ciclo verano química

Ciclo Verano Química

Alfredo Leguía Guzmán

LA MATERIA

Materia. - Es todo aquello que ocupa un lugar en el espacio y puede ser

percibido por nuestros sentidos. Se caracteriza por tener masa.

Masa: Es una medida de la cantidad de materia contenida en un cuerpo.

Peso: Es una medida de la fuerza de atracción que ejerce la tierra sobre

los cuerpos. P=mg

PROPIEDADES DE LA MATERIA

A. Propiedades generales:

Es aquella que depende de la cantidad de materia

1. Extensión: Se refiere a que todo cuerpo ocupa un lugar en el

espacio.

2. Inercia: Se refiere a que todo cuerpo tiene a mantener su estado

de reposo o movimiento.

3. Impenetrabilidad: Se refiere a que el lugar ocupado por un cuerpo

no puede ser ocupado al mismo tiempo por otro cuerpo.

4. Gravedad: Se refiere a la atracción que sufren los cuerpos por

acción de la gravedad terrestre.

5. Porosidad: Cualquier materia posee espacios vacíos en su

estructura.

B. Propiedades particulares o específicas:

Es aquella que no depende de la cantidad de materia

1. Dureza: Es la resistencia de la materia a ser rayado.

2. Tenacidad: Es la resistencia de la materia a ser roto o quebrado.

3. Maleabilidad: Es la capacidad de la materia en convertirse en

láminas delgadas.

4. Ductibilidad: Es la capacidad de la materia en convertirse en hilos

delgados.

5. Compresibilidad: Materia capaz de reducir su volumen por

enfriamiento o aumento de la presión.

6. Expansibilidad: Es la capacidad de aumentar su volumen por

efecto de un aumento de la temperatura o disminución de la presión.

C. Propiedades Extensivas: Son aquellos que dependen de la cantidad

de materia, sus valores son aditivos, tenemos:

1. Masa: Es la cantidad de materia que tiene un cuerpo, su unidad es

el gramo (g).

2. Gravedad: Es la fuerza con que un cuerpo es atraído por otro. Si

la tierra atrae cuerpos próximos a ella, se llama peso.

3. Inercia: Es el estado de reposo aparente o movimiento uniforme

que tiene un cuerpo, mientras no haya alguna fuerza externa que

lo modifique. La masa mide la inercia de un cuerpo.

4. Volumen (Extensión): Es el espacio que ocupa un cuerpo.

D. Propiedades Intensivas: Son aquellas cuyos valores no dependen

de la cantidad de materia, no son aditivos y no varían por su estado

de subdivisión. Tenemos:

1. Densidad: Es la relación de la masa por unidad de volumen.

Ejem: ρH2O =1g/mL a 4ºC, ρHg= 13,6g/mL

2. Maleabilidad: Propiedad de algunos materiales de formar láminas.

Ejem: aluminio, hierro, cobre, etc.

3. Viscosidad: Propiedad de los fluidos de encontrar resistencia en

su recorrido.

4. Dureza: Resistencia de los sólidos al rayado. El material más duro

es el diamante y el menos duro, el talco. (En la escala de Mohs).

5. Tenacidad: Resistencia de los sólidos a ser roto.

6. Otras: Color, sabor, olor, temperatura de ebullición, átomo gramo,

energía de ionización, porosidad, etc.

ESTADOS DE LA MATERIA

a) Estado Sólido: La fuerza de cohesión es mucho mayor que la de

repulsión.

b) Estado Líquido: La fuerza de repulsión es igual que la fuerza de

cohesión.

c) Estado Gaseoso: La fuerza de repulsión es mayor que la de

cohesión.

d) Estado Plasmático: Está formado por iones y partículas

subatómicas que es hallan a elevadas temperaturas.

CAMBIOS DE ESTADO DE LA MATERIA

SÓLIDO LÍQUIDO GASEOSO

LÍQUIDO VAPOR

Fusión Gasificación

LicuaciónSolidificación

Vaporización

Condensación

Sublimación Directa

Deposición / Sublimación Inversa

MEZCLA: Resulta de reunir dos o más sustancias en cualquier proporción,

donde cada componente mantiene sus propiedades y características.

Existe dos tipos:

- Mezcla Homogénea: Es aquella en la que no se distingue a sus

componentes.

- Mezcla Heterogénea: Es aquella en la que se pueden distinguir a sus

componentes.

COMBINACIÓN: Es sinónimo de reacción química. Las sustancias que

intervienen lo hacen en cantidades definidas, durante el proceso ocurre

cambios de energía, por la formación de un compuesto nuevo.

FENÓMENOS O CAMBIOS FÍSICOS

Son aquellos que no modifican la composición química del material, la

sustancia antes, durante y después del cambio es la misma. Son

generalmente reversibles.

FENÓMENOS O CAMBIOS QUÍMICOS

Son aquellos que producen cambios en la composición química del

material, éste se convierte en una sustancia diferente. Son irreversibles

1. Con relación a la materia, marque la secuencia correcta de verdadero

(V) o falso (F):

I. Es todo aquello que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio.

II. Se clasifica en sustancias puras y mezclas.

III. Las sustancias puras tienen una composición definida.

IV. Las mezclas se clasifican en sustancias Simples y compuestas.

A) VVFV B) VFVF C) VVVV D) VVVF E) FFVV

QUIMICA - MATERIA

Ciclo Anual Química


2. La masa, el peso y el volumen son propiedades ……… de la materia:

A) específicas B) particulares C) físicas

D) químicas E) fundamentales

3. Respecto a las propiedades de la materia, relacione:

I. Calor a. Propiedad química II. Oxidación b. Propiedad general III. Volumen c. Propiedad física

A) Ic, IIa, IIIb B) Ic, IIb, IIIa C) Ia, IIb, IIIc

D) Ia, IIc, IIIb E) Ib, IIa, IIIc

4. De las siguientes propiedades. ¿Cuántas son propiedades generales

y particulares respectivamente? Volumen, Elasticidad, Masa, Dureza

y Tenacidad.

A) 3; 2 B) 4; 1 C) 2; 3 D) 1; 4 E) 5; 0

5. Propiedad que tiene la materia de ofrecer resistencia a ser

fraccionado, se le denomina:

A) inercia B) dureza C) tenacidad

D) extensión E) elasticidad

6. Respecto a la propiedad que no es física, marque la alternativa

correcta:

A) punto ebullición B) punto fusión C) densidad

D) oxidación E) cambio de estado

7. Dadas las propiedades de la materia:

Presión de un gas, color, temperatura de ebullición, volumen,

densidad. ¿Cuántas son intensivas y extensivas respectivamente?

A) 2; 3 B) 3; 2 C) 4; 1 D) 1; 4 E) 5; 0

8. El cambio de estado gaseoso a solido se conoce como:

A) licuación B) condensación C) fusión

D) sublimación E) deposición

9. La sublimación es el cambio de estado de:

A) líquido a gaseoso B) gaseoso a líquido C) sólido a líquido

D) sólido a gaseoso E) líquido a sólido

10. El cambio del estado sólido a líquido y de gas a líquido se les

denomina:

A) Vaporización, licuación B) solidificación, condensación

C) fusión, licuación D) sublimación directa, fusión

E) deposición, licuación.

11. De acuerdo al siguiente gráfico. Completar en el orden que

corresponda:

A) Fusión, Condensación, Sublimación

B) Licuación, Deposición, Fusión

C) Fusión, Licuación, Sublimación

D) Licuación, Fusión, Deposición

E) Ebullición, Fusión, Solidificación

12. ¿En qué proceso se absorbe energía para su realización?

A) Licuación B) Solidificación C) Fusión

D) Condensación E) Deposición.

13. El estado, cuyas características son: forma y volumen definida es:

A) plasmático B) líquido C) coloidal D) gaseoso E) sólido

14. Para el estado gaseoso señale cuántas propiedades o características

son verdaderas:

I. Son fácilmente compresibles II. Tienen volumen definido III. Tiene forma variable IV. Son moléculas más ordenadas A) 0 B) 1 C) 2 D) 3 E) 4

15. Indique con (V) la afirmación verdadera y con (F) la afirmación falsa:

I. En el estado sólido se cumple: Fr > Fa. II. En el estado líquido se cumple: Fr = Fa. III. La fuerza de atracción predomina en el estado gaseoso. IV. La tenacidad es la resistencia de un sólido a ser rayado. A) VVVF B) VVFV C) FVFV D) FVFF E) FFFF

16. Una mezcla de agua y sacarosa se le adiciona mercurio y un cubo de

hielo. ¿Cuantas fases y componentes existen?

A) Tetrafásico – Ternario B) Trifásico – Ternario

C) Tetrafásico – Binario D) Trifásico – Cuaternario

E) Difásico – Cuaternario

17. De las siguientes afirmaciones, ¿Cuáles son verdaderas?

I. Las sustancias puras tienen una composición constante y

definida.

II. Una mezcla es la adición de dos o más sustancias en las cuales

cada una conserva su identidad.

III. Una mezcla puede ser separada por operaciones físicas simples.

A) I y II B) Solo III C) II y III D) I, II y III E) I y III

18. Es una sustancia pura formada por diferentes elementos unidos en

proporciones constantes o definidas:

A) Compuesto B) Disolución C) Mezcla

D) Elemento E) Mezcla heterogénea

19. Dado los siguientes cuerpos materiales:

I. Grafito III. Dióxido de carbono VI. Aire

II. Vinagre IV. Ozono V. Diamantes

Señale lo que corresponde a sustancias simples o elementales:

A) I B) II y III C) I, IV y V

D) III E) III y IV

20. En las siguientes sustancias químicas:

I. Cl2 II. H2SO4 III. Diamante IV. Agua V. NaCl

La cantidad de elementos y compuestos son respectivamente:

A) 3 y 2 B) 1 y 4 C) 2 y 3 D) 4 y 1 E) 0 y 5

21. Es una característica de una mezcla homogénea:

A) Está formado por un solo tipo de átomos

B) La unión de sus componentes produce cambios químicos

C) Resulta de la combinación de dos o más sustancias simples.

D) No se distinguen sus componentes porque forman una sola fase.

E) Sus componentes se unen en cantidades fijas y definidas

22. ¿Cuántas son sustancias simples, compuestos y mezclas

respectivamente?

Etanol, cobre, bronce, calcio, acero, glucosa, ozono y aire.

A) 3, 3, 2 B) 4, 3, 1 C) 3, 2, 3

D) 2, 5, 1 E) 4, 4, 0



23. Indique el número de afirmaciones verdaderas en:

( ) La resistencia al rayado es la dureza.

( ) La elasticidad es una propiedad particular de la materia.

( ) El agua potable es un compuesto.

( ) El bronce es una sustancia pura.

A) 0 B) 1 C) 2 D) 3 E) 4

24. Mediante qué método se puede separar una mezcla de líquidos

homogéneos o miscibles:

A) Filtración B) Destilación C) Tamizado

D) Decantación E) Centrifugación

25. Indicar cuáles son fenómenos físicos.

I. Solución de azúcar en agua

II. Oxidación de una barra metálica

III. Fermentación de la sacarosa

IV. Cocción de los alimentos

V. Destilación del vino

A) I, II y III B) II y V C) I y V D) III, IV y V E) I y IV

26. La reacción de hidrogeno más oxígeno, origina agua, por lo que se

considera:

A) Cambio físico B) Cambio químico C) cambio biológico

D) cambio bioquímico E) B y C

27. ¿Cuáles son cambios químicos y físicos?

I. Sublimación de yodo

II. Fermentación de la leche

III. Combustión del petróleo

IV. Temperatura de ebullición de agua

A) FQQF B) FFQF C) FFQQ D) QQQF E) QFQF

28. ¿Cuál de los siguientes cambios se considera físico?

A) Pérdida de brillo metálico de la plata.

B) Temperatura de ebullición de agua.

C) Combustión de gas propano.

D) Oxidación del vino para producir vinagre.

E) Combinación de sodio con cloro.

29. ¿Cuál de los siguientes se considera un cambio químico?

A) Disolución de azúcar en agua.

B) Ruptura del vidrio.

C) Trituración de los minerales.

D) Corrosión de los metales.

E) Cristalización de la sal.

30. ¿Cuál de los siguientes elementos no presenta alotropía?

A) Azufre B) Carbono C) Fosforo D) Potasio E) Oxigeno

31. Indicar ¿cuántas son propiedades generales?

Color; Masa; Oxidación; Dureza y Volumen

A) 1 B) 2 C) 3 D) 4 E) 5

32. El sodio es un elemento químico que presenta las siguientes

propiedades:

I. Tiene el brillo característico de los metales.

II. Es blando.

III. Funde a 98°C.

IV. En contacto con el agua reacciona violentamente.

V. Expuesto al aire, forma una capa de oxido.

Indique si las propiedades son químicas (Q) o físicas (F) según

corresponda:

A) QQQFF B) FFFFF C) FQFQF

D) FFFQQ E) QQQQQ

33. Es una propiedad EXTENSIVA de la materia

A) Densidad B) Calor C) Color

D) Dureza E) Temperatura de fusión

34. ¿Qué proceso explica la formación de anhídrido carbónico (CO2

gaseoso) a partir de hielo seco (CO2 sólido)?

A) Fusión B) Evaporación C) Licuación

D) Congelación E) Sublimación

35. La deposición es el cambio de estado de:

A) líquido a gaseoso B) gaseoso a líquido C) sólido a líquido

D) gaseoso a sólido E) líquido a sólido

36. Respecto a los estados de la materia, indicar verdadero (V) o falso (F).

I. Los líquidos son incompresibles y su densidad puede variar

con la temperatura.

II. Los sólidos tienen forma invariable y volumen definido.

III. Los gases tienen forma indefinida.

A) FFV B) VFV C) VVV| D) VVF E) FFF

37. Marque la alternativa que completa la expresión:

"Materia es todo aquello que tiene………. y ocupa un lugar en el

espacio, constituye el material físico del universo. Una muestra de

materia, la podemos clasificar como…………. y ………….

A) peso — elemento — compuesto

B) masa — compuesto — sustancia

C) volumen — compuesto — mezcla

D) masa — sustancia — mezcla

E) masa — homogénea — heterogénea

38. ¿Cuál de las siguientes sustancias es un elemento?

A) Sacarosa B) Glucosa C) Agua

D) Carbono E) Dióxido de carbono

39. Indique como elemento (E), compuesto químico (C) y mezcla (M) en

los siguientes ejemplos:

I. Aire II. Diamante III. Mercurio

III. Ácido sulfúrico IV. Agua potable

A) MMECC B) MEMEC C) MECEC

D) MEECM E) MCMCE

40. Señalar como verdadero (V) o falso (F) a las siguientes proposiciones.

I. El gas natural es una mezcla II. La mezcla de agua y alcohol etílico es homogénea. III. La leche es un coloide. A) VFV B) VVV C) FFV D) FFF E) VVF

41. Dadas las siguientes especies químicas, señale cual es una mezcla

homogénea o solución.

I. Sangre II. Aire III. Salmuera

IV. Bronce V. Leche VI. Jarabe

A) I, II, III B) II, III, IV C) II, IV, V D) II, III, IV, V E) IV, V



42. Es un cambio físico:

A) Combustión del gas natural.

B) Digestión de los alimentos.

C) Fermentación de la chicha de jora.

D) Fusión de la mantequilla.

E) Oxidación del sodio.

43. Marque con (F) si el cambio es físico y con (Q) si es químico.

I. El punto de fusión de alcohol etílico es 78 °C

II. La cocción de un alimento

III. La evaporación de un charco de agua

IV. La infección de una herida

A) QFQF B) QFFQ C) FQFQ D) FQFF E) FFFQ

44. Identifique un fenómeno químico:

A) Licuación del gas natural.

B) Sublimación del Yodo sólido.

C) Calentamiento del alcohol.

D) Corrosión del hierro.

E) La volatilización de la gasolina.

45. ¿Cuál de los siguientes elementos presenta alotropía?

A) Cromo B) Carbono C) Aluminio D) Oro E) Sodio

ÁTOMO: Es la porción más pequeña en que se puede dividir a un elemento químico, manteniendo sus propiedades. El átomo según la teoría atómica actual, presenta dos regiones bien definidas: El núcleo y la zona extranuclear.

I. EL NUCLEO: Es la parte central del átomo, donde se encuentra concentrada casi toda la masa del átomo, por lo tanto es la parte más densa. El núcleo está conformado por protones, neutrones y partículas subatómicas. a) Protones (p+): Son partículas de carga eléctrica positiva. b) Neutrones (N): No tienen carga y su masa es igual al del protón.

Son buenos agentes desintegradores. c) Partículas Subatómicas: Son porciones más pequeñas que el

protón y neutrón, pero de masas variables como: el neutrino, los mesones y los hiperones.

NÚCLIDO: Es la representación del núcleo de un elemento químico y su notación es:

Número Atómico (Z): Llamado también Carga Nuclear, nos indica el número de protones contenidos en el núcleo del átomo. Z = # protones Es decir: Z = # p+

En los átomos neutros se cumple:

El valor de Z, es único y propio de cada elemento. Ejemplo: Hidrógeno (Z = 1) Sodio (Z = 11) Helio (Z = 2) Fósforo (Z = 15)

Número de Masa (A): Es denominado número de nucleones fundamentales de un átomo, nos indica la suma del número de protones y el número de neutrones.

TIPOS DE NÚCLIDOS: 1. Isótopos o Hílidos: (iso = igual; topo = lugar) Son átomos de un

mismo elemento químico que tienen igual número atómico; pero diferente número de masa y diferente número de neutrones. Ejemplos:

H11

H21

H31 (Isótopos del hidrógeno)

Protio Deuterio Tritio

2. Isóbaros: (iso = igual; baro = masa) Conjunto de átomos que pertenecen a diferentes elementos, pero que poseen igual número de masa. Ejemplos:

3. Isótonos: Son átomos de elementos diferentes, pero con igual

número de neutrones. Ejemplos:

IONES: Son los átomos dotados de carga eléctrica, debido a que han ganado o perdido electrones.

Ión Positivo: Resulta cuando los átomos han perdido electrones, se les denomina CATIÓN. Ejemplo:

220 Ca

# e- = 20 – 2 = 18 (catión divalente) Ión Negativo: Resulta cuando el átomo ha ganado electrones, se les denomina ANIÓN. Ejemplos:

37 N

# e- = 7 + 3 = 10 (anión trivalente). Especies Isoelectrónicas: Son átomos o iones que poseen igual número de electrones. Ejemplo:

Zona

Extranuclear

Átomo

ElectrónNúcleo

Protón

Neutrón

Quarck

Quarck

ESTRUCTURA ATÓMICA



II. ZONA EXTRANUCLEAR En esta zona se encuentran los electrones en constante movimiento, cuya trayectoria y posición no se puede determinar con precisión.

ORBITAL (REEMPE): Es la región del espacio atómico en donde existe la máxima probabilidad de encontrar al electrón. Un orbital puede contener como máximo 2e-. Según el número de electrones se les denomina:

Subnivel de Energía: Está constituido por un conjunto de orbitales. Los más utilizados son cuatro subniveles.

Tipo de Subnivel

Valor Cuántico

Nº de Orbitales

Nº máx de e–

Sharp (s) l = 0 1 2

Principal (p) l = 1 3 6

Difuso (d) l = 2 5 10

Fundamental(f) l = 3 7 14

Nivel de Energía o periodo (n): Es la región energética constituida por un conjunto de subniveles. Existiendo 7 niveles actualmente.

Notación Cuántica (n)

1 2 3 4 5 6 7

Notación Espectroscópica

K L M N O P Q

Representación de un subnivel de energía Energía Relativa (E.R.): La energía asociada a las regiones orbitales depende de la suma de los números cuánticos principal y azimutal, se calcula así:

DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA Consiste en ordenar a los electrones de un sistema atómico de acuerdo al principio de formación de AUFBAU, el cual establece que los electrones deben ordenarse de menor a mayor energía relativa. En forma práctica se aplica según la regla de Sarrus. (Regla del serrucho).

Ejemplo: Realizar la distribución electrónica de:

Br35 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 En forma simplificada (KERNEL), su distribución electrónica es:

Sn50 Kr36 5s2 4d10 5p2

Principio de Máxima Multiplicidad o Regla de Hund: Establece que los electrones de un átomo al llenar a los diferentes niveles y subniveles de energía lo hacen tratando de ocupar el mayor número posible de orbitales. Ejemplo: 3p4 = incorrecto 3p4 = correcto ELEMENTOS ANTISERRUCHO Se reconocen porque su configuración electrónica (átomo neutro) terminan en: d4 y d9 sus configuraciones verdaderas deben terminar en: d5 y d10 respectivamente debido a que el electrón del último subnivel “s” se traslada al subnivel “d” incompleto. Ejemplos:

Cr24 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 (incorrecto)

Cr24 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 (correcto)

NÚMEROS CUÁNTICOS Son parámetros numéricos que describen los estados energéticos del electrón y son: 1. Número Cuántico Principal (n): Describe el nivel de energía

principal que el electrón ocupa, brinda la idea del tamaño y volumen que tiene la nube. Los valores permitidos son:

n = 1; 2; 3; 4; 5; 6; 7; ….; 2. Número Cuántico Secundario o Azimutal (l): Determina el subnivel

de energía del electrón (dentro de un n), define la forma geométrica de la nube electrónica u órbita. Generalmente se utilizan hasta cuatro subniveles. Los valores permitidos son: l = 0; 1; 2; 3; 4; 5; ….; (n – 1) Ejemplo:

l = 0 Si n = 3 l = 1 l = 2 3. Número Cuántico Magnético (m): Determina el orbital donde se

encuentra el electrón dentro de un determinado subnivel. Los valores permitidos son: m = – l; …..; 0; ….., + l

m = –2 m = –1

Si l = 2 m = 0 m = +1 m = +2 4. Número Cuántico de Spin (s): Indica el sentido de rotación del

electrón alrededor de su eje imaginario. Sus valores son: S = + 1/2; –1/2

PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI: No es posible que exista en un átomo 2 electrones con sus 4 números cuánticos iguales, por lo menos se diferencian en su spin.

Orbital

Apareado

Orbital

Desapareado Orbital Vacío

Subnivel

(s, p, d, f)

Nivel

nl #e Número de electrones

y z

3 3p 3pxp

y z

3 3p 3pxp



Ejemplo 1: Hallar los 4 números cuánticos para el último electrón de un átomo que posee Z = 22 Solución: Configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2 Del último subnivel: 3d2

Ahora realizamos la distribución en orbitales:

3d2

El último electrón que se colocó se encuentra en: m = –1 y apunta hacia arriba, por lo tanto: s = +1/2. Finalmente: n = 3; l = 2; m = –1; s = +1/2

1. Respecto a la estructura atómica, indique verdadero (V) o falso (F) las

siguientes proposiciones:

I. La nube electrónica concentra la mayor masa de átomo.

II. Los protones y neutrones son nucleones fundamentales.

III. Los Iones son átomos cargados eléctricamente.

IV. Los isótopos ocupan el mismo lugar en la tabla periódica.

A) VVVV B) FVVF C) FVVF D) VVFF E) FVVV

2. Un átomo presenta 45 neutrones y 35 protones en su núcleo. Cuál

será el número másico del átomo.

A) 8 B) 0,8 C) 45 D) 80 E) 35

3. La suma de los números atómicos de dos isobaros es 90 y la suma

de los números de neutrones es 120.

Determine el número de masa de uno de los isobaros,

A) 95 B) 102 C) 104 D) 105 E) 110

4. Cierto átomo tiene 40 neutrones y su número de masa es el triple de

su número de protones. Determinar el número atómico.

A) 18 B) 20 C) 25 D) 22 E) 16

5. Los electrones de 3 isobaros suman 242 y sus neutrones suman 262.

Hallar el número de masa

A) 168 B) 16 C) 68 D) 504 E) 252

6. Un átomo X es isobaro con el calcio (A=40, Z=20) y es isótono con el

azufre (A=32, Z=16), el numero atómico del elemento X es:

A) 15 B) 18 C) 20 D) 22 E) 24

7. Cuantos electrones presenta el ión es:

A) 32 B) 34 C) 36 D) 46 E) 80

8. Indique cuál o cuáles de los pares de especies mostradas son

isoelectrónicas:

I. -2 +

8 11O ; Na

II. + +2

24 25Cr ; Mn

III. +3 +

25 22Mn ; Ti

A) Solo I B) Solo III C) I, II y III D) II y III E) I y II

9. Calcule la carga nuclear de un catión trivalente, si este presenta 16

electrones.

A) 13 B) 14 C) 17 D) 18 E) 19

10. El número de partículas subatómicas fundamentales presentes en un

ion pentavalente positivo con número de masa 55 y numero atómico

25, es:

A) 90 B) 80 C) 75 D) 70 E) 55

11. Respecto a las siguientes especies químicas:

24 2

12 Mg y

22

10 Ne

¿Qué proposiciones son verdaderas?

I. Son isótopos. III. Son isóbaros.

II. Son isótonos. IV. Son isoelectrónicos.

A) I Y II B) II Y III C) I Y IV D) II Y IV E) III Y IV

12. Si un átomo 𝑋18 es isóbaro con 40

20Ca . Halle el número de

neutrones de “X”'.

A) 18 B) 20 C) 22 D) 24 E) 26

13. El ión X2- tiene 37 electrones y 35 neutrones ¿Cuál es su número de

nucleones?

A) 50 B) 60 C) 70 D) 80 E) 35

14. La configuración electrónica de un átomo termina en 3p5. Indique el

valor de Z.

A) 18 B) 20 C) 17 D) 28 E) 30

15. Dadas las siguientes propuestas de subniveles energéticos:

I. 5f II. 2d III. 3f

Indique los que existen.

A) Solo I B) Solo II C) Solo III D) I y II E) I y III

16. En que termina la C.E de un átomo si este tiene 80 nucleones y 45

neutrones.

A) 3p5 B) 4p3 C) 3d10 D) 4p5 E) 3d5

17. Un átomo termina su distribución electrónica en 3p6 y posee 22

neutrones. Halle su número másico.

A) 40 B) 36 C) 30 D) 22 E) 18

18. Un átomo presenta 8 orbitales llenos en su C.E, determine el número

atómico del átomo

A) 15 B) 17 C) 14 D) 16 E) 8

19. Si la C.E. de un átomo termina en 4p2. ¿Cuántos orbitales “p” tiene el

átomo en su C.E.?

A) 9 B) 8 C)7 D)6 E) 3

20. Un elemento químico tiene 6 electrones en Nivel=3. Calcule el número

atómico.

A) 6 B) 16 C) 17 D) 18 E) 23

21. ¿Que numero cuántico define el tamaño o volumen de la orbital de un

átomo?

A) principal B) secundario C) azimutal

D) spin magnético E) magnético

22. Calcular los números cuánticos del electrón más energético que tiene

el átomo (Z=17)

A) 3; 2; +1; -1/2 B) 3; 2; -1; -1/2 C) 4; 0; 0; +1/2

80 2

34 Se

CONFIGURACIONES ELECTRONICAS

n = 3 l = 2

2 1 m 0 1 2m m m m



D) 3; 1; -1; -1/2 E) 3; 1; 0; -1/2

23. Indique el conjunto o los conjuntos de números cuánticos permitidos.

I. 1, 0, 0,+1/2 II. 2, 3,+1,-1/2

III. 4, 0,+1,-1/2 IV. 3, 2,+2,+1/2

A) Sólo I B) I y IV C) Sólo IV D) III y IV E) II y III

24. El último electrón de un elemento tiene los números cuánticos (4; 1; -

1; -1/2).

Hallar su número atómico.

A) 35 B) 38 C) 37 D) 39 E) 36

25. Respecto a la estructura atómica, indique verdadero (V) o falso (F) las

siguientes proposiciones:

I. El núcleo concentra la mayor masa del átomo. ( )

II. Los electrones, protones y neutrones se ubican en la nube

electrónica. ( )

III. Cuando un átomo neutro gana electrones se transforma en un

catión. ( )

A) VVF B) VVV C) VFF D) FVV E) FVF

26. El núcleo de 𝐶𝑢+22963 contiene:

A) 29 protones, 27 electrones y 34 neutrones

B) 29 protones, 29 electrones y 34 neutrones

C) 29 protones y 34 neutrones

D) 27 protones y 34 neutrones

E) 27 electrones y 34 neutrones

27. Un átomo neutro posee 32 partículas positivas y en su núcleo contiene

30 neutrones.

¿Cuál será el valor de su número de masa?

A) 66 B) 54 C) 58 D) 70 E) 62

28. Determine el número atómico del siguiente elemento:

A) 10 B) 11 C) 22 D) 32 E) 30

29. El número de neutrones de un átomo es el doble del número de

protones. Si la suma del número atómico y neutrones es de 120.

Determinar el número de neutrones que tiene el átomo.

A) 24 B) 80 C) 96 D) 120 E) 12

30. La suma de los números de masa de dos isótopos es 110 y la suma

de sus neutrones es 58. ¿cuántos protones hay en cada isótopo?

A)26 B)15 C)56 D)58 E)42

31. Los isotopos del Oxigeno se diferencian en:

A) protones B) electrones C) carga nuclear

D) símbolo E) Neutrones

32. De los siguientes isótonos:

¿Cuántos nucleones posee el ion L3+?

A) 38 B) 39 C) 42 D) 43 E) 45

33. Calcule la carga nuclear de un catión trivalente, si este presenta 33

electrones.

A) 36 B) 30 C) 33 D) 31 E) 3

34. ¿Cuál de las siguientes representaciones tiene mayor energía

relativa?

A) 2p B) 3s C) 4s D) 3d E) 3p

35. ¿Cuántos orbitales presenta un átomo, si tiene 26 protones?

A) 13 B) 14 C) 15 D) 12 E) 11

36. En la configuración electrónica del átomo de hierro con A=56 y Z=26.

Indique cuantos orbitales presenta los subniveles s, p y d,

respectivamente.

A) 4, 3, 6 B) 4, 6, 5 C) 4, 3, 2 D) 5, 6, 2 E) 3, 2, 3

37. Para el electrón 4d5 del Molibdeno, sus cuatro números cuánticos (n,

l, m y s) son:

A) 4, 1, +4, +1/2 B) 4, 0, 0, +1/2 C) 4, 4, 0, +1/2

D) 4, 2, +2, +1/2 E) 4, 0, 0, -1/2

1. INTENTOS DE CLASIFICACIÓN:

Triadas de Dobereiner (1817), agrupa los elementos de propiedades similares en conjunto de tres.

Señalo por primera vez una relación entre pesos atómicos (P.A.) de series de tres elementos al cual lo llamo "TRIADAS".

Octavas de Newlans (1864-65), ordena los elementos en función creciente de su peso atómico de modo que cada 8vo. elemento tenia propiedades semejantes al 1ro.

"Octavas de Newlands" * Li Be B C N O F * Na Mg Al Si P S Cl

Dimitri Mendeleiev y Meyer (1869), “Las propiedades de los elementos dependen de su peso atómico y se repiten sistemáticamente al ordenarlas en función creciente a esta propiedad”. Meyer se basó en propiedades Físicas (Volumen atómico) Mendeleiev, en las propiedades químicas no diferencio metal de no metal.

H. Moseley, Al trabajar con rayos X, de los elementos, concluye que le corresponde un Z y establece que el Z es clave para las relaciones periódicas.

2. LEY PERIÓDICA MODERNA DE LOS ELEMENTOS:

A. Werner, ideó la tabla periódica larga. “Las propiedades de los elementos químicos dependen del Z y se repiten sistemáticamente al ordenarlas en función creciente a esta propiedad”.

3. DESCRIPCIÓN DE LA TABLA PERIÓDICA MODERNA:

Los 118 elementos están ordenados según su Z (número atómico) creciente en 7 Períodos.

PERÍODOS (n): Indica el nivel más externo que posee el átomo de un elemento en su configuración electrónica. La T.P.A. posee 7 periodos que vienen a ser filas horizontales.

7 2 3

3 2 40

x

x E

40 2

18 20 E y L

TABLA PERIODICA



GRUPOS o Familias: Son columnas que contienen elementos con propiedades químicas similares. La tabla periódica actual posee total 16 grupos.

Grupo A.- Elementos Representativos, los orbitales de valencia están en los subniveles s ó p.

GRUPO

FAMILIA ELEMENTOS CONF. ELECT

IA Metales alcalinos Li, Na, K, Rb, Cs, Fr ns1

IIA Metales alcalino térreos

Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra ns2

IIIA Boroides o térreos B, Al, Ga, In, Tl ns2np1

IVA Carbonoides C, Si, Ge, Sn, Pb ns2np2

VA Nitrogenoides N, P, As, Sb, Bi ns2np3

VIA Oxigenoides, anfígenos, calcógenos

O, S, Se,Te, Po ns2np4

VIIA Halógenos F, Cl, Br, I, At ns2np5

VIIIA Gases nobles, gases raros o aerógenos

He*, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn ns2np6

Grupo B.- Llamados elementos de transición, la configuración electrónica finaliza en el subnivel d.

GRUPO FAMILIA ELEMENTOS CONF. ELECT

IB Fam. del Cobre (acuñación)

Cu, Ag, Au ns1(n-1)d10

IIB Fam. del cinc (elemento puente)

Zn, Cd, Hg ns2(n-1)d10

IIIB Fam. del escandio Sc, Y, La, Ac ns2(n-1) d1

IVB Familia del titanio Ti, Zr, Hf, Rf ns2(n-1) d2

VB Familia del vanadio V, Nb, Ta ns2(n-1) d3

VIB Familia del cromo Cr, Mo, W, ns1(n-1) d5

VIIIB Ferromagnéticos (fam. del Fe, Co,Ni)

Fe, Ru, Os Co, Rh, Ir Ni, Pd, Pt

ns2(n-1) d6 ns2(n-1) d7 ns2(n-1) d8

Los elementos de Transición interna (tierras raras), Lantánidos (entre lantano-57 y hafnio-72) y actínidos (entre actino-89 y Rutherford-104), la configuración elect. de estos elementos finalizan en orbitales f y todos pertenecen al grupo IIIB.

4. UBICACIÓN DE LOS ELEMENTOS EN LA TABLA PERIÓDICA.

1) Que el átomo esté en estado neutro (no en forma de ión)

2) El período = mayor nivel (número entero más alto en la

configuración)

3) Grupo A (la configuración termina en s ó p)

4) Grupo B (la configuración termina en d ó f)

5. CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS SEGÚN SUS

PROPIEDADES FÍSICO Y QUÍMICO.

METALES

(84 elementos)

NO METALES

(22 elementos)

Son buenos conductores

de calor y electricidad.

Tienden a perder e- y se

oxidan.

Son buenos reductores

(agente reductor).

Son dúctiles y maleables.

Son malos conductores de

calor y electricidad.

Tienden a ganar electrones y

se reducen.

Son buenos oxidantes (8

agente oxidante)

Los sólidos son quebradizos

o frágiles.

Pueden ser

representativos o de

transición.

La mayoría está en estado

sólido. (excepto Cs, Fr, Hg,

Ga = Líquidos)

Presentan elevados

puntos de Fusión.

Poseen brillo metálico y

reflejan la luz.

Poseen alta conductividad

térmica, eléctrica ( Ag, Cu,

Au, Al, Mg).

Son representativos.

Pueden ser sólidos, líquidos,

gaseosos.

Tienen elevada

electronegatividad (pierden

fácilmente electrones).

Se combinan con el oxígeno

formando anhídridos y con el

hidrógeno, hidruros

moleculares.

Son buenos aislantes

térmicos, no conducen el

calor con facilidad.

METALOIDES

(8 Elementos)

GASES NOBLES

(6 elementos)

Pueden variar sus

propiedades como metal y

no metal según la T° y P.

Todos en estado sólido

(B,Si, Ge, As, Sb, Te, Po, y

At.

La conductividad a

temperatura ambiental es

baja, pero conforme

aumenta la T° aumenta la

conductividad.

Son las sustancias más

estables, por ser

químicamente inactivas en

condiciones ambientales.

Tienen 8 e- en su última

capa (estables) excepto He

(2e-)

Sólo conducen electricidad a

elevados voltajes

Son He, Ne, Ar, Kr,Xe.

6. PROPIEDADES PERIÓDICAS

A) Electronegatividad (EN): Es la medida de la fuerza con la que un

átomo atrae los electrones del enlace.

B) Energía de Ionización: Es la mínima energía requerida para quitar un

electrón del nivel externo de un átomo y transformarlo catión.

C) Electroafinidad: Es la energía requerida para ganar un electrón del

nivel externo del átomo.

D) Carácter metálico: Capacidad para perder electrones o para

oxidarse.

E) Carácter no metálico: Capacidad para ganar electrones o para

reducirse.

F) Radio Atómico: Es la mitad de la distancia entre los núcleos de dos

átomos idénticos unidos mediante un enlace.

Donde: CNM: Carácter no metálico A.E: Afinidad electrónica E.N: Electronegatividad E.I: Energía de ionización C.M: Carácter metálico R.A: Radio atómico R.I: Radio iónico

NOTA: La electronegatividad, energía de ionización, electroafinidad y el

carácter no metálico, aumentan de izquierda a derecha en periodo y de

abajo hacia arriba en un grupo. Mientras que en ese orden el carácter

metálico y el radio atómico disminuyen.

Grupo VIIIB IB IIB

“s” + “d” ( últimos) 8, 9, 10 11 12

Período 1 2 3 4 5 6 7

#de Elementos 2 8 8 18 18 32 23



1. Señale falso (F) o verdadero (V), según corresponda, acerca de la

TPM.

I. Actualmente la tabla periódica moderna tiene 118 elementos.

II. Los elementos están agrupados en 7 periodos y 18 grupos según

sistema IUPAC.

III. Cada periodo comienza con un metal alcalino y termina en un gas

noble.

A) VVF B) VVV C) VFF D) FFV E) FVV

2. La tabla periódica actual esta ordenada de acuerdo al orden creciente

de.........

A) Número de masa B) Número atómico

C) Numero de orbitales D) Número de neutrones

E) Masa Atómica

3. Observe las configuraciones electrónicas de los elementos y señale

cuál(es) es(son) elemento(s) representativo(s).

I. 1s2 2s2 2p4

II. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1

III. 1s2 2s2 2p6 3s1

A) I B) II y III C) III D) I y II E) I y III

4. A qué grupo y periodo de la tabla periódica, respectivamente,

pertenece el elemento, cuya configuración electrónica es:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

A) IIIA y 3 B) IIA y 3 C) VIIA y 3

D) VIIA y 5 E) VA y 3

5. Indicar el periodo y grupo al que pertenece el siguiente: 16 S

A) 3 - IA B) 4 - VIA C) 3 –VIB D) 3 – VIA E) 4 – VIIIA

6. Un elemento (Z = 24) a qué grupo y período de la tabla periódica

pertenece.

A) IA; 4 B) IIB; 3 C) VIB; 4 D) VIA: 3 E) VIB; 3

7. Un elemento pertenece al período 3 y grupo VA. ¿Cuál es su carga

nuclear?

A) 12 B) 13 C) 14 D) 15 E) 16

8. Indicar el periodo y grupo al que pertenece el siguiente catión:

A) 3 - IA B) 4 - IIA C) 3 –IVB D) 3 - VIA E) 3 – VIIIA

9. Si un ion presenta 16 electrones, a qué período y grupo de la

tabla periódica pertenece.

A) 4, VA B) 3, VA C) 4, IIIB D) 4, IA E) 3, IIIB

10. ¿A qué familia pertenece un elemento, si presenta la siguiente

configuración electrónica: [𝑁𝑒] 3𝑠2 3𝑝1 ?

A) Carbonoides B) alcalinos C) nitrogenoides

D) alcalinos térreos E) boroídes

11. Indicar el grupo de elementos que corresponde a metal, metaloide y

un no metal.

A) K, P, B B) Ag, B, Al C) Na, Si, Br

D) Fe, P, Ni E) N, Sb, Li

12. Relacionar correctamente:

I. Gases nobles a. Be, Ca y Mg

II. Calcógenos b. He, Ne y Ar

III. Alcalino térreos c. F, Cl y I

IV. Halógeno d. S, Se y Te

A) Ia, IId, IIIb y IVc B) Ic, IId, IIIa y IVb C) Id, IIa, IIIc y IVb

D) Ia, IIc, IIIb y IVd E) Ib, IId, IIIa y IVc

13. La distribución electrónica de un elemento termina en 3d10 ¿En qué

grupo se encuentra en la tabla periódica?

A) IIIB B) IIB C) IB D) IIIA E) VIIIB

14. La configuración electrónica de un átomo termina en 3p5. A qué familia

pertenece dicho átomo.

A) Alcalino B) Halógeno C) Gas noble

D) Anfígeno E) Nitrogenoide

15. Marque el elemento de mayor electronegatividad en la tabla periódica.

A) 3Li B) 8O C) 16S D) 7N E) 9F

16. Una de las proposiciones, respecto a la Tabla Periódica Moderna, es

correcta:

A) La Tabla Periódica Moderna tiene 6 periodos.

B) En la Tabla Periódica Moderna, el grupo VIIB, presenta tres columnas.

C) A los Lantánidos y Actínidos se les denomina elementos representativos.

D) El tercer periodo inicia con un metal alcalino y termina con un gas noble.

E) El Fe, Co y Ni pertenecen a los elementos de acuñación.

17. Determine el periodo y grupo de la Tabla Periódica Moderna en el cual

se ubica el elemento de número atómico 33.

A) 4; VIIB B) 4; IVB C) 5; IIIA D) 4; VA E) 3; IVB

18. Los halógenos están ubicados en el grupo……… y

son………………….

A) VA – metales B) VIA – no metales

C) VIIA – no metales D) VIIIA – no metales

E) IIA – metales

19. IDENTIFIQUE: Al elemento que pertenece a la familia de los

Calcógenos:

A) S B) Al C) Mg D) Na E) Rb

20. Determine el número atómico de un elemento halógeno que

pertenece al cuarto periodo

A) 17 B) 11 C) 9 D) 35 E) 53

21. Los elementos de transición interna están incluidos en el grupo:

A) IVB B) IB C) IIIB D) IIB E) VIB

22. ¿A qué grupo de la tabla pertenece el elemento cuyos átomos tienen

en su configuración 11 orbitales completamente llenos?

A) I-A B) VIII-A C) VIII-B D) II-A E) I-B

23. Indique que proposiciones son correctas:

I. En la tabla periódica moderna, los elementos químicos están

ordenados en 16 grupos.

II. El elemento con la configuración de valencia

5𝑠24𝑑10 pertenece al período 5 y grupo IIB.

III. La tabla moderna presenta 7 períodos.

A) Sólo I B) Sólo II C) Sólo III D) I y II E) I, II y III

2

20Ca

3E



Son fuerzas de atracción que mantienen unidos a los átomos, iones o

moléculas, con la finalidad de lograr una estructura más estable.

La unión de los átomos lo realizan los electrones de las últimas órbitas o

capas, los cuales reciben el nombre de electrones de valencia. Estos

electrones siempre tienen la tendencia de saturarse a 8 electrones en su

última órbita o capa.

CONCEPTOS BÁSICOS

Electrones de valencia: Son los electrones que se encuentran en la

última capa.

Regla del Octeto: Establece que todo elemento trata de adquirir la

configuración electrónica de los gases nobles (estables) y para ello el

elemento gana, pierde o comparte sus electrones de valencia, hasta

completar los 8 electrones en su última capa.

Existen algunas excepciones a la regla del octeto tales como en el caso

del BeCl2, PCl5, SF6, etc

Estructura de Lewis: consiste en representar los electrones de valencia

alrededor del símbolo químico mediante puntos y aspas, esto es válido

sólo para elementos representativos.

CLASIFICACIÓN DE ENLACE QUIMICO

ENLACES INTERATÓMICOS

Son aquellas interacciones que existen entre átomos. Existen los

siguientes tipos:

Electrovalente, heteropolar o iónico (EN ≥ 1,7): Se presenta

generalmente entre metales y no metales; donde existe transferencia de

electrones, Forma cationes y aniones.

Características:

Conducen la corriente eléctrica en solución (electrolitos) ya sea en

solución acuosa.

Tienen punto de fusión y ebullición altos.

Las fuerzas de atracción son de naturaleza electrostática

Se disuelven con facilidad en disolventes polares (agua)

En el estado sólido son cristalinos, y no conducen la corriente eléctrica.

Los compuestos iónicos son sólidos y presentan redes cristalinas

características.

Covalente (EN < 1,7): Se presenta generalmente entre dos elementos

no metálicos. Se produce por una compartición de electrones entre átomos

no metálicos.

Características:

Los compuestos covalentes pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos.

Tienen bajos puntos de fusión y ebullición.

La mayoría de los compuestos covalentes no conducen la electricidad

y son solubles en solventes no polares (insolubles en agua).

Las fuerzas son de naturaleza electromagnética.

Forma enlaces simples, dobles y triples. Pueden ser:

Enlace sigma (): Es el enlace covalente formado por el solapamiento

o traslape de dos orbitales atómicos de ejes colineales (enlace simple).

Enlace pi (): Es el enlace covalente, formado por el solapamiento o

traslape de dos orbitales atómicos “p”. En un doble enlace existe un

enlace sigma y un enlace pi. Y en un enlace triple existen dos enlaces

pi y un enlace sigma.

1. Covalente apolar o no polar: (EN = 0), el par de electrones es

compartido de igual a igual por ambos átomos, la diferencia de

electronegatividades es igual a cero.

2. Covalente polar: Es cuando (0<EN<1,7) el par de electrones

tiende a estar más cerca de uno de los átomos, lo cual trae como

consecuencia la formación de dipolos, sin que se llegue a formar

iones.

3. Enlace covalente coordinado: Llamado también dativo, hemipolar

o semipolar, es aquel en el cual los electrones de compartición es

aportado por sólo uno de los átomos.

Enlace metálico: Son aquellos que se producen en los metales sólidos,

donde los electrones periféricos o de valencia se mueven

permanentemente de un átomo a otro manteniéndolos unidos y formando

una densa nube electrónica.

ENLACES INTERMOLECULARES

Son aquellas interacciones que existen entre moléculas. Existen los

siguientes tipos:

1. Interacción dipolo-dipolo: Se presenta en moléculas polares (como

el ácido clorhídrico – HCl), siendo esta una atracción electrostática.

2. Enlace puente de Hidrógeno: Ocurre cuando un elemento altamente

electronegativo con pequeño volumen atómico (F, O, N, Cl), está

unido al átomo de hidrógeno.

3. Fuerza de Van der Walls: Son fuerzas débiles entre moléculas no

polares de sustancias gaseosas, que determinan o posibilitan la

licuación de los gases nobles y también del O2, N2, y F2.

1. Cuántas proposiciones son incorrectas respecto al enlace iónico:

I. Se llama también enlace electrovalente

II. Se produce entre un metal y un no metal.

III. Existencia de compartición de los electrones

A) 0 B) 1 C) 2 D) 3 E) 4

2. Respecto al enlace covalente señale verdadero (V) o falso (F):

I. Es de naturaleza electrostático

II. Generalmente se establece entre átomos no metálicos

III. Los átomos la transferencia electrones

A) VFV B) FVF C) VVV D) FFV E) VVF

3. El calcio (Ca) es el quinto elemento más abundante en la corteza

terrestre. Se obtiene por electrólisis a partir del cloruro de calcio

(CaCl2) fundido; además en este proceso, se obtiene el cloro

gaseoso (Cl2). Respecto a las sustancias en negrita, determine la

alternativa que contenga respectivamente el tipo de enlace de cada

sustancia.

A) Iónico – metálico - covalente

B) Metálico – iónico – covalente

C) Covalente – covalente – iónico

D) Iónico – covalente – covalente

E) Metálico – covalente – iónico

4. ¿Cuántos electrones de valencia presenta un elemento que tiene

número atómico 33?

A) 1 B) 2 C) 3 D) 5 E) 6

5. Hallar la fórmula probable si “X” pertenece al grupo VI A e “Y” al

grupo V A

A) X2Y3 B) X3Y2 C) X3Y D) XY2 E) XY

ENLACE QUIMICO



6. Si un elemento “A” pertenece al cuarto periodo y grupo IIA y un

elemento “B” que pertenece a grupo VIIA. ¿Cuál es la representación

del compuesto formado al combinarse ambos?

A) AB2 B) A7B C) AB D) A5B E) A5B2

7. Se combinan los elementos químicos: A(Z=8) y B(Z=17). Hallar la

fórmula y el tipo de compuesto formado.

A) AB, iónico B) AB, covalente C) AB2, iónico

D) AB2, covalente E) AB3, iónico

8. Si el carbono pertenece al Grupo IVA y el oxígeno al grupo VIA. Indicar

cuántos electrones libres tiene la fórmula CO2.

A) 4 B) 6 C) 8 D) 10 E) 12

9. En un recipiente con agua se hallan un gran número de moléculas,

mencione que tipo de enlace se produce entre ellas.

A) Enlace electrovalente B) Fuerzas de London

C) Enlace puente hidrógeno D) Enlace covalente

E) Enlace covalente puro

10. ¿Cuál es una característica del enlace covalente?

A) El enlace es de naturaleza electrostática

B) Se comparten los electrones periféricos.

C) Se da en uniones de un metal y un no metal.

D) Hay transferencia total de electrones.

E) La ΔEN entre los elementos es mayor que 1,7.

11. El compuesto que presenta enlace iónico es:

A) HCI B) SO2 C) H2O D) CI2O E) CaO

12. Señale el compuesto que solo posee enlace covalente.

A) KCl B) CaCO3 C) H2SO4 D) KNO3 E) BaO

13. ¿En qué caso se podría formar enlace covalente al combinarse los

siguientes átomos?

A) 19K y 8O B) 20Ca y 8O C) 6C y 8O

D) 38Sr y 8O E) 13Al y 8º

14. ¿Cuál es la notación de Lewis de un elemento si su número atómico

es 15?

A) B) C) D) E)

15. Un elemento que tiene 11 protones se combina con un elemento del

grupo VIA ¿qué tipo de enlace formarán

A) Metálico. B) Iónico. C) Covalente.

D) Covalente dativo. E) Puente de hidrógeno.

16. Si tenemos los siguientes elementos A (Z=15) se une con otro

elemento químico B (Z=35) ¿Cuál de los siguientes compuestos

podría formar?

A) A2B, iónico B) AB3, covalente C) AB2, iónico

D) A3B2, iónico E) A2B3, covalente

FUNCIÓN QUÍMICA: Se denomina función química al conjunto de

compuestos químicos, con propiedades comunes permitiendo así

diferenciarlos de los demás.

SÍMBOLO QUÍMICO: Es un signo literario abreviado que representa a un

elemento químico. Ejemplo: Ca, Calcio.

FÓRMULA QUÍMICA: Es una representación escrita referida a una

sustancia establecida mediante símbolos de los elementos afectados.

Ejemplo: H2SO4.

ESTADO DE OXIDACIÓN (E.O.): Representa una carga eléctrica

aparente asignada a un átomo.

¿Qué importancia tiene determinar el E.O.?

Es una forma práctica de determinar la valencia de un átomo ya que

generalmente son numéricamente iguales, esto evita realizar la estructura

de Lewis de un compuesto.

Reglas para determinar el Estado de Oxidación (E.O.)

1. El E.O. de cualquier átomo sin combinarse o elemento libre es cero.

Ejemplos: Li°, H2º.

2. El E.O. para el oxígeno es –2 (en los peróxidos –1).

3. El E.O. para el hidrógeno es +1(en los hidruros metálicos –1).

4. Para iones simples, el E.O. es igual a la carga del ión. Ejemplo: Para

Ba2+ el E.O. es +2.

5. E.O(compuesto) 0 .

6. E.O(ion) carga del ion .

CLASIFICACIÓN DE LAS FUNCIONES QUÍMICAS INORGÁNICAS

Las funciones químicas inorgánicas se clasifican en oxigenadas e

hidrogenadas, teniendo en cuenta su origen, esto indica si derivan de

óxidos (combinación con el oxígeno) o derivan de hidruros (combinación

con el hidrógeno).

A. FUNCIONES OXIGENADAS: Son compuestos que se originan de la

combinación del oxígeno en la etapa inicial de su formación y son:

1. Función Óxido básico = Metal + Oxígeno

Ca + O2 CaO

2. Función Óxido ácido = No metal + Oxígeno

C + O2 CO2.

Este óxido también se llama ANHÍDRIDO

3. Función Hidróxido = Óxido básico + Agua

Na2O + H2O 2 NaOH

4. Función Oxácido = Óxido ácido + Agua

CO2 + H2O H2CO3

5. Función Oxisal = Hidróxido + Oxácido

2 NaOH + H2CO3 Na2CO3 + H2O

FUNCIONES QUÍMICAS INORGÁNICAS

X X X X X



B. FUNCIONES HIDROGENADAS: Son compuestos que se originan de

la combustión con el hidrógeno en la etapa inicial de su formación:

1. Función Hidruro = Metal + Hidrógeno

K + H2 2 KH

2. Función Hidrácido = No metal + Hidrógeno

Cl2 + H2 2 HCl

3. Función Sal Haloidea=Hidróxido +Hidrácido

Ca(OH)2 + HCl CaCl2 + H2O

NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGÁNICOS

Sistema Clásico o Tradicional: en este caso deberá usarse los siguientes prefijos y sufijos:

Estado de Oxidación

Detalle Prefijo… sufijo

4

mayor intermedio intermedio menor

Per…………...ico …………….....ico ………………oso Hipo…………oso

3

mayor intermedio menor

………………ico …………..…..oso Hipo…………oso

2

mayor menor

………………ico ………………oso

1 único ………………ico

Ejemplos: HClO : ácido hipocloroso HClO2 : ácido cloroso HClO3 : ácido clórico HClO4 : ácido perclórico

Sistema Stock: En este caso se indicará el número de oxidación electropositivo con números romanos encerrados en un paréntesis.

Ejemplos: Fe2O3 : Óxido de hierro (III) CuCl2 : Cloruro de cobre (II) PbO2 : Óxido de plomo (IV)

Sistema IUPAC: En este caso deberá usarse los prefijos griegos respectivos y el nombre del grupo funcional correspondiente.

Ejemplos: NO2 : Dióxido de nitrógeno P2O5 : Pentaóxido de difósforo Mn2O7 : Heptóxido de dimanganeso

SAL OXISAL Son compuestos ternarios que se obtienen al combinar los oxácidos con los hidróxidos.

OXÁCIDO + HIDRÓXIDO→ SAL OXISAL Ejemplos: a) H2SO4 + NaOH Na2SO4 + H2O sulfato de sodio SAL HALOIDEA Son compuestos binarios que se obtienen al combinar los ácidos hidrácidos con los hidróxidos.

HIDRÁCIDO + HIDRÓXIDO→SAL HALOIDEA Ejemplos:

a) HCl + NaOH NaCl + H2O cloruro de sodio

RADICALES O IONES ESPECIALES Son especies que provienen de la ionización de las diferentes funciones químicas. Ejemplo:

H2SO4 2 H+ + (SO4)–2

Entre los principales iones se tiene:

Anión Nombre Anión Nombre

(CO3)2− (HCO3)1− (PO4)3− (PO3)3− (NO3)1− (NO2)1− (SO4)2− (SO3)2− (CrO4)2−

Carbonato Bicarbonato Fosfato Fosfito Nitrato Nitrito Sulfato Sulfito Cromato

(Cr2O7) 2− (OH)1− Cl1− S 2− (MnO4)− (ClO) − (ClO2)−

(ClO3) − (ClO4) −

Dicromato Hidróxido Cloruro Sulfuro Permanganato Hipoclorito Clorito Clorato Hiperclorato

ESTADOS DE OXIDACIÓN DE PRINCIPALES ELEMENTOS

Metales Estados de Oxidación

Li, Na, K, Rb, Ag +1

Be, Mg, Ca, Ba, Zn, Cd +2

Al +3

Cu, Hg +1, +2

Au +1, +3

Fe, Co, Ni, Cr, Mn, V +2, +3

Pb, Pt, Pd, Sn, N +2, +4

Bi +3, +5

No metales Estados de Oxidación

Cl, Br, I +1, +3, +5, +7

S, Se, Te +2,+ 4, +6

Mn +4,+ 6, +7

N, P +1, +3, +5

Cr +3, +6

C, Si +2, +4

B +3

O -2

1. El número de oxidación (N.O) o estado de oxidación es la carga real

o aparente en una molécula o en una unidad formular, puede ser un

número entero, positivo, negativo o cero. Al respecto marque la

secuencia de verdadero (V) o falso (F) según corresponda.

I. Todo elemento libre o sustancia elemental toma el valor de

cero.

II. El oxígeno toma valores de –2, +2 y –1 en sus compuestos.

III. Los elementos del grupo IA y IIA al formar compuestos, tienen

N.O. de +1 y +2 respectivamente.

IV. En un compuesto, la suma algebraica de los números de

oxidación es cero.

A) VVVV B) VFFF C) VVFV D) VVFF E) FVFF

2. En las especies H2SO4, Na3PO4 Ca(NO3)2, determine,

respectivamente, el estado de oxidación de elementos en negrita.

A) +6, +2 y +5 B) +4, +3 y +5 C) +6, +5 y +3

D) +6, +3 y +3 E) +6, +5 y +5

3. Hallar el estado de oxidación del Azufre y del Yodo en los siguientes

iones: (S2O7)2–; (IO6)5–

A) +6; +7 B) +5; +7 C) +4; +5 D) +2; +3 E) +6; +5

4. Señalar un hidróxido penta atómico.

A) K(OH) B) Na(OH) C) Ca2SO4 D) Ca(OH)2 E) Fe2O3

Ácido

Sulfúrico Ion

Hidrógeno

Ion

sulfato



5. Determinar la atomicidad de Al2(SO4)3 y NaCl respectivamente

A) 10 y 2 B) 17 y 4 C) 16 y 2 D) 16 y 4 E) 17 y 2

6. Obtener la atomicidad de un hidróxido cuyo metal forma un oxido

pentaatómico.

A) 4 B) 5 C) 7 D) 8 E) 3

7. El hidróxido de un metal “M”, tiene atomicidad 5. ¿Cuál es la atomicidad

del óxido de dicho metal?

A) 1 B) 2 C) 3 D) 4 E) 5

8. Completar las siguientes proposiciones químicas:

I. ………… + Oxigeno óxido básico

II. No metal ( VIA y VIIA ) + H2 ……..…

III. Anhídrido + H2O ………..…

IV. Hidróxido + ac. hidracida ………… + agua

A) hidrógeno– sal haloidea – oxisal – hidróxido

B) Metal – ác. hidrácido – ác. oxácido –s.haloidea

C) gas noble – hidruro – oxisal – óxido

D) Metal – ác. hidrácido – hidróxido – s. oxisal

E) oxígeno– oxisal – ác. oxácido – ác. hidrácido

9. Relacione ambas columnas: fórmula y función química

I. SO2 a. Oxácido

II. HNO2 b. Óxido básico

III. MgO c. Óxido ácido

A) Ia, IIb, IIIc B) Ib, IIc, IIIa C) Ib, IIa, IIIc

D) Ic, IIa, IIIb E) Ic, IIb, IIIa

10. Indique el número de óxidos básicos y de óxidos ácidos,

respectivamente, en FeO, N2O3, Na2O, BaO, Cl2O y SO3.

A) 2 y 4 B) 4 y 2 C) 3 y 3 D) 5 y 1 E) 1 y 5

11. Señale la relación incorrecta:

A) Compuesto binario : Anhídrido

B) Compuesto ternario : Sal oxisal

C) Compuesto ternario : Hidróxido

D) Compuesto ternario : Óxido básico

E) Compuesto ternario : Ácido oxácido

12. Al unir 2Zn

con el anión 3

4PO ¿cuál de las siguientes fórmulas

se obtiene?

A) Zn2PO4 B) ZnPO4 C) Zn(PO4)2

D) Zn2(PO4)3 E) Zn3(PO4)2

13. En la siguiente reacción:

H2SO4 + Fe (OH)3 → A + H2O

La sustancia “A” es:

A) FeSO4 B) Fe(SO4)3 C) Fe2S3

D) Fe2(SO4)3 E) Fe3(SO4)2

14. Indique la fórmula de la sal, obtenida en la siguiente combinación:

HNO3 + Ca(OH)2 → sal + agua

A) Ca(NO3)2 B) Ca3N2 C) CaNO

D) CaNO3 E) Ca(NO3)3

15. Formule los siguientes compuestos: pentóxido de dicloro y decaóxido

de tetrafósforo

A) Cl5O2; P10O4 B) Cl5O2; P4O10 C) ClO5; P2O10

D) Cl2O10; P4O10 E) Cl2O5; P4O10

16. Indique la relación correcta entre la fórmula del óxido y la

nomenclatura stock correspondiente.

A) SnO2: óxido de estaño (II) B) Fe2O3: óxido de hierro (II)

C) CuO: óxido de cobre (I) D) Li2O: óxido de litio

E) Al2O3: óxido de aluminio (II)

17. El nombre de N2O5 es : (N = +3, +5)

A) Óxido niqueloso B) Anhídrido nítrico C) Anhídrido nitroso

D) Óxido niquélico E) Anhídrido hiponitroso

18. Indique las fórmulas de:

I. Oxido cuproso

II. Oxido platinoso

III. Oxido plúmbico

A) CuO; PtO; PbO B) Cu2O; Pt2O3; PbO C) Cu2O; Pt2O; PbO2

D) Cu2O; PtO; PbO2 E) CuO; PtO; PbO2

19. Formular: ácido selenioso (Se: +2, +4, +6)

A) HSeO B) HSeO2 C) H2SeO2 D) H2SeO3 E) H2SeO4

20. Relacione ambas columnas: fórmula y función química

I. H2S a. sal oxisal

II. NaCl b. ácido oxácido

III. HNO2 c. ácido hidracida

IV. AgNO3 d. sal haloidea

A) Ic, IId, IIIa, IVb B) Ib, IIc, IIIa, IVd C) Ic, IIa, IIIb, IVa

D) Ic, IId, IIIb, IVa E) Ib, IIa, IIId, IVc

21. Indica número de ácido oxácido y ácido hidracida respectivamente

H2S, H2SO2, HCl, H3PO4

A) 4; 0 B) 2; 2 C) 3; 1 D) 0;4 E) 1; 3

22. La combinación de un elemento alcalino terreo con un halógeno,

genera:

A) Una sal oxisal B) Un anhídrido C) Una sal haloidea

D) Un ácido oxácido E) Un ácido hidrácido

23. Indica número de sal haloidea y sal oxisal respectivamente

Ca3(PO4)2 NaCl AgNO3 MgCO3

A) 0; 4 B) 1; 3 C) 3; 1 D) 4;0 E) 2; 2

24. Señale la proposición que represente un anhídrido y un sal oxisal:

A) Cl2O3, KCl B) SO3, H2SO4 C) CaO, CaSO4

D) CO2, KNO3 E) HCl, CaCO3

25. Formular carbonito de calcio

A) CaCO3 B) CaCO2 C) Ca2(CO3)3 D) Ca(CO)2 E) CaCO4

26. El fosfato de calcio Ca3(PO4)2 corresponde a:

A) Sal haloidea B) Sal oxisal C)Ácido oxácido

D) Hidruro E) Hidróxido

27. Señale la relación fórmula – nombre, incorrecto.

A) Fe2(SO4)3 : sulfato férrico.

B) Cu (NO3)2 : nitrato cúprico.

C) Cu2S : sulfuro cuproso.

D) FeCl3 : cloruro férrico.

E) Cu2SO3 : sulfato cuproso.



28. Halle el estado de oxidación del fósforo y manganeso en: H3PO4 y

KMnO4

A) +3, +7 B) -3, +7 C) +5, +3 D) +5, +7 E) -5, +7

29. Indique el estado de oxidación del manganeso en cada caso.

I. MnO2 II. Mn(OH)3 III. CaMnO4 IV. KMnO4

A) –2, +3, +4, +7 B) +4, +3, +6, +7 C) +2, +3, +7, + 6

D) +4, +3, +7, +6 E) +2, +4, +6, +7

30. Indique la fórmula correcta del hidróxido plomo (IV).

A) PbOH B) Pb(OH)2 C) PbOH2 D) Pb2OH E) Pb(OH)4

31. ¿Cuál es la atomicidad del hidróxido que forma el PbO2?

A) 5 B) 7 C)8 D)9 E) 10

32. Indique el número de moléculas que son óxidos ácidos:

( ) Br2O5 ( ) I2O3 ( ) Ni2O3

( ) K2O ( ) Cl2O7 ( ) N2O5

A) 2 B) 3 C) 4 D) 5 E) 6

33. Completar

CO + H2O → …………

CaO + H2O → ……….....

A) HCO, Ca(OH)2 B) H2CO2, CaO2 C) H2CO2, Ca(OH)2

D) H2CO3, Ca(OH)2 E) H2CO3, H2CaO2

34. ¿Qué nombres son correctos para el SO3?

I. Óxido de azufre (III)

II. Trióxido de azufre

III. Anhídrido sulfúrico

A) I; II y III B) solo II C) II y III D) solo III E) I y II

35. De los siguientes compuestos: óxido ferrico, óxido de cobre (II) y

trióxido de azufre ¿Qué alternativa es la correcta?

A) Fe2O , CuO , SO B) FeO , CuO, SO2

C) Fe2O3 , Cu2O , SO3 D) FeO2 , Cu2O , S2O3

E) Fe2O3 , CuO , SO3

36. Nombrar: I2O7 (I = 1, 3, 5, 7)

A) Anhídrido yodoso B) Óxido yodico C) Óxido yodoso

D) Anhídrido periódico E) Anhídrido hipoyodoso

37. Señale la atomicidad de cada uno de los siguientes compuestos,

sabiendo que los E.O. son: S (+2; +4; +6), C (+2; +4) y P (+3; +5).

I. Anhídrido sulfuroso

II. Anhídrido carbónico

III. Anhídrido fosfórico

A) 2; 3; 8 B) 3; 2; 5 C) 3; 3; 7 D) 3; 2; 7 E) 4; 3; 7

38. Indique el número de sales oxisales y haloideas, respectivamente, en

KI, CaCO3, H2SO4, N2O, BaCl2 y KClO3.

A) 3 y 3 B) 5 y 1 C) 4 y 2 D) 2 y 2 E) 2 y 4

39. Marque la alternativa que contiene el nombre correcto del ión.

A) (SO3)-2 : sulfato B) Cl - : cloro C) Fe+3 : ferroso

D) CO3 -2 : cabonito E) PO4

-3 : fosfato

40. Relaciona correctamente las 2 columnas

I. ácido sulfúrico ( ) a) H3PO4

II. amoníaco ( ) b) NH3

III. nitrito de cobalto (III) ( ) c) H2SO4

IV. ácido fosfórico ( ) d) Co(NO2)3

A) Ia, IIb, IIIc, IVd B) Ic, IIb, IIId, IVa C) Ib, IIa, IIId, IVc

D) Ia, IIb, IIId,IVc E) Ic, IIb, IIIa, IVd

REACCIÓN QUÍMICA: Es el proceso de cambio estructural que sufren las

sustancias y producen por lo menos una sustancia de composición y

propiedades diferentes de las originales.

Una reacción química se describe de manera abreviada por medio de una

ecuación química:

MnO2 + 4 HCl MnCl2 + 2 H2O + Cl2

Reactantes Productos

TIPOS DE REACCIONES

A) SEGÚN SU NATURALEZA

1. Reacción de combinación, adición ó síntesis:

A + B AB

BaO ( s ) + SO3 (g ) BaSO4 (S)

2. Reacción de descomposición:

AB A + B

2 NaCl ELÉCTRICAC. 2Na + Cl2

3. Reacción de desplazamiento o sustitución simple:

A + BC AC + B

Fe ( s ) + CuSO4 ( ac ) Fe SO4 (ac)+Cu(s)

4. Reacción de Desplazamiento Doble o METÁTESIS:

AB + CD AD + CB

CaF2 + H2SO4 CaSO4 + 2 HF

B) DE ACUERDO AL SENTIDO DE LA REACCIÓN

1. Reacciones Reversibles: Son aquellas que ocurren en ambos

sentidos ().

NH4OH NH3 + H2O

2. Reacciones Irreversibles: Son aquellas que ocurren en un solo

sentido().

CuCl2 + H2S CuS + 2 HCl

C) DE ACUERDO A SU ENERGÍA

1. Reacciones Exotérmicas: Son reacciones que liberan o emiten

energía.

S (S) + O2 (g) → SO2(g) + 70,66 Kcal

2. Reacciones Endotérmicas: Son reacciones que absorben energía.

Al2O3 + Fe + 20Kcal → Al + Fe2O3

D) DE ACUERDO A LA VARIACIÓN DEL NÚMERO DE OXIDACIÓN

RX. Y ECUACIONES QUÍMICAS



1. Reacciones de Oxidación y Reducción (REDOX): Son reacciones

en donde hay transferencia de electrones lo cual origina cambio en

el estado de oxidación.

Zn(s) + H2SO4 ZnSO4 (ac) + H2 (g)

Znº Zn2+ + 2e- (oxidación)

2 H+ + 2e- H2 (reducción)

2. Reacciones No REDOX: Aquellas donde no hay transferencia de

electrones. El número de oxidación de los átomos no varía.

Ca(OH)2 + HCl CaCl2 + 2 H2O

BALANCEO DE ECUACIONES

1. Método de Tanteo

Se efectúa por simple inspección. Es recomendable empezar

igualando los metales, no metales, hidrógeno y finalmente oxígeno.

2. Método de estado de oxidación (RÉDOX)

Se determina el estado de oxidación de cada elemento

Escribir por separado la semirreacción de oxidación y reducción.

Igualar el número de electrones que se ganan y/o pierden,

multiplicando cada semirreacción por un coeficiente adecuado.

Colocar los coeficientes determinados en el balanceo en la

ecuación original.

Finalmente completar el balanceo de las sustancias que falten por

tanteo.

3. Método del ión electrón

Se determina los estados de oxidación de los iones (grupos de

átomos).

Escribir las dos semirreacciones por separado.

Balancear la cantidad de oxígenos, agregando agua a la posición

donde sea deficiente el oxígeno.

Para igualar átomos de hidrógeno agregar iones H+

Se igualan los electrones perdidos y ganados cruzando sus

coeficientes.

Se suman las semirreacciones y se colocan los coeficientes

necesarios.

1. ¿Qué características no constituyen una evidencia experimental de

una reacción química?

I. Formación de una nueva sustancia.

II. Formación de un precipitado.

III. Variación en la densidad de las sustancias.

IV. Se producen cambios de estado en las sustancias.

A) I y II B) II y III C) III y IV D) Sólo III E) Sólo IV

2. Respecto a la siguiente ecuación química, identifique la alternativa

correcta.

Mg+AgNO3 —» Mg(NO3)2+Ag

A) Adición B) Redox C) Descomposición

D) Desplazamiento simple E) Metátesis

3. Respecto a la siguiente ecuación química, identifique la proposición

correcta.

ZnCl2 + H2SO4 → ZnSO4 + 2 HCl

A) Composición B) Redox C) Descomposición

D) Sustitución simple E) Desplazamiento de doble

4. Marque la alternativa correcta de acuerdo a los tipos de reacciones

químicas.

A) C +O2 → CO2 : Desplaz. doble

B) 2NH3 → 3H2 + N2 : Combinación

C) Cu + H2SO4 → CuSO4 + H2 : Desplaz. simple

D) CH4 + O2 → CO2+ H2O + 890,4KJ: Combustión Incompl.

E) H2 + I2 + 12,6KCal → 2 HI : Exotérmica

5. La siguiente reacción:

ZnCO3 + calor ZnO + CO2

Es una reacción de:

A) exotérmica. B) composición. C) endotérmica.

D) sustitución doble. E) desplazamiento simple.

6. Determinar la suma de los coeficientes de los reactantes:

H2SO4 + Al(OH)3 → Al2(SO4)3 + H2O

A) 13 B) 11 C) 7 D) 6 E) 5

7. Luego de balancear por tanteo la siguiente ecuación química, indique

el producto de los coeficientes de los reactantes.

H2SO4 + Al Al2 (SO4)3 + H2

A) 5 B) 7 C) 6 D) 10 E) 13

8. En la siguiente reacción de combustión completa del gas propano,

4 10 2 ...... ......C H O

Complete la reacción y determine la suma de coeficientes de los

reactantes.

A) 11 B) 13 C) 15 D) 17 E) 18

9. En la siguiente reacción de combustión del gas propano,

C3H8 + O2 → CO2 + H2O

La suma de los coeficientes enteros es:

A) 11 B) 12 C) 13 D) 14 E) 15

10. Balancee por tanteo e indique la suma de coeficientes

estequiométrico del H2O y NH3

Mg3N2 + H2O → Mg(OH)2 + NH3

A) 6 B) 10 C) 7 D) 8 E) 9

11. Balancear la siguiente ecuación e indicar la suma de coeficientes:

Al + HCl → AlCl3 + H2

A) 12 B) 16 C) 14 D) 13 E) 15

12. En la siguiente reacción química:

NH3 + O2 → NO + H2O

Indicar la suma de coeficientes de los reactantes:

A) 9 B) 8 C) 10 D) 11 E) 19

13. Al balancear la reacción: Cu(NO3)2 → CuO + NO + O2. Determine

el coeficiente estequiométrico del oxígeno.

A) 6 B) 3 C) 4 D) 1 E) 2

14. ¿Cuántas de las semirreaciones son oxidación?

a). Mn+2 → Mn+7 b). Zn+2 → Zn0

c). Cl+7 → Cl2 d). C-4 → C+4

A) 0 B) 1 C) 2 D) 3 E) 4

15. En la siguiente semireaccion: 𝐶𝑟26+ → 𝐶𝑟3+

¿Qué proposición es verdadera?



A) Se pierden 3e-. B) Se ganan 3e- C) Se pierden 6e-.

D) Se ganan 6e- E) se transfiere 1e-

16. Identifique la característica correcta de un agente oxidante:

A) Pierden electrones.

B) Su estado de oxidación aumenta algebraicamente.

C) Es la sustancia que se reduce.

D) Presencia de la especie oxidada.

E) Presencia de la especie reducida en la zona de reactantes.

17. Identifique el agente oxidante en la reacción :

P + H2SO4 → H3PO4 + SO2 + H2O

A) P B) H2SO4 C) H3PO4

D) SO2 E) H2O

18. Determine el agente reductor en la siguiente reacción química.

3NH3 + 4H2SO4 → 4S + 3HNO3 + 7H2O

A) S B) NH3 C) H2SO4

D) H2O E) HNO3

19. Identifique agente reductor en: Zn + HCl → ZnCl2 + H2

A) Zn B) HCl C) ZnCl2 D) H2 E) HCl y H2

20. Luego de balancear la ecuación.

HNO3 + H2S → S + NO + H2O

¿Indicar la suma de coeficiente del agente oxidante y de forma

oxidada?

A) 1 B) 2 C) 3 D) 4 E) 5

21. Balancear y dar la relación forma oxidada/forma reducida:

P4 + KOH + H2O → KH2PO2 + PH3

A) 3 B) 1/3 C) ¼ D) 6 E) 1/6

22. En la siguiente reacción Redox:

Sn + HNO3 → SnO2 + NO + H2O

Indicar la suma de coeficientes.

A) 18 B) 17 C) 16 D) 20 E) 19

23. Al balancear la reacción:

H2SO4+ NH3 → HNO3 + S + H2O

Determine la cantidad de electrones transferidos

A) 6 B) 18 C) 24 D) 19 E) 12

24. En la reacción, determine la suma de los coeficientes del A. Oxidante

y A. reductor.

HNO3 + I2 → HIO3 + NO2 + H2O

A) 11 B) 12 C) 13 D) 15 E) 16

25. En la siguiente reacción se cumple que:

CuS + HNO3 → Cu (NO3)2 + S + NO + H2O

A) El coeficiente del CuS es 2.

B) El agente reductor es el HNO3.

C) Se transfieren 8 electrones.

D) El agente oxidante es el NO.

E) El coeficiente del agua es 4.

26. Balancear por ion electrón, en medio ácido y determinar coeficiente

de agua y protones de ion hidrogeno respectivamente. 2

4 MnO Mn

A) 6; 2 B) 4; 8 C) 8; 4 D) 6; 8 E) 8; 1

27. De las siguientes transformaciones, identifique a los que involucran a

las reacciones químicas.

I. Sublimación del hielo seco.

II. Pulverización de una roca.

III. Manejar una bicicleta.

IV. Electrólisis del agua.

A) I y II B) Solo IV C) I y IV D) Solo I E) II y III

28. Relacionar adecuadamente:

I. C + O2 → CO2

II. AgNO3 → Ag + NO2 + O2

III. Cu + AgNO3 → Cu (NO3)2 + Ag

IV. NaOH + HCl → NaCl + H2O

A. Desplazamiento simple

B. Síntesis

C. Descomposición

D. Desplazamiento doble

A) IB, IIC, IIIA, IVD B) IA, IIB, IIIC, IVD C) IB, IVC, IIIA, IID

D) IA, IID, IIIC, IVB E) IC, IIB, IIID, IVA

29. ¿Qué tipo de reacción corresponde la siguiente ecuación química?

C4H10 + O2 → CO2 + H2O + 2878 KJ/mol

A) Endotérmico B) Metátesis C) Exotérmica

D) Descomposición E) Adición

30. Identifica al tipo de reacción de combustión que corresponde a la

siguiente ecuación química.

CH4 + O2 → CO2+ H2O

A) Incompleta B) Metátesis C) Completa

D) Descomposición E) Síntesis

31. Al balancear la ecuación, determinar la suma de coeficientes de los

productos.

A) 3 B) 4 C) 5 D) 6 E) 7

32. Determine el coeficiente del oxígeno necesarios para la combustión

completa del C4H10

A) 7 B) 9 C)11 D)13 E)15

33. ¿Qué resultado se obtiene al sumar los valores numéricos de “b” y

“c”?

aFeS2 + bO2 → cFe2O3 + dSO2

A) 4 B) 8 C) 22 D) 11 E)13

34. Indique la suma de los coeficientes de los productos luego de

balancear la ecuación química:

Al4C3 + H2O → CH4 + Al2O3

A) 4 B)5 C)6 D)7 E)8

35. De las siguientes semi-reacciones, ¿en cuántas ganan electrones?

I. Hg → Hg2+ III. S2+ → S6+

II. Cl2 → Cl - IV. I7+ → I2.

A) 1 B) 2 C) 4 D) 0 E) 3

36. Identifique la característica correcta de un agente reductor:

A) Pierden electrones.

3 3 4 2 4 3 2( ) ( ) Al OH H PO Al HPO H O



B) Su estado de oxidación disminuye.

C) Es la sustancia que se reduce.

D) Presencia de la especie oxidada.

E) Presencia de la especie reducida.

37. En la ecuación:

Hg + HNO3 → Hg(NO3)2 + NO + H2O

¿Cuál es la forma oxidada?

A) Hg B) HNO3 C) NO D) H2O E) Hg(NO3)2

38. Balancear y hallar la diferencia entre la suma de coeficientes de los

productos y la de los reactantes.

CuO + NH3 → Cu + N2 + H2O

A) 5 B) 4 C) 6 D) 2 E) 3

39. En la siguiente reacción Redox:

aSn + bHNO3 → cSnO2 + dNO + eH2O

Indicar los valores de a, b, c, d, e respectivamente.

A) 3,2,5,6,2 B) 3,3,4,6,2 C) 3,4,3,4,2

D) 4,5,4,6,2 E) 3,3,4,6,2

40. Igualada la ecuación química siguiente:

Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO2 + H2O

Indique la alternativa correcta:

A) El cobre se reduce

B) El HNO3 es el agente reductor.

C) El coeficiente del HNO3 es 4

D) El Cu(NO3)2 es la especie reducida

E) El NO2 es la especie oxidada.

41. Identifica y determina la alternativa correcta en la siguiente ecuación

química: I2 +HNO3→ HIO3 +NO2 +H2O

A) El nitrógeno se oxida

B) El Yodo se reduce

C) El HIO3 es el agente reductor

D) El coeficiente estequiométrico del NO2 es 10

E) Existen 7 electrones transferidos.

Los cálculos están relacionados con las masas de los átomos, moléculas,

iones, etc. Estas partículas son extremadamente pequeñas y por lo tanto

se utiliza una unidad de masa muy pequeña, llamada unidad de masa

atómica (u.m.a).

La mayoría de los elementos químicos están constituídos de especies

atómicas llamadas isótopos, es decir átomos con igual número de

protones pero con diferente número de masa.

La química necesita de una unidad de medida para la masa de estas

especies, en 1961 se eligió como unidad de masa atómica estándar al

isótopo más abundante del carbono (C- 12 ) al que se le asignó una masa

de 12 u, de este modo quedó establecida la escala de masas atómicas

que rige en la actualidad.

MOL: Es una unidad de conteo que sirve para expresar cantidad de

sustancia bajo la forma de número de átomos, moléculas, iones, etc.

En un mol existen 6,023x1023 entidades elementales (partículas). Este

valor es conocido como número de AVOGADRO (NA).

1mol átomos < >PA< > 6,023x1023 átomos.

1mol molec < > PM < >6,023 x1023 moléculas

Aplicaciones:

1 mol átomos = 6,023 x 1023 átomos = M.A.(g)

Ejemplos:

1 mol átomos (K)= 6,023x1023 átomos de K = 39 g

1 mol átomos (O)= 6,023x1023 átomos de O = 16g

1mol moléculas.= 6,023 x 1023 moléculas= M(g)

Ejemplos:

1 mol de H2O =6,023x1023 moléculas de H2O = 18 g

1 mol de CH4 =6,023x1023 moléculas de CH4 = 16 g

UNIDAD DE MASA ATÓMICA (u.m.a):

Se define como la doceava parte de la masa del isótopo de carbono–12,

al cual según IUPAC, se le asignó por convención (1962) una masa de 12

uma.

1 u.m.a = 1,66 x 10–24 g.

MASA (PESO) ATÓMICA (M.A. o PA): Indica la masa promedio de los

átomos de un elemento expresado en uma. Se calcula mediante el

promedio ponderado de los isótopos estables de un elemento.

1 1 2 2 3 3

1 2 3

% % %. .

% % %E

A A AP A

Ejemplo:

ISÓTOPOS 16E 17E 18E

ABUNDANCIA 60% 25% 15%

152560

151825176016..

AM

= 16,55

NÚMERO DE ATOMO GRAMO (Nº At–g): Es la masa en gramos de un

mol de átomos (6,023x1023 átomos) de un elemento. Esta masa es

exactamente igual a la masa atómica expresada en gramos.

( ) º#

. . ( ) A

Masa E N átomosAt g

M A E N

MASA (PESO) MOLECULAR P.M ó M

Es el valor numérico que se obtiene al sumar las masas atómicas de todos

los átomos que presenta una molécula.

Ejemplo:

M (HCl ) = 1(1) + 1(35,5) = 36,5 uma.

M (HNO3) = 1(1) + 14 + 3(16) = 63 uma

MOLÉCULA GRAMO (Mol–g):

Es la masa en gramos de una mol de moléculas (6,023x1023 molec.) de

una igual a la masa molecular expresada en gramos.

1 mol–g = M (g)

NÚMERO DE MOLECULAS ó NÚMERO DE MOLES (η):

Es la masa de una sustancia contenidos en una mol y se determina

mediante:

CÁLCULOS QUÍMICOS

Nota: La masa atómica de los elementos, figura en la tabla

periódica y en los problemas debe ser dato conocido.



(compuesto) º de moléculas

A

Masa Nn

NM

PESO EQUIVALENTE–GRAMO (Peq–g)

a) Para un elemento: Es la relación entre el peso atómico de un

elemento y la valencia del mismo.

Valencia

AMgPeq

..

b) Para un compuesto: Es la relación entre el peso molecular de un

compuesto y (Factor que depende del tipo de compuesto.

MgPeq

Nº DE EQUIVALENTES – GRAMO (Nº eq–g): Es la cantidad de eq–g

contenidos en una muestra y se determina mediante:

gPeq

MasageqN

º

COMPOSICIÓN PORCENTUAL (%): Indica el porcentaje en masa de

cada elemento en una unidad fórmula.

total del Elemento% 100

. . sustancia

MasaE

P M

FÓRMULA EMPÍRICA (F.E.): Es aquella que indica la proporción mínima

de átomos de un compuesto. Se halla a partir de la composición

centesimal de la sustancia.

FÓRMULA MOLECULAR (F.M.): Es aquella fórmula verdadera que

muestra la cantidad total de átomos de la sustancia (fórmula real). Es un

múltiplo entero de la F.E.

F.M=K (F.E.) ( . .)

( . .)

M F MK

M F E

Donde:

K = 1; 2; 3; ………

Compuesto F.E. K F.M.

Glucosa CH2O 6 C6H12O6

MÉTODO PARA HALLAR LA FE. Y FM.

A) Se calcula la masa de cada elemento del compuesto. Si nos dan de

dato la composición centesimal se asume los porcentajes como masa

en gramos.

B) Se determina el número de átomos–gramo de cada elemento en el

compuesto.

C) Si los resultados del paso anterior no fueran enteros, se divide a todas

las cantidades entre la menor de ellas.

D) Si los resultados del paso anterior no fueran enteros se multiplica a

todas las cantidades por el mínimo número entero.

Ejemplo:

Hallar la F.E. y la F.M. para cierto compuesto que contiene: C = 40%; H

= 6,66%O = 53,34% . Si la masa molecular es 60.

Solución:

La F.E. será: CxHyOz

Por la composición centesimal se observa:

C =40% m (C) = 40g

H =6,66% m (H) = 6,66g

O =53,34% m (O) = 53,34g

Ahora calculamos el # at–g (x, y, z)

133,3

33,3

12

40X

233,3

66,6

1

66,6Y

133,3

33,3

16

34,53W

Se cumple: 230

60

(F.E.) M

(F.M.)

MK

Finalmente: F.M. = C2 H4 O2

1. Calcula la masa atómica del Neón, sabiendo que está formado por

una mezcla de Ne-20 (90%), y Ne-22 (10%).

A) 20,0 B) 20,1 C) 20,2 D) 21,0 E) 22,0

2. Los isótopos del boro son: 10B y 11B. Halle la masa atómica del boro

si por cada 3 livianos existen 7 pesados.

A) 10,2 B) 10,3 C) 10,5 D) 10,7 E) 10,9

3. Determine la molecular del Al2(SO4)3 , PA.: (Al =27, S = 32, O = 16)

A) 54 B) 100 C) 300 D) 342 E) 400

4. Indique cual posee mayor masa molecular. m.A (C=12, N=14, H=1)

A) NO2 B) CH4 C) NH3 D) H2O E) CO2

5. Cuál es la masa molecular del CuSO4 · 5H2O, sabiendo que sus M.A

son: (Cu=64; S=32; O= 16, H=1)

A) 168 B) 178 C) 200 D) 250 E) 254

6. Sabiendo que la masa molecular del Al2Ox es 102. Hallar la masa

molecular del NxO5. P.A. (Al = 27; N = 14)

A) 122 B) 157 C) 163 D) 173 E) 220

7. ¿Cuántas mol de átomos de calcio (Ca), hay en un kilogramo de calcio

cuya masa atómica es 40?

A) 20 B) 25 C) 30 D) 35 E) 40

8. ¿Cuál es la masa de azufre en 24 x 1023 átomos? M.A. (S=32)

A) 166 g B) 200 g C) 128 g D) 326 g E) 929 g

9. ¿Cuál es la masa de una molécula de agua (H2O) M.A. (H=1, O= 16)

A) 6 x 10–23 B) 6 x 10–24 C) 3 x 10–23

D) 3 x 10–24 E) 9 x 10–23

10. Calcular la masa molecular de un compuesto, si 12,0x 1023 moléculas

de este compuesto posee la masa de 156g.

A) 78 B) 76 C) 32 D) 56 E) 23

11. ¿Cuántas moléculas se encuentran en 180 g de agua? M.A: H = 1,

O = 16

A) 12 NA B) 10 NA C) 11 NA D) 13 NA E) 8 NA

12. ¿Cuántos gramos representan 3 moles de Al(NO3)3? m.A: Al=27;

O=16; N=14

A) 81 g B) 143 g C) 186 g D) 639 g E) 285

La F.E. quedará:

F.E. = CH2 O

u 30 (F.E.) M



13. El gas metano (CH4) es uno de los principales componentes del gas

natural, entonces, el número de moléculas de metano para 480 g es:

A) 10NA B) 30NA C) 80NA D) 60 NA E) 9NA

14. Determine la composición centesimal del oxígeno dentro de una

muestra pura de óxido férrico, Fe2O3. M.A (Fe = 56; O = 16)

A) 32% B) 28% C) 30% D) 16% E) 70%

15. Determine de la composición centesimal del carbono en la glucosa

C6H12O6. mA: C=12, H=1, O=16.

A) 10% B) 35% C) 30% D) 40% E) 50%

16. El compuesto XY2 tiene una masa molecular de 60 y contiene 20% de

“X”. Determinar la masa atómica de “X”.

A) 6 B) 8 C) 10 D) 12 E) 14

17. ¿Cuántos mol-átomo de Oxigeno estarán contenidos en 51 g de

Al2O3?

A) 0,5 B) 1,1 C) 1,5 D) 3,5 E) 8,0

18. Cuanto moles de oxigeno contienen 200g de CaCO3. MA (Ca = 40,

C = 12, O =16)

A) 3 B) 4 C) 5 D) 6 E) 7

19. ¿Cuántos gramos de fosforo existen en 2 moles de fosforita

Ca3(PO4)2?

A) 31 B) 62 C) 120 D) 124 E) 180

20. Se tiene 54 g de una muestra de H2O al 80% de pureza. ¿Qué

cantidad de moles de H2O hay en la muestra?

A) 1,5 B) 2,0 C) 2,4 D) 3,0 E) 3,5

21. Determina el peso equivalente del CaCO3. Dato: m.A(Ca=40; C=12)

A) 20 B)40 C) 50 D)80 E)100

22. ¿Cuál es el peso equivalente del óxido de aluminio (Al2O3)?

A) 13 B) 15 C) 19 D) 10 E) 17

23. ¿Cuál es la fórmula empírica de un compuesto que contiene 240 g de

carbono y 80 g de hidrógeno? M.A. (C = 12, H = 1)

A) C2H4 B) C3H6 C) C3H8 D) C4H8 E) CH4

24. Hallar la fórmula empírica de un compuesto formado por 64 g de

azufre y 64 g de oxígeno. Masas atómicas (S = 32; O = 16).

A) SO B) SO4 C) SO3 D) SO2 E) S2O5

25. Un compuesto presenta fórmula empírica CH2O. Si la masa molecular

es 180 uma. Hallar la atomicidad de la fórmula molecular. M.A. (C =

12; H = 1; O = 16).

A) 4 B) 8 C) 12 D) 36 E) 24

1. Calcula la masa atómica del litio sabiendo que está formado por una

mezcla de Li=6 y Li=7. La abundancia del primero es 10%.

A) 6,0 B) 6,5 C) 6,7 D) 6,8 E) 6,9

2. Hallar la masa atómica de un elemento químico que presenta a

isótopos cuyos números de masa son 50 y 52 con abundancias del

60% y 40% respectivamente.

A) 51 B) 52,8 C) 50,8 D) 51,2 E) 50,5

3. Determine masa molecular del Fe2(SO4)3 , PA. (Fe =56, S = 32, O= 16)

A) 50 B) 400 C) 300 D) 200 E) 100

4. Indique cual posee menor masa molecular. m.A (C=12, N=14, H=1)

A) NO2 B) CH4 C) NO D) CO E) CO2

5. Cuál es el peso molecular del CaMg(CO3)2, sabiendo que sus M.A

son: (Ca=40; Mg=24; C=12 ; O= 16)

A) 188 B) 186 C) 180 D) 182 E) 184

6. Si la masa molecular del compuesto H2EO3 es 82 uma, determine la

masa formular, en uma, del compuesto Al2(EO4)3 .12H2O. m.A (uma):

H=1; O=16; Al=27

A) 342 B) 474 C) 526 D) 558 E) 628

7. ¿Cuántos gramos de hierro (Fe = 56) existen en 6 moles de este

metal?

A) 216 g B) 56 g C) 5 600 g D) 560 g E) 140 g

8. ¿Cuántos átomos existen en 0,005 mol de S?

A) 3.1021 B) 2.1023 C) 6.1023 D) 3.1023 E) 9.1021

9. Se tiene 80 gramos de oxigeno ¿Cuántas moles átomo representan?

Dato: (mA: O = 16)

A) 3 B) 2,5 C) 1,5 D) 5 E) 0,5

10. Hallar la masa que existe en 10 mol-g de amoníaco (CH4). Datos: m.A.

(C = 12; H = 1).

A) 10 B) 80 C) 160 D) 320 E) 16

11. Una cantidad de 18,0x1023 átomos de un elemento “A” tiene una masa

de 240g. Halla la masa atómica del elemento “A”.

A) 40 B) 60 C) 80 D) 100 E) 120

12. ¿Cuantas moléculas existen en 72 g de H2O? mA.: (H =1, O = 16)

A) NA B) 2 NA C) 3 NA D) 4 NA E) 5NA

13. ¿Cuántos átomos de nitrógeno estarían contenidos en 5 at - g de este

elemento? NA = 6x1023

A) 5x1023 B) 10x1023 C) 20x1023

D) 30x1023 E) 15x1023

14. Una molécula de C3Hn pesa 7x10–23 gramos. Calcule el valor de n. NA

= 6x1023

A) 5 B) 6 C) 7 D) 8 E) 4

15. La composición centesimal (C.C) del hierro es el Fe2O3. PA.(Fe =56;

O=16)

A) 30% B) 40% C) 50% D) 60% E) 70%

16. La composición centesimal de X en XY2 es 50 %. ¿Cuál es la

composición centesimal de Y en el compuesto XY3?

A) 30% B) 40% C) 50% D) 75% E) 60%

17. Determine la composición centesimal del fosforo en fosfato de calcio:

Ca3(PO4)2 Datos: (PA.: Ca = 40, P = 31; O = 16)

A) 20% B) 40% C) 30% D) 50% E) 10%



18. ¿Cuántos átomos de oxígeno hay en 680 g de sulfato de calcio

(CaSO4)? Masas atómicas (Ca = 40; S = 32; O = 16). NA: número de

Avogadro.

A) 25NA B) 20 NA C) 15 NA D) 10 NA E) 5 NA

19. ¿Cuántos gramos de calcio se encuentran en 952g de CaSO4? P.A.

Ca = 40; S = 32; O = 16

A) 280 B) 320 C) 140 D) 240 E) 260

20. Calcular el número de moles de agua contenidos en 644 g de

Na2SO4.10H2O. Masas atómicas (Na = 23; S = 32; O = 16; H = 1).

A) 30 B) 2 C) 1 D) 20 E) 10

21. Calcule el peso equivalente del hierro (P.A. = 56) en el siguiente

compuesto FeO.

A) 28 B) 38 C) 18,7 D) 32 E) 56

22. ¿Cuántos equivalentes gramos de ácido sulfúrico H2SO4 estarán

contenidos en 98 gramos de este acido?

A) 1 B) 2 C) 3 D) 4 E) 5

23. El peso equivalente del óxido X2O3 es 17. Determinar el peso

equivalente de “X”.

A) 9 B) 12 C) 10 D) 8 E) 11

24. La fórmula mínima de ácido butírico es C2H4O y su masa molecular

es 88. Determine el valor de la atomicidad de la formula molecular:

A) 10 B) 12 C) 13 D) 14 E) 15

25. Al analizar una sustancia, dio como resultado 72 g de carbono y 18 g

de hidrogeno; si su peso molecular es 30.

Determine su fórmula molecular.

A) CH4 B) C2H6 C) C3H8 D) C2H12 E) C3H15

ciclo verano química

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