2,5 N? 2. ¿Qué volumen de solución 0,75N podría prepararse con 500 g de Na2SO4? 3. ¿Cuál es la normalidad de una solución que contiene 250 g de CaCl2 en 1500 mL de solución? 4. ¿Cuántos gr de BaCl2 se necesita para preparar 1500 mL de una solución 1,5 N? 5. ¿Cuántos gr de KOH se necesitarán para preparar 2,5 L de una solución de KOH 6.0 N? 6. calcule la Molaridad y molalidad de una solución de K2CO3, que contiene 22% en peso de la sal y tiene una densidad de 1,24 g/mL 7. ¿Cuántos gr de sulfato cúprico pentahidratado se necesitarán para preparar una litro de solución 2,0M? 8. ¿cuál es la molaridad de una solución que contiene 25.0 g de K2CrO4 disueltos en cantidad de agua suficiente para tener 300 mL de solución? 9. Realice una tabla que muestre el número de gramos necesarios de cada uno de los siguientes compuestos para hacer un litro de solución: 1,0 M, 1,0 N, 2,0 N, 3,0 N: NaOH, Ca(OH)2; Al(OH)3; HCl; H2SO4 y H3PO4

10. calcule la molalidad de una solución que contiene 441 g de HCl disueltos en 1500 g de agua

11. Una disolución de alcohol etílico C2H5OH; en agua es de 1.54 molal. ¿Cuántos gramos de alcohol etílico estarán disueltos en 2.5 kg de agua? 12. Se forma una solución de 150 mL de volumen, disolviendo 6.0 g de la sal CuSO4 x 5H2O en suficiente cantidad de agua, calcular la normalidad de la solución. 13. ¿Cuántos gramos de CaCO3 se halla disuelto en 250 mL de una solución 2M de éste? 14. ¿Cuál es la molalidad de una disolución que contiene 20.0 g de azúcar (C12H22O11) disueltos en 125 g de agua? 15. hallar la normalidad y molaridad de 2 L que contiene 400 g de NaOH 16. ¿Cuántos gramos de NaCl hay en 250 mL de una solución 2.5 M? 17. ¿Qué volumen de solución 0.75 M podría prepararse con 500 g de Na2SO4? 18. ¿Cuál es la M y N de una solución que contiene 250 g de CaCl2 en 1500 mL de solución? 19. ¿Cuál es la molalidad de una solución en donde 250 g de CaCl2 se disolvieron en 1500 g de agua? 20. Cuantos gramos de cada uno, H3PO4 y Ca(OH)2 se necesita para preparar 250 ml de solución 0.10 N 21. Calcule la N y M de una solución que contiene 275 g de KOH en 800 mL de solución 22. ¿Cuántos mL de solución 0.50 N se puede prepara con 50 gde NaOH? 23. ¿Cuál es la concentración de cada una de las siguientes soluciones en términos de N:a. HCl 6.00 Mb. BaCl2 0.75 Mc. H2S 0.20 M

COLEGIO DOMINGO ORTIZ DE ROZASDEPARTAMENTO DE CIENCIASLA LIGUAPROFESORA: PATRICIA SILVA BASILIO GUÍA DE EJERCICIOS MOLARIDAD

1. Deseamos preparar 0.15 L de disolución de CuSO4 al 0.24 M ¿Cuántos gramos de CuSO4 necesitamos?

2. Una disolución de alcohol etílico C2H5OH; en agua es de 1.54 M . ¿Cuántos

gramos de alcohol etílico estarán disueltos en 245 mL de solución?

3. Se forma una solución de 50 mL de volumen, disolviendo 6.25 g de la sal CuSO4 x 5H2O en suficiente cantidad de agua, calcular la molaridad de la solución.

4. ¿Cuántos gramos de H2SO4 se halla disuelto en 250 mL de una solución 2M

de éste?

5. ¿Cuál es la molaridad de una disolución que contiene 20.0 g de azúcar (C12H22O11) disueltos en 125 mL de solución?

6. Se ha encontrado que el consumo de 44 g de etanol puro tomado de forma

de 140 mL de pisco, produce una concentración promedio de alcohol en la sangre de 0.08 g por cada 100 mL de sangre. Si el volumen total de sangre de un adulto es de 7 litros. ¿Qué porcentaje de alcohol ingerido se encuentra en la sangre?

7. hallar la molaridad de 2 L que contiene 400 g de NaOH

8. ¿Cuántos gramos de NaCl hay en 250 mL de una solución 2.5 M?

9. ¿Qué volumen de solución 0.75 M podría prepararse con 500 g de Na2SO4?

10. ¿Cuál es la M de una solución que contiene 250 g de CaCl2 en 1500 mL de

solución?

11. ¿Cuál es la molaridad de una solución en donde 250 g de CaCl2 se disolvieron en 1500 mL de solución?

12. Cuantos gramos de cada uno, H3PO4 y Ca(OH)2 se necesita para preparar

250 ml de solución 0.10 M

13. Calcule la M de una solución que contiene 275 g de KOH en 800 mL de solución

14. ¿Cuántos mL de solución 0.50 M se puede prepara con 50 g de NaOH?

COLEGIO DOMINGO ORTIZ DE ROZASDEPARTAMENTO DE CIENCIASLA LIGUAPROFESORA: PATRICIA SILVA BASILIO GUÍA DE EJERCICIOS

1. Hallar la composición porcentual del compuesto K2SO4

2. hallar la composición centesimal de los siguientes compuestos:a. carbonato de calciob. Sulfito baricoc. Yodato argenticod. Silicato rubidicoe. Ortofosfato niquelosof. Anhídrido perclórico

3. Determinar el porcentaje de agua del CaSO4 x 2 H2O

4. Al analizar una sal de níquel se encuentra que en 2.841 g de la misma hay 1.507 g

del metal. La sal podría ser NiCl2, NiBr2,, Ni(CN)2 o NiSO4 ¿Cuál fue el compuesto analizado?

5. Calcular el porcentaje de los siguientes compuestos orgánicos:a. metanob. Propanoc. Etenod. 2 metil butanoe. 2 propino

6. calcular la forma empírica y molecular de un compuesto cuyo porcentaje es el

siguiente:Na. 32.394 % P: 21.831 % H: 0.704 % O: 45.071 %

7. La composición centesimal de un compuesto es K: 26.531 % Cr: 35.374 % O: 38.095 %. Determinar la fórmula empírica y molecular

8. Un compuesto formado de Na, O y S arroja la siguiente composición en porcentaje:

Na: 32.394 % O: 45.070 % S: 22.535 %. Calcular su fórmula empírica.

9. Un compuesto tiene 80 % d e C y 20% de H ¿Cuál es la fórmula del compuesto si su peso molecular es 30?

10. Al calentar 9.476 g de bórax ( el cula es un tetraborato sódico hidratado) se elimina 4.475 g de agua. Hallar la fórmula del bórax. Si: Bórax anhidro es Na2B4O7.

OLEGIO DOMINGO ORTIZ DE ROZAS DEPARTAMENTO DE CIENCIAS LA LIGUA PROFESORA: PATRICIA SILVA BASILIO GUIA DE ESTEQUIOMETRÍA II 1. ¿Cuántos moles e O2 se necesitan para formar 0.80 moles de Cl2. según la siguiente ecuación: HCl + O2 H2O + Cl2 R : 0.40 moles 2. La soda cáustica, NaOH se prepara comercialmente mediante la reacción del Na2CO3 con cal apagada Ca(OH)2. a. ¿Cuántos Kg de soda cáustica se pueden obtener tratando 5 kg e Na2CO3 con Ca(OH)2 R: 3,775 g b. ¿Cuántos moles de NaOH se producen? R: 94.37 moles 3. Se hace saltar una chispa en una mezcla que contiene 250 g de H2 y 25.0 g de O2 para formar agua 2H2 + O2 2 H2O a. ¿Cuántos moles de agua se forman ¿ R: 1.56 moles b. ¿Cuántos litros de agua se obtienen? c. ¿Cuántos moles de H2 se consumen? 1,56 moles d. ¿Cuantos g de H2 reaccionan? R: 3.25 g 4. En un experimento hace falta medio mol de zinc ¿Cuántos

gramos harán falta? R: 32.69 g 5. ¿Cuántos milimoles hay en 1.00 g de alguna sustancia? R: 1000 6. El NiS reacciona con el oxígeno a temperatura elevadas para formar NiO y SO2 a. ¿Cuál es el peso de O2 necesario para que reaccione con 90.8 g de NiS? R: 48.0 g 7. ¿Qué peso de AgCl se formarán cuando se mezclan en solución acuosa 0.5 moles de NaCl con 1.5 moles de AgNO3’? r: 71.66 G 8. Cuando se trata áxido férrico con ácido sulfúrico se produce la reacción: Fe2O3 + H2SO4 Fe2 (SO4)3 + 3 H2O a. ¿CUántos gamos de sulfato férrico se formarán a partir de 63.84 g de Fe2O3 R: 159.96 g b. Cuántos moles de agua se formarán R: 1.2 moles c. Cuántos litros de agua se forman 9. ¿Qué peso de O2 se consumen cuando se queman 6,6 x 1012 g de octano para producir CO2 y agua R: 2,4 x 1013 g de O2 ¿Cuántos litros de agua se obtienen? 10. ¿Qué peso de Fe3O4 producirá 1.63 g de Fe2O3. 2Fe3O4 + ½ O2 3 Fe2O3 R: 1.58 g

PROPIEDADES PERIÓDICAS

Radio atómico

El tamaño de un átomo no es invariable sino que depende del entorno inmediato en el que se encuentre, de su interacción con los átomos vecinos.

Estimar el tamaño de los átomos es un poco complicado debido a la naturaleza difusa de la nube electrónica que rodea al núcleo y que varía según los factores ambientales. Se realizan las medidas sobre muestras de elementos puros no combinados químicamente y los datos así obtenidos son los tamaños relativos de los átomos.

Radio atómico de un elemento es la mitad de la distancia entre los centros de dos átomos vecinos.

Variación periódica

· Aumentan hacia abajo en un grupo (en cada nuevo periodo los electrones más externos ocupan niveles que están más alejados del núcleo, los orbitales de mayor energía son cada vez más grandes, y además, el efecto de apantallamiento hace que la carga efectiva aumente muy lentamente de un período a otro).

· Disminuyen a lo largo de un

periodo (los nuevos electrones se encuentran en el mismo nivel del átomo, y tan cerca del núcleo como los demás del mismo nivel. El aumento de la carga del núcleo atrae con más fuerza los electrones y el átomo es más compacto).

· En el caso de los elementos de transición, las variaciones no son tan obvias ya que los electrones se añaden a una capa interior, pero todos ellos tienen radios atómicos inferiores a los de los elementos de los grupos precedentes IA y IIA. Los volúmenes atómicos van disminuyendo hasta que llega un momento en el que hay tantos electrones en la nueva capa que los apantallamientos mutuos y las repulsiones se hacen importantes, observándose un crecimiento paulatino tras llegar a un mínimo.

RESUMEN

Los radios atómicos aumentan en términos generales hacia abajo en un grupo y disminuyen a lo largo de un periodo.

Radio Iónico

La estructura y la estabilidad de los sólidos iónicos depende de manera crucial del tamaño de los iones. Éste determina tanto la energía de red del sólido como la forma en que los iones se empacan en el sólido. Además el tamaño iónico influye en las propiedades de los iones en disolución.

El tamaño de un ion depende de:

· Su carga nuclear.

· Número de electrones.

· Orbitales en los que residen los electrones de la capa exterior


· Los iones positivos sencillos son siempre más pequeños que los átomos de los que derivan y, al aumentar la carga positiva, su tamaño disminuye.

· Los iones sencillos cargados negativamente son siempre mayores que los átomos de los que derivan. El tamaño aumenta con la carga negativa.

Dentro de un grupo, las diferencias entre los radios atómicos e iónicos son muy parecidas.

Para iones con la misma carga, el tamaño aumenta conforme bajamos por un grupo de la tabla periódica. Un aumento en el número cuántico principal del orbital ocupado más externo de un ion, aumenta también el tamaño del ion así como el del átomo del que deriva.

RESUMEN

Los radios iónicos, en general, aumentan al descender por un grupo y disminuyen a lo largo de un periodo. Los cationes son menores que los respectivos átomos neutros y los aniones son mayores.

Potencial de Ionización

1er Potencial de ionización:

Energía necesaria para arrancar un e- de un átomo aislado en fase gaseosa en su estado fundamental y obtener un ion monopositivo gaseoso en su estado fundamental más un electrón sin energía cinética. Siempre se les asigna un valor positivo, por tratarse de una reacción endotérmica.

2º Potencial de ionización:

Energía necesaria para arrancar a un ion monopositivo gaseoso en estado fundamental y obtener un ion dipositivo en las mismas condiciones mas un electrón sin energía cinética.

Energía de ionización total para llegar a un ion determinado es la suma de los sucesivos potenciales de ionización.

§ Las energías de ionización miden, por tanto, la fuerza con que el átomo retiene sus electrones. Energías pequeñas indican una fácil eliminación de electrones y por consiguiente una fácil formación de iones positivos.

§ Los potenciales de ionización sucesivos para un mismo elemento crecen muy deprisa, debido a la dificultad creciente para arrancar un electrón cuando existe una carga positiva que le atrae y menos cargas negativas que le repelan.

§ El conocimiento de los valores relativos de las energías de ionización sirve para predecir si un elemento tenderá a formar un compuesto iónico o covalente

Energía de ionización Tendencia del elemento Tipo de compuesto

Baja Perder electrones y dar iones positivos

Iónicos

Elevada Compartir electrones Covalentes

Muy elevadaGanar electrones y dar iones negativos

Iónicos

Variación periódica:

· Dentro de una familia, el aumento del número de electrones tiende a reducir el potencial de ionización debido a los efectos combinados del tamaño y de efecto pantalla. Al descender en un grupo, se obtienen átomos más voluminosos en los que los electrones están menos retenidos, por lo que el potencial de ionización decrecerá.

· En un periodo tiende a aumentar al hacerlo el número atómico. En principio, la tendencia que cabria esperar es que al aumentar la carga nuclear efectiva y no aumentar apenas el radio atómico, la energía de ionización sea cada vez mayor.

· En cada segmento periódico, los gases raros tienen las energías de ionización más elevadas. Estos gases son elementos muy estables y sólo los más pesados de ellos

muestran alguna tendencia a unirse con elementos para dar compuestos.

Electroafinidad

Energía desprendida en un proceso en el que un determinado átomo neutro gaseoso en estado fundamental, capta un electrón para dar un ion mononegativo gaseoso en estado fundamental.

Con muy pocas excepciones, este proceso de captación de electrones es favorable (la atracción nuclear compensa la repulsión electrónica).

Las segundas, terceras, ... afinidades electrónicas son siempre energéticamente desfavorables.

La energía total puesta en juego para pasar de un átomo neutro en estado fundamental y gaseoso a un ion negativo con n cargas es la suma de las afinidades electrónicas.


§ La variación de afinidad electrónica dentro del sistema periódico es similar a la variación del potencial de ionización, aunque es mucho menos periódica. A partir de estas dos propiedades se puede analizar hasta que punto un átomo neutro está satisfecho con su número de electrones. A mayor potencial de ionización y electroafinidad, mayor es la apetencia electrónica (electronegatividad) de la especie.

§ Los elementos con las afinidades electrónicas más altas son los situados cerca del oxígeno, el flúor y el cloro.

Los elementos que tienen mayor actividad química son los que tienen un potencial de ionización muy pequeño y una afinidad electrónica muy grande.

Electronegatividad

La electronegatividad de un elemento mide su tendencia a atraer hacia sí electrones, cuando está químicamente combinado con otro átomo. Cuanto mayor sea, mayor será su capacidad para atraerlos.

Pauling la definió como la capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones hacia así. Sus valores, basados en datos termoquímicos, han sido determinados en una escala arbitraria, denominada escala de Pauling, cuyo valor máximo es 4 que es el valor asignado al flúor, el elemento más electronegativo. El elemento menos electronegativo, el cesio, tiene una electronegatividad de 0,7.

La electronegatividad de un átomo en una molécula está relacionada con su potencial de ionización y su electroafinidad.

Un átomo con una afinidad electrónica muy negativa y un potencial de ionización elevado, atraerá electrones de otros átomos y además se resistirá a dejar ir sus electrones ante atracciones externas; será muy electronegativo.

El método sugerido por el profesor R.S. Mulliken promedia los valores del potencial de ionización y afinidad electrónica de un elemento:

XM = 0,0085 (P.I. + A.E.)


· Las electronegatividades de los elementos representativos aumentan de izquierda a derecha a lo largo de los periodos y de abajo a arriba dentro de cada grupo.

· Las variaciones de electronegatividades de los elementos de transición no son tan regulares. En general, las energías de ionización y las electronegatividades son inferiores para los elementos de la zona inferior izquierda de la tabla periódica que para los de la zona superior derecha.

El concepto de la electronegatividad es muy útil para conocer el tipo de enlace que originarán dos átomos en su unión:

El enlace entre átomos de la misma clase y de la misma electronegatividad es apolar.

Cuanto mayores sean las diferencias de electronegatividad entre dos átomos tanto mayor será la densidad electrónica del orbital molecular en las proximidades del átomo más electronegativo. Se origina un enlace polar.

Cuando la diferencia de electronegatividades es suficientemente alta, se produce una transferencia completa de electrones, dando lugar a la formación de especies iónicas.

Ejemplo:

Compuesto F2 HF LiF

Diferencia de electronegatividad

4.0 - 4.0 = 04.0 - 2.1 = 1.9

4.0 - 1.0 = 3.0

Tipo de enlaceCovalente no polar

Covalente polar

Iónico

RESUMEN

La electronegatividad es una medida de la fuerza con la que un átomo atrae un par de electrones de un enlace. Cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre átomos implicados en un enlace más polar será éste.

Los compuestos formados por elementos con electronegatividades muy diferentes tienden a formar enlaces con un marcado carácter iónico

Configuración electrónica

Los cuatro números cuánticos vistos en la ficha 10 (n, l, m, s) permiten identificar completamente un electrón en cualquier orbital de cualquier átomo. Si analizamos el átomo de hidrógeno, vemos que representa un sistema muy sencillo porque sólo contiene un electrón, que se ubica en el orbital s del primer nivel de energía. Esta situación es diferente para átomos que tienen más de un electrón. Para conocer la distribución de electrones en los distintos orbitales en el interior de un átomo se desarrolló la configuración electrónica. En ella se indica claramente el nivel de energía, los orbitales ocupados y el número de electrones de un átomo.

La configuración electrónica del átomo de hidrógeno es:

Para átomos más grandes, la configuración electrónica se efectúa según tres principios:

- Principio de mínima energía: las configuraciones electrónicas de los elementos se

obtienen por ocupación sucesiva de los niveles desde el primer nivel de menor energía (1s). A medida que los niveles se llenan, se van ocupando los niveles superiores.

- Principio de exclusión de Pauli: en cada orbital puede haber un máximo de dos electrones los cuales deben tener espín contrario. - Por otra parte, los orbitales s, p, d y f pueden ser ocupados hasta por un total de 2, 6, 10 y 14 electrones respectivamente, pero cuando los subniveles están parcialmente llenos, los electrones se distribuyen de manera que presentan el máximo número de espines con el mismo valor o bien sus espines deben ser paralelos. Este es elPrincipio de máxima multiplicidad de Hund, que también puede enunciarse así: los electrones se distribuyen ocupando los orbitales primero con aquellos que tienen igual espín y luego con los que tienen espín opuesto, completando de esta manera el llenado orbital.

A modo de ejemplo, si queremos representar la configuración electrónica del átomo de nitrógeno, que tiene un total de siete electrones, se deben asignar dos electrones al subnivel “s” del nivel 1, esto es, 1s2, con lo que el nivel 1 queda completo. ¿Cómo se ubican los cinco electrones restantes? Según el principio de exclusión de Pauli, cada orbital 2s, 2px, 2py, 2pz puede contener como máximo dos electrones de espín opuesto. Una vez que se ha llenado el orbital 2s se prosigue con los orbitales 2p, que poseen una energía ligeramente superior. Para la siguiente figura: ¿Cuál de los ordenamientos corresponde al de menor energía para el átomo de N?

El ordenamiento correcto es el primero de esta figura. En el estado de mínima energía o estado fundamental del átomo de nitrógeno; los otros ordenamientos tienen mayor energía. En el segundo caso, se muestra un orbital con dos electrones de espín contrario, pero el orbital 2pz se encuentra vacío, lo que va en contra del principio de máxima multiplicidad. El tercer ordenamiento muestra tres electrones en cada uno de los orbitales; sin embargo, éstos no tienen espines paralelos, al igual que en el cuarto ordenamiento. Hay que notar, sin embargo, que las configuraciones mostradas aquí no agotan todas las posibilidades y, de igual modo, por ejemplo, se puede escribir una configuración de mínima energía totalmente equivalente a la primera, pero con las tres flechas, que representan los espines, hacia abajo. La siguiente tabla presenta un esquema de la clasificación y número de orbitales por nivel atómico:

I. Encierra en un círculo la alternativa correcta. No se aceptarán borrones ni el uso del corrector. Se realizarán descuentos.

1. ¿Cuál será el % p/v de una solución que presenta 45 g de NaCl disueltos en 240 mL de solución?

a. 45 x 240 % p/v

100

b. 100 x 240 % p/v

45

c. 45 % p/v

100 x 240

d. 45 x 100 % p/v

240

e. 240 % p/v

45

2. ¿Cuántos mL de acetona se debe agregar a 250 mL de agua para que la solución resulte al 10 % v/v?

a. 0.27 mL

b. 27.7 mL

c. 25 mL

d. 2.77 mL

e. falta datos para resolver el problema.

3. ¿Cuántos gramos de Ca(NO3)2 están contenidos en 75 mL de solución al 25 % p/v?

a. 3,07 g

b. 1.91 g

c. 0,30 g

d. 0.19 g

e. 32.3 g

4. ¿Cuántos mL de acetona se debe agregar a 300 mL de agua para que la solución resulte al 5 % v/v?

a. 158 mL

b. 15,0 mL

c. 15.7 mL

d. 1,58 mL

e. falta datos para resolver el problema.

5. Calcular el % p/p de una solución que contiene 7,5 g de NaNO3 en 150 gde agua.

a. 5 % p/p

b. 2.62 % p/p

c. 4.76 % p/p

d. 11,8% p/p

e. 1,0 % p/p

6. Se disponen de 0.05 L de etanol. Calcular el volumen de solución al 30 % v/v.

a. 16.6 mL

b. 60 mL

c. 0.166 mL

d. 166.6 mL

e. Ninguna de las anteriores

7. ¿cuál es la cantidad de AgNO3 necesaria para preparar 30 mL de solución al 3 % p/v

a. 0.9 g

b. 3 g

c. 10 g

d. 0.8 g

e. Ninguna de las anteriores.

8. Un frasco de laboratorio tiene escrito un rótulo con 10.0M NaOH. ¿Cuántos gramos de NaOH hay contenidos en 0.2L de solución?

a. 50 g

b. 0.05g

c. 80g

d. 0.8g

e. 20g

9. ¿Cuál es la molaridad de una solución que se prepara disolviendo 18.56g de KOH en 100 mL de solución?

a. 3.3M

b. 2 M

c. 0.03M

d. 6.6 M

e. 1 M

10. ¿Cuál es la molaridad de una solución preparada por disolución de 20 g de Na2CO3 en cantidad suficiente de agua para hacer 600 mL de solución

a. 0.629 N

b. 1.214 N

c. 1.76 N

d. 0.314 N

e. faltan datos

11. Se prepara una solución disolviendo 15 g de Al(OH)3 en agua suficiente para completar 300 mL de solución. ¿Cuál es la molaridad de la solución?

a. 0.21

b. 0.64

c. 3.4

d. 1.75

e. 1.92

12. Tenemos una disolución de HCl 0.70 N. Para una determinada reacción necesitamos 0.0525 moles de HCl. ¿Qué volumen de la disolución debemos tomar?

a. 88 mL

b. 125 mL

c. 75 mL

d. 45 mL

e. 25 mL

13. ¿Cuál es la molaridad de una solución que contiene 25 g de K2CrO4 disueltos en cantidad de agua suficiente para tener 300 ml de solución?

a. 0.429

b. 1.325

c. 0.858

d. 4.298

e. Ninguna de las anteriores

FORMULACIÓN DE QUÍMICA INORGÁNICA.

1. NOMENCLATURAS.

Para nombrar los compuestos químicos inorgánicos se siguen las normas de la IUPAC (unión internacional de química pura y aplicada). Se aceptan tres tipos de nomenclaturas para los compuestos inorgánicos, la sistemática, la nomenclatura de stock y la nomenclatura tradicional.

1.1. NOMENCLATURA SISTEMÁTICA.

Para nombrar compuestos químicos según esta nomenclatura se utilizan los prefijos: MONO_, DI_, TRI_, TETRA_, PENTA_, HEXA_, HEPTA_ ...

Cl2O3 Trióxido de dicloro

I2O Monóxido de diodo

1.2. NOMENCLATURA DE STOCK.

En este tipo de nomenclatura, cuando el elemento que forma el compuesto tiene más de una valencia, ésta se indica al final, en números romanos y entre paréntesis:

Fe(OH)2 Hidróxido de hierro (II)

Fe(OH)3 Hidróxido de hierro (III)

1.3. NOMENCLATURA TRADICIONAL.

En esta nomenclatura para poder distinguir con qué valencia funcionan los elementos en ese compuesto se utilizan una serie de prefijos y sufijos:

3 valencias

4 valencias

Hipo_ _oso Valencia menor

Valencia mayor

2 valencias

_oso

1 valencia _ico

Per_ _ico

2. ÓXIDOS.

Son compuestos binarios formados por la combinación de un elemento y oxígeno. Hay dos clases de óxidos que son los óxidos básicos y los óxidos ácidos (anhídridos).

2.1. ÓXIDOS BÁSICOS.

Son compuestos binarios formados por la combinación de un metal y el oxígeno. Su fórmula general es:

M2OX

Donde M es un metal y X la valencia del metal (el 2 corresponde a la valencia del oxígeno).

LAS VALENCIAS DE LOS ELEMENTOS SE INTERCAMBIAN ENTRE ELLOS Y SE PONEN COMO SUBÍNDICES. (Si la valencia es par se simplifica).

Valencia

Fórmula N. sistemática N. stock

(la más frecuente)

N. tradicional

1 Na2O Monóxido de disodio Óxido de sodio Óxido sódico

2 Ca2O2 = CaO Monóxido de calcio Óxido de calcio Óxido cálcico

Fe2O2 = FeO Monóxido de hierro Óxido de hierro (II) Óxido ferroso

3 Fe2O3 Trióxido de dihierro Óxido de hierro (III) Óxido férrico

4 Pb2O4 = PbO2 Dióxido de plomo Óxido de plomo (IV) Óxido plúmbico

2.2. ÓXIDOS ÁCIDOS O ANHÍDRIDOS.

Son compuestos binarios formados por un no metal y oxígeno. Su fórmula general es:

N2OX

Donde N es un no metal y la X la valencia del no metal (el 2 corresponde a la valencia del oxígeno).

LAS VALENCIAS DE LOS ELEMENTOS SE INTERCAMBIAN ENTRE ELLOS Y SE PONEN COMO SUBÍNDICES. (Si la valencia es par se simplifica).

3. HIDRUROS.

Son compuestos binarios formados por un metal e Hidrógeno. Su fórmula general es:

MHX

Donde M es un metal y la X la valencia del metal.

EL HIDRÓGENO SIEMPRE TIENE VALENCIA 1.

4. HIDRUROS DE NO METALES.

Hay no metales como el nitrógeno, fósforo, arsénico antimonio, carbono, silicio y boro que forman compuestos con el hidrógeno y que reciben nombres especiales.

Nitrógeno, fósforo, arsénico, antimonio y el boro funcionan con la valencia 3 mientras que el carbono y el silicio lo hacen con valencia 4.

Valencia Fórmula N. tradicional

(la más usada)

N. sistemática

3 NH3 Amoniaco Trihidruro de nitrógeno

3 PH3 Fosfina Trihidruro de fósforo

3 AsH3 Arsina Trihidruro de arsénico

3 BH3 Borano Trihidruro de boro

3 SbH3 Estibina Trihidruro de antimonio

4 CH4 Metano Tetrahidruro de carbono

4 SiH4 Silano Tetrahidruro de boro

5. ÁCIDOS HIDRÁCIDOS.

Son compuestos binarios formados por un no metal e hidrógeno. Los no metales que forman estos ácidos son los siguientes:

· Fluor, cloro, bromo, yodo (todos ellos funcionan con la valencia 1)

· Azufre, selenio, teluro (funcionan con la valencia 2).

Su fórmula general es:

HxN

Donde N es el no metal y la X la valencia del no metal. (El hidrógeno funciona con valencia 1).

6. HIDRÓXIDOS.

Son compuestos formados por un metal y el grupo hidroxilo (OH). Su fórmula general es:

M(OH)X

Donde M es un metal y la X la valencia del metal. EL GRUPO -OH SIEMPRE TIENE VALENCIA 1.

7. ÁCIDOS OXÁCIDOS.

Son compuestos ternarios formados por un no metal, oxígeno e hidrógeno. Se obtienen a partir del óxido ácido o anhídrido correspondiente sumándole una molécula de agua (H2O).

Su fórmula general es:

H2O + N2Ox = HaNbOc

Donde H es el hidrógeno, N el no metal y O el oxígeno.


1 F2O + H2O = H2F2O2 = HFO Ácido hipofluoroso

2 SO + H2O = H2SO2 Ácido hiposulfuroso

3 Cl2O3 + H2O = H2Cl2O4 = HClO2 Ácido cloroso

4 S2O + H2O = H2SO3 Ácido sulfuroso

El fósforo, arsénico y antimonio forman ácidos especiales:

· Si a los óxidos correspondientes se les suma una molécula de agua tenemos los ácidosMETA:


3 P2O3 + H2O = HPO2 Ácido metafosforoso

5 P2O5 +H2O = HPO3 Ácido metafosfórico

· Si se les unen dos moléculas de agua se obtienen los ácidos PIRO:


3 P2O3 + 2H2O = H4P2O5 Ácido pirofosforoso

5 P2O5 +2H2O = H4P2O7 Ácido pirofosforico

· El fósforo, arsénico y antimonio forman los ácidos ORTO cuando se les suman 3 moléculas de agua a los óxidos correspondientes.


3 P2O3 + 3H2O = H6P2O6 = H3PO3 Ácido ortofosforoso (A. Fosforoso)

5 P2O5 +3H2O = H6P2O8 = H3PO4 Ácido ortofosfórico (A. Fosfórico)

*Hay algunos metales que también forman ácidos, como el cromo y el manganeso:


6 CrO3 + H2O = H2CrO4 Ácido crómico

6 * Cr2O6 +H2O = H2Cr2O7 Ácido dicrómico


6 MnO3 + H2O = H2MnO4 Ácido mangánico

7 Mn2O7 + H2O = H2Mn2O8 = HMnO4 Ácido permangánico

8. SALES DE ÁCIDOS HIDRÁCIDOS.

Se obtienen sustituyendo los hidrógenos del ácido hidrácido correspondiente por un metal.

Se nombran con el nombre del no metal terminado en –uro seguido del nombre del metal. Si el metal tiene más de una valencia se indica al final, en números romanos y entre paréntesis.

El número de hidrógenos que se le quitan al ácido se le pone como subíndice al metal.

9. SALES DE ÁCIDOS OXÁCIDOS.

Son compuestos ternarios formados por un metal, un no metal y el oxígeno.

Se obtienen a partir de los ácidos oxácidos sustituyendo los hidrógenos de éstos por un metal.

Vamos a estudiar dos tipos de sales de ácidos oxácidos, las sales neutras y las sales ácidas.

9.1. Sales neutras.

Se obtienen sustituyendo todos los hidrógenos de un ácido oxácido por un metal.

La valencia del metal se le pone como subíndice al resto del ácido sin los hidrógenos. El número de hidrógenos que se le quiten al ácido se le ponen como subíndice al metal.

Se nombran sustituyendo los sufijos que utilizábamos en el ácido (-oso e –ico) por los sufijos -ito y -ato respectivamente.

Prefijos y sufijos utilizados en los ácidos

Prefijos y sufijos utilizados en las sales

HIPO- -OSO

-OSO

-ICO

PER- -ICO

HIPO- -ITO

-ITO

-ATO

PER- -ATO

Puede ayudarte a recordar la equivalencia de sufijos la siguiente frase:

Cuando el OSO toca el pITO, perICO toca el silbATO.

9.2 Sales ácidas.

Son compuestos que se obtienen sustituyendo PARTE DE LOS HIDRÓGENOS de un ácido oxácido por un metal.

El número de hidrógenos que se le quitan al ácido se le pone como subíndice al metal y la valencia del metal se le pone como subíndice al resto del ácido.

10. PERÓXIDOS.

Se caracterizan por llevar el grupo PEROXO ( - O – O -) también representado O2

2-.

Los podemos considerar como óxidos con más oxígeno del que corresponde por la valencia de este elemento.

Valencia Fórmula Nomenclatura

1 H2O2 Peróxido de hidrógeno = Agua oxigenada

1 Na2O2 Peróxido de sodio

2 Ca2O4 = CaO2 Peróxido de calcio

2 Ba2O4 =BaO2 Peróxido de bario

Peróxido de potasio

HISTORIA DE LA TABLA PERIÓDICA

Durante siglos los químicos trataron de clasificar los elementos químicos. Algunos de estos intentos fueron: n Primera tentativa de clasificación: triadas de Döbereiner. Entre 1817 y 1829, Johann Wolfgang Döbereiner expuso su ley de las triadas, agrupando de tres en tres elementos con propiedades semejantes.

n Segunda tentativa de clasificación: ley de las octavas de Newlands. En 1864, John Alexander Newlands observó que, dispuestos los elementos en orden creciente de sus pesos atómicos, después de cada siete elementos, en el octavo se repetían las propiedades del primero, y por analogía con la escala musical enunciaba su ley de las octavas.

TABLA PERIÓDICAn El descubrimiento de un gran número de elementos y el estudio de sus propiedades puso de manifiesto las semejanzas que había entre algunos de ellos. Esto indujo a los químicos a buscar una clasificación de los elementos, no solo con objeto de facilitar su conocimiento, sino, y más importante, para facilitar las investigaciones y los avances en el conocimiento de la materia.

n Los primeros trabajos de Dimitri Ivanovich Mendeleiev datan de 1860 y sus conclusiones fueron leídas en 1869, en la Sociedad Química Rusa. Él mismo resumió su trabajo en los siguientes postulados:n Si se ordenan los elementos según sus pesos atómicos, estos muestran una evidente periodicidad. Los elementos semejantes en sus propiedades químicas poseen pesos atómicos semejantes (K, Rb, Cs). La colocación de los elementos en orden a sus pesos atómicos corresponde a su valencia.

n Los elementos más difundidos en la naturaleza son los de peso atómico pequeño. Estos elementos poseen propiedades bien definidas. El valor del peso atómico caracteriza un elemento y permite predecir sus

propiedades. En determinados elementos puede corregirse el peso atómico si se conoce el de los elementos adyacentes. n La tabla periódica moderna consta de siete períodos y ocho grupos.n Período: cada franja horizontal. Grupo: cada franja vertical. Familia: grupo de elementos que tienen propiedades semejantes.

Ventajas y defectos del sistema de Mendeleiev

n Con el paso de los años y producto de los nuevos descubrimientos en la disciplina química, al modelo de Mendeleiev se le fueron reconociendo sus aciertos pero también algunos defectos. n Entre las ventajas se encuentran las siguientes: Corrigió los pesos atómicos y las valencias de algunos elementos, que no tenían lugar en su tabla, tal como eran considerados hasta entonces. Señaló las propiedades de algunos elementos desconocidos, entre ellos, tres a los que llamó eka-boro, eka-aluminio y eka-silicio.n En 1894, William Ramsay descubrió un gas al que denominó argón. Este es monoatómico, no presenta reacciones químicas y carecía de un lugar en la tabla. Inmediatamente supuso que debían existir otros gases de propiedades similares y que todos juntos formarían un grupo. En efecto, poco después se descubrieron los otros gases nobles y se les asignó el grupo cero. Todos los huecos que dejó en blanco se fueron llenando al descubrirse los elementos correspondientes. Estos presentaban propiedades similares a las asignadas por Mendeleiev.n En cuanto a las inexactitudes que se le atribuyen a la tabla de Mendeleiev se encuentran las siguientes: n No tiene un lugar fijo para el hidrógeno.

n Destaca una sola valencia. n El conjunto de elementos con el nombre de tierras raras o escasas (lantánidos) no tiene ubicación en la tabla, o bien, se ponen todos juntos en un mismo lugar, como si fueran un solo elemento, lo cual no es cierto.

n No había explicación posible al hecho de que unos períodos contaran de 8 elementos, otros de 18, otros de 32, etc. n La distribución de los elementos no está siempre en orden creciente de sus pesos atómicos.

Tabla periódica moderna

n En el siglo pasado se descubrió que las propiedades de los elementos no son función periódica de los pesos atómicos, sino que varían periódicamente con sus números atómicos o carga nuclear. He aquí la verdadera ley periódica moderna, por la cual se rige el nuevo sistema: “Las propiedades de los elementos son función periódica de sus números atómicos”.

n Modernamente, el sistema periódico se representa alargándolo en sentido horizontal lo suficiente para que los períodos de 18 elementos formen una sola serie. n Este sistema periódico largo (la clasificación de Werner) es el más aceptado ya que permite apreciar más fácilmente la periodicidad de las propiedades de los elementos.

PROPIEDADES PERIÓDICASn Son propiedades periódicas de los elementos químicos las que se desprenden de los electrones de cadena de valencia o electrones del piso más exterior. Estas son las siguientes: • Radio atómico: es la distancia de los electrones más externos al núcleo.• Afinidad electrónica: es la energía desprendida por un ion gaseoso que recibe un electrón y pasa a átomos gaseosos.

n Elementos electropositivos: son aquellos que tienen tendencia a perder electrones transformándose en cationes; a ese grupo pertenecen los metales.

n Elementos electronegativos: son los que toman con facilidad electrones transformándose en aniones; a este grupo pertenecen los metaloides. n Los elementos más electropositivos están situados en la parte izquierda del sistema periódico; son los llamados elementos alcalinos. A medida que se avanza en cada período hacia la derecha va disminuyendo el carácter electropositivo, llegándose, finalmente, a los halógenos de fuerte carácter electronegativo.

I. Encierra en un círculo la alternativa correcta:

1. El número cuántico ____________ se simboliza con la letra ____ y toma los valores 0,1,2,3

a) Spín - ms

b) Principal - n

c) Magnético - ml

d) Azimutal – l

2. El máximo de electrones para el orbital “s” son _____ electrones

a) 2

b) 6

c) 18

d) 10

3. Los sub-niveles 0 y 2 se le asignan las letras _____ y _____:

a) S – d

b) S – f

c) S – p

d) P – d

4. La regla de la máxima multiplicidad, corresponde:

a) Regla de Hund

b) Principio de Pauling

c) Principio de exclusion de Pauli

d) Ninguna de las anteriores.

5. El sistema periódico fue realizado por:

a) Döbereiner

b) Moseley

c) Mendeleyev

d) Todos los anteriores.

6. Son aquellos elementos en que sus combinaciones pueden exhibir estado de oxidación positivo o negativo:

a) Inertes

b) No metales

c) Gases nobles

d) Metales

7. El sub nivel ________ tiene 1 orbital

a) s

b) d

c) p

d) f

8. 3 orbitales y 6 electrones tiene el subnivel:

a) f

b) d

c) p

d) s

9. El sistema períodico consta de líneas verticales llamadas:

a) Grupo

b) Número atómico

c) Período

d) Ninguna de las anteriores.

10. El número cuántico magnético toma los valores:

a) 1,2,3,4, etc.

b) 0,1,2,3

c) –1/2, +1/2

d) Dependen de l

I. Desarrolle los siguientes ejercicios:

1. Indique los números cuánticos para:

a) 3s2 b) 4f6 c) 5d9

d) 4p3 e) 5f9 f) 4d7

2. Dada la configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8indique:

a) Z

b) Números cuánticos

3. Para los siguientes Z, indique:

a) Configuración electrónica.

b) Números cuánticos

c) Grupo y período

d) Orbitales

Z: 19 Z: 25 Z: 38 Z: 10 Z: 4 Z: 21 Z: 31

GUIA DE EJERCICIOS DE NORMALIDAD (N), MOLALIDAD (m) Y MOLARIDAD(M)

1. ¿Cuántos gramos de NaCl hay en 250 mL de una solución 2,5 N?

2. ¿Qué volumen de solución 0,75N podría prepararse con 500 g de Na2SO4?

3. ¿Cuál es la normalidad de una solución que contiene 250 g de CaCl2 en 1500 mL de solución?

4. ¿Cuántos gr de BaCl2 se necesita para preparar 1500 mL de una solución 1,5 N?

5. ¿Cuántos gr de KOH se necesitarán para preparar 2,5 L de una solución de KOH 6.0 N?

6. calcule la Molaridad y molalidad de una solución de K2CO3, que contiene 22% en peso de la sal y tiene una densidad de 1,24 g/mL

7. ¿Cuántos gr de sulfato cúprico pentahidratado se necesitarán para preparar una litro de solución 2,0M?

8. ¿cuál es la molaridad de una solución que contiene 25.0 g de K2CrO4 disueltos en cantidad de agua suficiente para tener 300 mL de solución?

9. Realice una tabla que muestre el número de gramos necesarios de cada uno de los siguientes compuestos para hacer un litro de solución: 1,0 M, 1,0 N, 2,0 N, 3,0 N: NaOH, Ca(OH)2; Al(OH)3; HCl; H2SO4 y H3PO4

10. calcule la molalidad de una solución que contiene 441 g de HCl disueltos en 1500 g de agua

11. Una disolución de alcohol etílico C2H5OH; en agua es de 1.54 molal. ¿Cuántos gramos de alcohol etílico estarán disueltos en 2.5 kg de agua?

12. Se forma una solución de 150 mL de volumen, disolviendo 6.0 g de la sal CuSO4 x 5H2O en suficiente cantidad de agua, calcular la normalidad de la solución.

13. ¿Cuántos gramos de CaCO3 se halla disuelto en 250 mL de una solución 2M de éste?

14. ¿Cuál es la molalidad de una disolución que contiene 20.0 g de azúcar (C12H22O11) disueltos en 125 g de agua?

15. hallar la normalidad y molaridad de 2 L que contiene 400 g de NaOH

16. ¿Cuántos gramos de NaCl hay en 250 mL de una solución 2.5 M?

17. ¿Qué volumen de solución 0.75 M podría prepararse con 500 g de Na2SO4?

18. ¿Cuál es la M y N de una solución que contiene 250 g de CaCl2 en 1500 mL de solución?

19. ¿Cuál es la molalidad de una solución en donde 250 g de CaCl2 se disolvieron en 1500 g de agua?

20. Cuantos gramos de cada uno, H3PO4 y Ca(OH)2 se necesita para preparar 250 ml de solución 0.10 N

21. Calcule la N y M de una solución que contiene 275 g de KOH en 800 mL de solución

22. ¿Cuántos mL de solución 0.50 N se puede prepara con 50 gde NaOH?

23. ¿Cuál es la concentración de cada una de las siguientes soluciones en términos de N:

a. HCl 6.00 M

b. BaCl2 0.75 M

c. H2S 0.20 M

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