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Quimica Academia 2023
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CUSCO – PERÚ
TEMA 1.- LA QUÍMICA Pág. 03
EJERCICIOS Pág. 55
QUÍMICA | 3
Es una ciencia que estudia la materia, sus propiedades físicas químicas, los cambios que ocurren y las variaciones de energía
que acompañan a dichos procesos.
Se ha llamado a la química la ciencia central, esto se apoya a los fundamentos matemáticos, físicos y a su vez es el
fundamento de las ciencias de la vida la biología y la medicina. El siguiente grafico muestra la importancia de la química para
el desarrollo de todas las áreas.
Ramas de la química
Química General.- Es la rama que se ocupa del introductorio al estudio de las ciencias Químicas, poniendo hincapié
en el conocimiento de las leyes que rigen los cambios de la materia.
Química Inorgánica.- Es la rama que estudia a todos los elementos químicos y sus compuestos con excepción del
átomo de carbono, sus compuestos y derivados.
Química Orgánica.- Es la rama que estudia al elemento carbono y todos los derivados que produce sus diferentes
reacciones de transformación mediante los compuestos que puede formar mediante los diferentes enlaces con los
diferentes elementos de la naturaleza.
Química Analítica.- Es la rama que estudia los procesos de cambio en la materia por medio de la detección y la
identificación de las sustancias presentes en un compuesto químico. Se divideen:
Química analítica cualitativa.- Es la sub-rama que se encarga de determinar la calidad de las sustancias
presentes en un compuesto.
Química analítica cuantitativa.- Es la sub-rama que determina la cantidad de las sustancias presentes en
un compuesto.
Fisicoquímica.- Es la rama de la química que estudia la estructura de la materia y aplicando las teorías y leyes que
rigen los cambios físicos y químicos que en ella se producen.
Bioquímica.- Es la rama de química que estudia los procesos químicos que ocurren en los organismos vivos.
Petroquímica.- Es aquella rama de la química que en forma de industria explota, refina y produce todos los derivados
del petróleo.
Radioquímica.- Es la rama de la química que estudia las propiedades y las transformaciones de las sustancias
radiactivas.
Neuroquímica.- Parte de la química que estudia los fenómenos de naturaleza bioquímica en el sistema nervioso.
QUÍMICA | 4
Es toda porción de masa que existe en el universo y ocupa un espacio, el agua, el aire, el cuerpo humano, una planta,
cuaderno, etc.
PROPIEDADES DE LA MATERIA
1. GENERALES Y ESPECÍFICAS
Generales.- Son propiedades comunes que toda materia tiene, Al conocer estas propiedades no es posible identificar al
tipo de materia.
Masa.- Es la cantidad de materia contenida en un volumen cualquiera, la masa de un cuerpo es la misma en
cualquier parte de la Tierra, sede termina utilizando una balanza y podemos expresar en gramos, kilogramos, etc
Peso.- Es la influencia de la fuerza de gravedad que ejerce la tierra sobre la masa de cualquier tipo de materia, por
lo que es variable, se determina utilizando un dinamómetro.
Extensión.- Todos los cuerpos ocupan un lugar en el espacio. El lugar que ocupa un cuerpo es su volumen.
Impenetrabilidad.- Como cada cuerpo ocupa un lugar en el espacio, su lugar no puede ser ocupado al mismo
tiempo por otro cuerpo.
Inercia.- Consiste en la tendencia que tienen los cuerpos de continuar en su estado de reposo o movimiento en que
se encuentran si no hay una fuerza que los cambie.
Divisibilidad.- Es la propiedad que tiene cualquier cuerpo de poder dividirse en pedazos más pequeños, hasta llegar
a las moléculas y los átomos.
Porosidad.- Son los espacios intermoleculares que se forman en toda materia pueden presentar poros
macroscópicos, como en la esponja, corcho. Y pueden tener poros microscópicos como los tienen los metales.
Especificas.- Son propiedades que nos permiten identificar al tipo de materia, por ejemplo la densidad es diferente para cada
sustancia. La dureza del diamante es 10 del talco 1, en la escala de MHOS.
Elasticidad.- Propiedad que tienen algunos cuerpos sólidos, que ante una fuerza externa de tracción se deforma
hasta cuando se suspende la acción de la fuerza, volviendo a su estado inicial
Dureza.- Es la resistencia que opone un cuerpo al corte, a la penetración y a serrayado.
Tenacidad.- Es la resistencia que ofrece un cuerpo a romperse o deformarse cuando se le golpea. Ejemplo el acero
es tenaz.
Ductilidad. -Es la propiedad que tienen algunas materias, principalmente los metales, de estirarse para formar hilos.
Maleabilidad.- Consiste en la facilidad que tienen algunas materias para extenderse en láminas. Esta propiedad
generalmente es de los metales.
Compresibilidad.- Esta propiedad es propia de los gases, a mayor presión el gas disminuye su volumen es decir se
comprime.
Viscosidad.-, Se define como la resistencia que ofrecen los líquidos a ser fluidos.
2. INTENSIVAS Y EXTENSIVAS
Intensivas.-son propiedades que dependen de la estructura interna de la materia, no dependen de la cantidad de
materia, ejemplo, densidad, punto de ebullición, punto de fusión, dureza, maleabilidad, tenacidad, etc.
Extensivas.- Son propiedades como el volumen, el peso, masa, el tamaño, etc, dependen de la cantidad de materia.
3. FÍSICAS Y QUÍMICAS
Físicas.-Son propiedades que identifican cualquier tipo de materia sin producir ningún cambio en su estructura
interna, podemos mencionar las propiedades organolépticas (sabor, olor, color), maleabilidad, dureza,
maleabilidad, etc.
Químicas.- son propiedades que identifican cualquier tipo de materia cuando podemos determinar el
comportamiento frente a otras sustancias. Como cuando el hierro entra en contacto con el oxígeno gaseoso se
produce la oxidación, produciendo cambios en su estructura interna, fermentación, corrosión, combustión, etc.
DIVISIÓN DE LA MATERIA
Cuerpo.- Es una parte limitada de materia que tiene masa y forma determinada y ocupa un lugar en el espacio.
Partícula.- Es la parte de la materia que por medios mecánicos podemos observarlesa simple vista.
Molécula.- Son porciones mínimas de materia, se obtienen por métodos físicos como la sublimación, ebullición,
filtración, disolución, etc.
Átomo.- Es la mínima porción de materia, que se obtiene por métodos químico, es decir cuando ocurren reacciones
químicas. El siguiente esquema muestra la división de la materia.
QUÍMICA | 5
CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA
PURAS
HOMOGENEAS HETEROGENEAS
(Símbolo) (Formulas)
C , constituida solo por átomos de carbono HCl ,constituida por átomos de hidrogeno y
átomos de cloro
O3 , constituida solo por átomos de oxigeno H2SO4, constituida por átomos de hidrogeno,
átomos de azufre y átomos de oxigeno
Mezcla. Cuando dos o más sustancias se combinan físicamente en proporciones de masa no definidas, se clasifica como:
Homogénea. Es aquella en la cual las sustancias que integran no se diferencian, a simple vista se observa como una
sola fase. Ejemplo alcohol al 70%, agua oxigenada al 10%, agua potable, aire, etc
Heterogénea. Es aquella en la cual las sustancias que integran se diferencian, a simple vista se observa más de una
fase. Ejemplo arena con limaduras de hierro, arroz en agua, aceite y agua, las rocas, etc.
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Diferencias entre sustancias y mezclas
SUSTANCIA MEZCLA
Sus propiedades son específicas, lo que permite Cada uno de sus componentes conservan sus
identificarlos. propiedades
Los componentes se hallan en proporciones definidas Los componentes varían considerablemente, sus proporc
de masa. en masa no son definidas.
Su formación origina cambios de energía Su formación no origina cambios de energía
Sus componentes pueden ser separados por métodos Sus componentes pueden ser separados por métodos
químicos(sustancias compuestas) físicos.
Son sistemas muy homogéneos Son sistemas homogéneos y heterogéneos
FENOMENOS O CAMBIO FÍSICOS. Cuando la materia no sufre cambios en su estructura interna. Ejemplos los cambios de estado de
la materia (solidificación, evaporación, sublimación, licuación, fusión). Las sustancias son las mismas antes y después de la
transformación. Estos cambios son reversibles.
FENÓMENOS O CAMBIO QUÍMICO. Cuando la materia sufre cambios en su estructura interna. Estos cambios son irreversibles, las
sustancias que intervienen al inicio se transforma en otras por ejemplo, la oxidación del hierro, la combustión del papel, la
fermentación, la fotosíntesis, etc.
ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA
Sólido. Forma y volumen definidos, porque las partículas que lo componen están muy juntas y en posiciones más o menos fijas,
con fuerzas de atracción muy intensas por lo que las partículas solo realiza pequeñas vibraciones. Los sólidos son cristalinos
posee redes cristalinas y amorfos cuando no tienen redes cristalinas. Son difícilmente compresibles.
Líquido. Volumen definido, forma adopta del recipiente que lo contiene, las fuerzas entre las partículas son más débiles por lo
que las partículas tienen cierta libertad de rotación, traslación y además vibran, pueden deslizarse unas sobre otras y fluyen con
facilidad, son difícilmente compresibles
Gaseoso. Ni volumen ni forma definidas, las fuerzas de atracción son prácticamente nulas por lo que las partículas adquieran
una movilidad total de vibración, rotación y traslación, siendo la distancia entre ellas mucho mayor que las que tienen el
estado sólido y líquido. Se pueden comprimir al aumentar la presión y se pueden expandir al disminuir la presión. Las partículas
tienen alta energía cinética.
Estado plasma. Es un estado similar al gaseoso, que se presenta cuando la materia se somete a temperaturas muy elevadas
y se ionizan a expensas de los choques de los átomos o de las moléculas que se mueven con rapidez, Cuando existe una
tormenta eléctrica está presente el estado plasma, también está presente en el sol, las estrellas, las galaxias.
Fusión. Es el cambio de estado sólido al estado líquido. Las partículas adquieren mayor energía cinética y se mueven y se
mueven más rápido, rompiendo los enlaces que las unen pasando al estado líquido.
Vaporización. Es el cambio del estado líquido al estado gaseoso. Las moléculas del líquido al ser calentadas adquieren mayor
energía y se mueven totalmente libres, características del estado gaseoso. Ejemplo cuando el agua hierve.
Sublimación. Es el cambio del estado sólido al estado gaseoso sin pasar por el estado líquido. Ejemplo la naftalina, yodo solido
el hielo seco (CO 2), etc.
Estos cambios de estado se producen por absorción de energía, ganancia de energía, aumento de temperatura,
calentamiento y se denominan procesos endotérmicos.
Solidificación. Fenómeno inverso a la fusión. Las partículas pierden energía, tienen un movimiento lento estableciéndose
enlaces entre ellas resultando un estado más rígido. Cuando el sólido formado es un cristal, el proceso se llama cristalizaci ón.
Licuación o licuefacción. Es la conversión del estado gaseoso al estado líquido al perder energía. Las moléculas del gas al ser
enfriadas pierden energía cinética, acercándose entre ellas y formando enlaces. Se puede usar el término condensación,
cuando el vapor se convierte en líquido.
El GAS como VAPOR se refiere a sustancias en estado gaseoso, es decir el estado de agregación en que la materia no tiene
forma ni volumen propio. La diferencia está en que un vapor puede convertirse en un líquido aumentando suficientemente la
presión, mientras que un gas no puede convertirse en un líquido a presión alguna si además no se lo enfría. Todas las sustancias
tienen una temperatura crítica que marca la transición entre ambos estados.
Sublimación inversa.- Proceso inversa a la sublimación directa, es el paso del estado gaseoso al estado sólido por enfriamiento,
sin pasar por el estado líquido.
Estos tres últimos cambios de estado ocurren por pérdida de energía, liberación de energía, disminución de temperatura,
enfriamiento y se denominan procesos exotérmicos.
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MODELOS ATÓMICOS
Modelo atómico de John Dalton
Fue el primer modelo atómico con bases científicas, en 1803John Dalton, quien imaginaba a los átomos como diminutas
esferas; este modelo atómico tiene como postulados:
La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir.
Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propio peso y cualidades propias. Los átomos de los
diferentes elementos tienen pesos diferentes.
Los átomos permanecen sin división, aun cuando se combinen en las reacciones químicas.
Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples.
Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto.
Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos distintos.
Descubrimiento del electrón. Es la primera partícula subatómica que se detecta. El físico J. J. Thomson realizó experiencias en
tubos de descarga de gases. Observó que se emitían unos rayos desde el polo negativo hacia el positivo, los llamó rayos
catódicos. Al estudiar las partículas que formaban estos rayos observó que eran las mismas siempre, cualquiera que fuese el
gas del interior del tubo. Por tanto, en el interior de todos los átomos existían una o más partículas con carga negativa llamadas
electrones.
Descubrimiento del protón. El físico alemán E. Goldstein realizó algunos experimentos con un tubo de rayos catódicos con el
cátodo perforado. Observó unos rayos que atravesaban al cátodo en sentido contrario a los rayos catódicos. Recibieron el
nombre de rayos canales. El estudio de estos rayos determinó que estaban formados por partículas de carga positiva y que
tenían una masa distinta según cual fuera el gas que estaba encerrado en el tubo. Al experimentar con hidrógeno se consiguió
aislar la partícula elemental positiva o protón, cuya carga es la misma que la del electrón, pero positiva y su masa es 1837
veces mayor. A finales del siglo XIX y principios del XX, una serie de experimentos permitieron identificar las partículas
responsables de la carga negativa (el electrón) y de la carga positiva (el protón). Estos experimentos proporcionaron los datos
siguientes sobre la estructura de la materia:
El átomo contiene partículas materiales subatómicas.
Los electrones tienen carga eléctrica negativa y masa. Cada electrón posee una carga eléctricaelemental.
Los protones tienen carga eléctrica positiva y mayor masa.
Como el átomo es eléctricamente neutro, hay que suponer que el número de cargas eléctricas negativas
(electrones) es igual al número de cargas positivas (protones).
Modelo atómico de Thomson
Thomson propuso un modelo de átomo formado por unas partículas con carga eléctrica negativa (electrones), inmerso en un
fluido de carga eléctrica positiva (parecido a un budín con pasas) que daba como resultado un átomo eléctricamente neutro.
El número de cargas negativas era el adecuado para neutralizar la carga positiva. En el caso de que el átomo perdiera un
electrón, la estructura quedaría positiva; y si ganaba, la carga final sería negativa. De esta forma, explicaba la formación de
iones.
Supone que la materia está prácticamente hueca, pues la mayor parte de las partículas alfa la atraviesan sin
desviarse.
Deduce que las partículas alfa rebotan debido a las repulsiones electrostáticas que sufren al pasar cerca de las
cargas positivas. Ya que esto ocurre muy raramente, es preciso que dichas cargas ocupen un espacio muy pequeño
en el interior del átomo, al cual denomina núcleo; éste constituye la parte positiva del átomo y contiene casi toda
su masa.
Postula la existencia de partículas neutras en el núcleo para evitar la inestabilidad por repulsión entre los protones. En
1911, Rutherford introduce el modelo planetario, el átomo se divide en: Un núcleo central, que contiene los
protones y neutrones (y por tanto allí se concentra toda la carga positiva y casi toda la masa del átomo); y
Una corteza, formada por los electrones, que giran alrededor del núcleo en órbitas circulares. Los experimentos de
Rutherford demostraron que el núcleo es muy pequeño comparado con el tamaño de todo el átomo.
Descubrimiento del neutrón.
Estas partículas se descubrieron en 1932 por el físico J. Chadwick. Al no tener carga eléctrica recibieron el nombre de
neutrones. El hecho de no tener carga eléctrica hizo muy difícil su descubrimiento. Los neutrones son partículas sin carga y
de masa algo mayor que la masa de un protón
Modelo atómico de Bohr
El átomo consta de un núcleo (protones y neutrones) en el que está localizada la carga positiva y casi toda su masa,
mientras que los electrones describen órbitas circulares alrededor del núcleo.
Cada órbita permitida tiene un (n) la más cercana al núcleo n = 1, la segunda n = 2, y así sucesivamente hasta 7, se
considera (n) como el número cuántico principal. El número máximo de electrones que caben en una órbita es (2
n2). Como cada órbita tiene una determinada energía, también se suele decir que en el átomo hay una serie de
capas o niveles de energía (K, L, M, N, O, P, Q ,).
La teoría de Bhor del átomo de hidrogeno permite explicar el espectro de líneas del átomo de hidrogeno. Espectro
de absorción (cuando el electrón se mueve de un nivel de energía más bajo hacia un nivel de energía más alto),
existiendo absorción de energía. El espectro de emisión (cuando el electrón se mueve de un nivel de energía más
alto hacia un nivel de energía más bajo), existiendo emisión de energía.
Modelo de Sommerfeld. Introdujo otro número cuántico l, número cuántico secundario o azimutal que puede tomar todos los
valores enteros comprendidos entre (0 y (n-1)). Zeeman, introdujo otro número cuántico, m , número cuántico magnético,
que indica las posibles orientaciones espaciales y que toma los valores enteros comprendidos entre - l y + l incluido el 0. Con
posterioridad Zeeman explica el (efecto Zeeman anómalo) y lo explicó considerando que el electrón en su órbita también
puede girar sobre sí mismo y crear un campo magnético que puede interaccionar con el campo exterior y fue necesario
introducir otro número cuántico, s , número cuántico de spín, que puede tomar los valores + 1/2 y - 1/2.
Modelo atómico de Schrödinger: El físico E. Schrödinger estableció el modelo mecano-cuántico del átomo, ya que el modelo
de Bohr suponía que los electrones se encontraban en órbitas concretas a distancias definidas del núcleo; mientras que, el
nuevo modelo establece que los electrones se encuentran alrededor del núcleo ocupando posiciones más o menos
probables, pero su posición no se puede predecir con exactitud.
Modelo actual bases de la mecánica cuántica. Función de onda. Orbital. El modelo de la mecánica cuántica se basa en 3
principios:
Hipótesis de De Broglie “La materia también presenta dualidad onda - corpúsculo”, de forma que toda partícula en
movimiento lleva asociada una onda, cuya longitud de onda viene dada por laexpresión:
Siendo H un operador matemático y donde E es la energía total del electrón, V es la energía potencial y Ψ (psi) es la función
de onda del electrón, que no tiene un significado físico concreto, no indica ni la posición ni la velocidad del electrón, tan sólo
está relacionada con la amplitud de la onda; Sin embargo, Ψ 2 indica la probabilidad de encontrar el electrón en una
determinada región, (zonas de gran densidad electrónica llamadas orbitales)
Números cuánticos.
n, número cuántico principal: indica los niveles de energía, el volumen, el tamaño del orbital. A mayor n mayor volumen.
Puede tomar los valores enteros del uno al infinito ( n = 1 , 2 , 3 , ......... ∞ .)
l , número cuántico secundario, orbital o azimutal: Indica subnivel de energía, la forma, el tipo de orbital. Puede tomar los
valores enteros desde 0 hasta ( n - 1 ). l = 0 , 1 , 2 , ( n - 1 ) . Cada número (l) corresponde a un subnivel de energía para los
orbitales de un átomo, dichos subniveles son: s sharp (nítido), p (principal), d (difuso), y f (fundamental). Para cada subnivel de
energía los orbitales se muestra a continuación.
m , número cuántico magnético : indica la orientación espacial del orbital. Puede tomar los valores enteros comprendidos
entre - l y + l, incluido el cero.
s o ms, número cuántico de spín : representa las posibles orientaciones, sentido de giro, del electrón respecto a su propio eje .
Sólo puede tomar valores de + 1/2 y - 1/2.
Ejemplo. Hallar los números cuánticos del último electrón para 2S2
n 2
l 0
m (l) 0
s -1/2
n 3
l 1
m (l) +1
s +1/2
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Protón
1.6725x10-24 1+ Núcleo p+
Neutrón nº
1.6749x10-24 0 Núcleo
Electrón e−
9.109x10-28 1- Nube electrónica
Representación de un átomo
Numero atómico (Z). Es el número de protones, numero de masa (A). Es la suma del número de protones y neutrones(N) que
contiene un átomo.
A= Z + nº
Núcleo Elemento Nucleones Protones Electrones Neutrones
atómico
Químico (z) nº = A - Z
1
H Hidrógeno 1 1 1 0
1
12
6 C Carbono 12 6 6 6
55
26 Fe Hierro 55 26 26 29
ISOTOPOS. Son átomos de un mismo elemento. Tienen igual número atómico y diferente número de masa.
12 14
6 C 13
6C 6 C
ISOBAROS son átomos de elementos distintos, tienen diferente número atómico e igual número de masa.
40 40
18 Ar 20 Ca
ISOTONOS. Son átomos de elementos distintos que poseen igual número de neutrones (nº = A-Z).
11 12
5 B 6 C
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Diagrama de Moeller
Según el principio de Aufbau, la configuración electrónica de un átomo se expresa mediante la secuencia siguiente:
Principio de 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2
Aufbau 5f14 6d10 7p6
Anteriormente los niveles de energía se consideraban como capas electrónicas
Niveles de energía 1 2 3 4 5 6 7
Capas de electrónicas K L M N O P Q
Regla de Hund
Los orbitales con igual nivel de energía (se refiere a orbitales con el mismo número cuántico n y el mismo número cuántico
l) , se llenan progresivamente de manera que siempre exista un mayor número de electrones desapareados.
Los elementos como el cromo, cobre, Molibdeno, plata, oro, rutenio, son algunas de las excepciones en la configuración
electrónica.
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24 Cr 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 , notación simplificada [Ar] 4s1 3d5
63
Cu
29 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10 notación simplificada [Ar] 4s1 3d10
107
47 Ag 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d9 ,
A
Catión Z E+q y Anión
A
Z E-q
20Ca 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 20 Ca2+ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
28Ni 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8 28 Ni2+ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d8
15 P 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 15 P3- 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
17Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 17 Cl1- 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
ISOELECTRONICOS: Son especies químicas que presentan igual número de electrones y la misma configuración electrónica.
Especie 24
química
23
11 Na +1 12 Mg +2 27
13 Al +3 19
9 F -1 16
8 O- 2 14
7 N -3
Z 11 12 13 9 8 7
Moseley encontró que “Las propiedades físicas y químicas de los elementos son funciones de las configuraciones electrónicas
de sus átomos, las cuales varían periódicamente al aumentar el número atómico”
Periodos y grupos.
Periodos. Los periodos o filas son las líneas horizontales están identificados con números que van del 1 al 7, están ordenados
en orden creciente de sus números atómicos.
En el periodo 6, de los 32 elementos 14 se encuentran fuera de la tabla constituyendo la serie de los lantánidos, denominados
así porque sus números atómicos continua a la del Lantano. En el periodo 7, también catorce de sus elementos constituyen la
serie de los actínidos.
Grupos. Las columnas verticales son llamadas grupos o familias cuyas propiedades son similares entre sí. Se denomina como
elementos del subgrupo (A) o elementos representativos y elementos del subgrupo (B) o elementos de transición. Hay un total
de 18 grupos, divididos en dos subgrupos A y B. El subgrupo(A) contiene 8 grupos y el subgrupo B 8 grupos, donde, el grupo
VIII B contiene 3 columnas.
Cada familia se identifica con un número (cardinal o romano) y una letra mayúscula, situados en la parte superior de la
columna. El número en cada grupo, indica el número de electrones de valencia ubicados en el último nivel de energía, por
ejemplo los elementos del grupo IA (Li, Na, K, Rb, Cs y Fr) metales alcalinos tienen un solo electrón de valencia, los elementos
del grupo IIA (Be, Mg, Ca, Sr, Ba y Ra) metales alcalino térreos tienen 2 electrones de valencia, etc. Los elementos IIIA se llaman
boranos, IVA son los carbonoideos, VA nitrogenoides,VIA calcogenos , VIIA Halógenos y el VIII se llaman gases nobles o(raros).
Bloques s, p, d y f. En la tabla periódica se forman 4 bloques, el bloque s (familia IA y IIA), tienen 1 y 2 electrones
respectivamente en el subnivel s, elementos del bloque P (de IIIA-VIIIA), de 1 a 6 electrones en el subnivel P más externo, el
bloque d (los elementos del subgrupo B), tienen 1-10 electrones en el subnivel d y el bloque f( serie de lantánidos y actínidos),
tienen 1-14 electrones en el subnivel f. En la siguiente tabla se diferencia de mejor manera los diferentes bloques.
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Los elementos se dividen en tres categorías: metales, no metales y metaloides. Los elementos que se encuentran por encima
y por debajo de la línea quebrada constituyen los semimetales (B,Si,Ge,As,Sb,Te,Po y At). En la siguiente figura, se observa la
clasificación de los elementos químicos en estas categorías.
Los elementos pueden clasificarse, en gases nobles, elementos representativos, elementos de transición y elementos de
transición interna.
Gases nobles. Pertenecen al grupo (VIII A), con la configuración electrónica ns2np6, a excepción del helio, su ultimo electrón
o diferenciador ingresa en el orbital p.
Elementos representativos, se encuentran en el subgrupo(A) incluyen metales y no metales, su configuración electrónica varía
desde ns1 al ns2np5, se encuentran en los bloques s y p .
Elementos de transición, son los elementos del subgrupo (B), el electrón diferenciador ingresa en el orbital d, (n-1) d, del
penúltimo nivel, todos son metales.
Elementos de transición interna, se ubican entre los grupos IIIB y IVB, conformando la serie de los lantánidos y actínidos, su
electrón diferenciador ingresa en el subnivel f del antepenúltimo nivel. Su posición en la tabla se define (n-2) f.
Electronegatividad. Es la propiedad de un elemento que mide la tendencia relativa del átomo a atraer los electrones hacia
sus alrededores cuando se combinan con otro átomo. La electronegatividad del flúor es 4, se considera la más alta. Para los
elementos representativos, los valores de las electronegatividades aumentan de izquierda hacia la derecha a lo largo de los
periodos y de abajo hacia arriba dentro de los grupos. Ver el siguiente gráfico.
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Lewis, para comprender el proceso de unión entre átomos para formar enlaces, postuló la regla del octeto, la cual afirma que
los átomos tienden a perder, ganar o compartir electrones, para llegar a estabilizarse energéticamente y adquirir ocho
electrones en su nivel externo, es decir llegar a la configuración electrónica de los gases nobles, no incluye al helio.
Los metales tienden a perder sus electrones de valencia formando los iones positivos llamados cationes. Los no metales tienden
a ganar electrones formando iones negativos o aniones.
Para representar en forma simbólica los electrones de la capa externa de un átomo, se utilizan puntos o pequeñas cruces. A
las representaciones de Lewis, se escribe el símbolo del elemento y alrededor de él se coloca el número de puntos
correspondiente a los electrones de valencia. Las fórmulas de Lewis son particularmente útiles para ilustrar a los elementos de
las familias representativas.
Modelo de puntos de Lewis para el segundo periodo de la tabla periódica
Grupo IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIA
elemento Li Be B C N O F Ne
Electrones de valencia 1 2 3 4 5 6 7 8
La representación gráfica se muestra a continuación:
El sodio transfiere su único electrón al cloro y ambos elementos adquieren la configuración de gas noble. El sodio formara el
catión al perder electrón y el cloro es el anión al ganar un electrón.
Características de compuestos con enlace iónico
La atracción éntrelos iones se realiza en todas las direcciones, por lo que no se forman moléculas sino inmensas redes
cristalinas.
Son sólidos a temperatura ambiente, ninguno es líquido no gas.
La fuerte atracción que existe entre los iones es responsable de los elevados puntos de fusión
Los puntos de ebullición son también muy elevados.
Los compuestos iónicos al estado líquido fundido y sus soluciones conducen la corriente eléctrica, porque se disocian
en iones individuales.
Enlace covalente. Se forma cuando 2 átomos comparten uno o más pares de electrones, se forman entre no metales. Cada
átomo comparte electrones en la capa de valencia para completar el octeto. Se forma un enlace covalente simple cuando
solo comparten un par de electrones, enlace covalente doble cuando comparten 2 pares de electrones y un enlace covalente
triple cuando comparten 3 pares de electrones.
Enlace covalente
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Enlace covalente coordinado. Llamado también enlace covalente DATIVO, en este tipo de enlace solo uno de los átomos es
el que aporta el par de electrones que ambos átomos compartirán. Ejemplo.
Enlace covalente polar. Se forman con átomos de diferente electronegatividad, el átomo más electronegativo ejerce la
atracción del electrón del átomo menos electronegativo creándose en sus alrededores una carga parcial negativa ( y al
otro extremo una carga parcial positiva.
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El enlace covalente apolar. Se forma con átomos de igual electronegatividad (H2, Cl2, O2 , etc).
Características de compuestos con enlace covalente
Son gases, líquidos o sólidos con bajos puntos de fusión yebullición (menores 300°C).
La mayoría son insolubles en disolventes polares (H2O).
La mayoría son solubles en disolventes no polares, tales como hexano.
Los compuestos líquidos y fundidos no conducen la electricidad porque la mayoría no contiene partículas cargadas.
Las moléculas covalentes no polares son blandos, puntos de fusión extremadamente bajos o moderados, subliman
en algunos casos y son solubles en disolventes no polares ejemplos: He, Ar, H2, CO2, CCl4, I2.
Las moléculas polares tienen puntos de fusión bajos a moderados, solubles en algunos disolventes polares y no polares
ejemplo CHCl3 (Cloroformo), HCl.
Los sólidos covalentes macromoleculares, tienen altos puntos de fusión y Los compuestos covalentes que tienen
fuerza de atracción entre ellos mismos muy débiles, tienen bajos puntos de fusión y ebullición, son volátiles y presentan
olor. ebullición, son duros, malos conductores de la electricidad y en general insolubles en solventes polares.
Octeto expandido. Algunos átomos de los elementos del tercer periodo forman algunos compuestos en los que hay más de
ocho electrones alrededor del átomo central. Ejemplo:
SF6; PF5; SeF6.
SF6
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Valencia. Es la capacidad de combinación de un elemento. Se representa mediante un número sin signo, denominado
número de valencia.
Estado de oxidación. (Número de oxidación), es la carga de un átomo. En un compuesto iónico las cargas se forman por la
perdida y ganancia de electrones. En compuestos con enlace covalente, al elemento más electronegativo se le asigna un
numero de oxidación negativo y al elemento menos electronegativo se le asigna número de oxidación positivo.
Las reglas para asignar los números de oxidación:
1. El número de oxidación de cualquier elemento libre no combinado (Fe, S, N, C, etc.) es cero, esto incluye elementos
como H2, O2, O 3, P4, S8, N2, Cl2,etc.
2. Para un compuesto iónico o covalente la suma de los números de oxidación de todos los átomos es cero
3. El oxígeno tiene como número de oxidación(-2), en todos sus compuestos con excepción en los peróxidos(-1) y
superoxidos(-1/2), cuando forma el compuesto (OF2), el número de oxidación es (+2)
4. El hidrogeno tiene como número de oxidación (+1) en la mayoría de sus compuestos, cuando se combina con los
metales, su número de oxidación es (-1).
5. Para un ion poli atómico, la suma de números de oxidación de todos los átomos es igual a la carga de los iones.
Funciones binarias
1. Óxidos. Son compuestos binarios que se forman al combinarse el oxígeno con un metal y no metal.
Metal + O2 oxido
No Metal + O2 oxido
La fórmula se escribe intercambiando los números de oxidación entre el metal (M) q+ y el oxígeno, o entre un no metal (NM)q+ y
el oxígeno colocando subíndices con números arábigos.(q- y q+)son cargas del metal y no metal respectivamente)
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Nomenclatura. Se antepone la palabra oxido seguida de la preposición “de” y a continuación se nombra al metal o del no
metal indicando su número de oxidación en números romanos entre paréntesis cuando tiene más de un numero de oxidación.
Si tiene un solo número de oxidación la nomenclatura será como sigue:
Fórmula Nomenclatura Base/ácido
Casos especiales. El Mn, Cr y el V forman óxidos ácidos y óxidos básicos con los siguientes números de oxidación:
2. Peróxidos y superoxidos
Los peróxidos y súper óxidos constituyen estados de fuerte oxidación que se producen solo con algunos elementos de los
grupos de los metales IA (Alcalinos) y IIA (alcalinos térreos) también se conocen peróxidos de Zn, Cd y Hg, se caracterizan
por presentar en su estructura los grupos funcionales:
Nomenclatura. Se inicia la lectura con la palabra peróxido o superoxido, seguida de la preposición “de” y a continuación el
nombre del metal.
Fórmula nomenclatura
H1+ (O 2)2- H2O2 Peróxido de hidrogeno
Li1+ (O2)2- Li2O2 Peróxido de litio
Na1+ (O 2 )2- Na2O2 Peróxido de sodio
Ca2+ (O2)2- CaO2 Peróxido de calcio
Mg2+(O 2)2- MgO2 Peróxido de magnesio
Li1+ (O2)1- LiO2 Superoxido de litio
Rb1+ (O 2)1- RbO Superoxido de rubidio
Ca2+ (O2)1- CaO4 Superoxido de calcio
Sr2+ (O 2 )1- SrO4 Superoxido de estroncio
3. Hidruros. Son compuestos binarios que se obtienen cuando un metal (M)q+ y un no metal(NM)q- se combina con el
hidrogeno.( q+ y q- ) son cargas del metal y no metal respectivamente)
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Nomenclatura. Se inicia con la palabra hidruro, seguida de la preposición “de” y a continuación el nombre del metal.
Hidruro metálico Fórmula nombre
Na1+ H1- NaH Hidruro de sodio
VA NH3 Amoniaco(azano)
PH3 Fosfina(fosfano)
AsH3 Arsina(arsano)
SbH 3 Estibina (estibano)
VIA H2O Agua
H2S ( g) Sulfuro de hidrogeno *Ácido sulfhídrico
H2Se (g) Seleniuro de Ácido selenhidrico
H2 Te (g) hidrogeno Ácido telenhidrico
Teleruro de hidrogeno
VIIA HF (g) Fluoruro de hidrogeno Ácido fluorhídrico
HCl (g) Cloruro de hidrogeno Ácido clorhídrico
HBr (g) Bromuro de hidrogeno Ácido bromhídrico
HI (g) Yoduro de hidrogeno Ácido yodhídrico
Los elementos del grupo VIA y VIIA en solución acuosa se llaman como ácidos (*)
4. Sales binarias. Se forman con metales (M) y no metales (NM)(no incluye hidrogeno ni oxigeno), q + y q-, son cargas
del metal y no metal
Nomenclatura.se inicia con el nombre del no metal y se dará la terminación “URO”, seguida del nombre del metal.
Fórmula nombre
Na1+ Cl1- NaCl Cloruro de sodio
Nomenclatura. Se inicia con la palabra hidróxido seguido del nombre del metal.
Mq+ (OH)1- Fórmula nomenclatura
Na1+(OH)1- NaOH Hidróxido de sodio
Ca2+(OH)1- Ca(OH)2 Hidróxido de calcio
Ni2+ (OH)1- Ni(OH)2 Hidróxido de níquel (II)
Ni3+ (OH)1- Ni(OH)3 Hidróxido de níquel (III)
Co2+(OH)1- Co(OH)2 Hidróxido de cobalto(II)
Co3+(OH)1- Co(OH)3 Hidróxido de cobalto(III)
2. oxácidos
Los oxácidos resultan de la reacción de un OXIDO ACIDO con agua.
Todos los ácidos tienen la propiedad de perder hidrogeniones formando los radicales respectivos. Para nombrar estos radicales
se cambia la terminación de OSO por ITO e ICO por ATO.
Total Numero de Fórmula nomenclatura radical nomenclatura
números de oxidación
oxidación
2 3+ HNO2 Ácido nitroso (NO2)1- nitrito
5+ HNO3 Ácido nítrico (NO3)1- nitrato
2+ H2SO2 Ácido hipo sulfuroso (SO2)2- hiposulfito
(ácido sulfoxilico)
3 4+ H2SO3 Ácido sulfuroso (SO3 )2- sulfito
(HSO3 )1- Hidrogeno sulfito
6+ H2SO4 Ácido sulfúrico (SO4 ) sulfato
(HSO4 )1- Hidrogeno sulfato
Cl1+ HClO Ácido hipocloroso (ClO )1- hipoclorito
4 Cl3+ HClO2 Ácido cloroso (ClO2 )1- clorito
Cl5+ HClO3 Ácido clorico (ClO3 )1- clorato
Cl7+ HClO4 Ácido perclorico (ClO4 )1- perclorato
Casos especiales.
3. Oxácidos poli hidratados
Número de oxidación impar
PREFIJO NUMERO DE OXIDACION IMPAR
(B, P, As, Sb)
META 1 De óxido ácido + 1 de agua
PIRO 1 De óxido ácido + 2 de agua
ORTO 1 De óxido ácido + 3 de agua
Los óxidos ácidos del fosforo, arsénico, antimonio y boro forman este tipo de ácidos.
P2O3 + H2O 2 HPO2 Ácido meta fosforoso
P 2 O 3 + 2 H 2O H4P2O5 Ácido piro fosforoso
P 2 O 3 + 3 H 2O 2 H3PO3 Ácido orto fosforoso
P2O5 + H2O 2 HPO3 Ácido meta fosfórico
P 2 O 5 + 2 H 2O H4P2O7 Ácido pirofosfórico
P 2 O 5 + 3 H 2O 2 H3PO4 Ácido orto fosfórico
(BO3 ) 3- borato
H3BO3 Ácido bórico
(HBO )2- Hidrogeno borato
H2BO1- Di hidrogeno borato
5. Oxisales
Resultan de la reacción de un oxácido con un hidróxido para formar una oxisal (sal neutra) correspondiente y agua.
Se nombran primero el radical del ácido seguido de la preposición “de” luego el nombre del metal indicando sus números
de oxidación entre paréntesis si tiene más de un número de oxidación
Otros ejemplos.
Función cuaternaria
1. Oxisales acidas: son aquellas que contienen uno o más hidrogeniones remplazables hidrógenos en su estructura. Ejemplo.
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Nomenclatura.
Se nombran al inicio la palabra hidrogeno y se continúa con el nombre del radical ácido y por último el nombre del metal.
Nomenclatura. Se inicia con la palabra hidroxilo luego se nombra el nombre del radical ácido y por último el nombre del
metal.
LiFe(SiO3)2 Meta silicato de hierro(III) y litio Ag 2Ni (CO4) Orto carbonato de níquel (II) y di
plata
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La masa atómica es un valor relativo, puesto que los pesos atómicos de los elementos tienen valores muy pequeños del orden
de 1X10-24gramos. Miles de experimentos sobre la composición de compuestos han dado como resultado una escala de
pesos atómicos relativos, que se basa en la unidad de masa atómica (uma), la cual se define exactamente como la doceava
parte (1/12) de la masa de un isotopo de carbono específicamente del carbono -12. En esta escala el peso atómico del
hidrogeno (H) es 1.0097uma, de (Na) es de 22.989768 uma, y del (Mg) 24.5050 uma.
Unidad de masa atómica (1uma )=1.66x10-24 gramos
Por ejemplo en la tabla periódica, el sodio tiene un peso atómico de 23.989 uma su equivalencia en gramos seria
23.989 um𝑎 𝑋 1.66 𝑋10 −24𝑔
1 um𝑎 = 39.821𝑋10−24𝑔
La masa de una molécula es la suma de las masas atómicas de los átomos que la constituyen. La masa molecular (M) se
denomina también peso molecular y para calcularla debemos conocer la fórmula de la molécula. Por ejemplo la masa
molecular de la molécula del agua (H2O) es 18 uma
Un mol es la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas, electrones, etc…) como
átomos hay en 12 g del isótopo 12 del carbono, es decir,
6,022 X 10 -23 entidades, llamada número de Avogadro (NA)
NA = 6.022 X 1023
Hipótesis de Avogadro. “un mol de gas acondiciones normales de presión ( 1atm y una temperatura de 273 0K ) ocupa un
volumen de 22.4litrosy contiene 6.022 X 1023 moléculas”, Este volumen se llama volumen molar estándar.
COMPOSICION CENTESIMAL. La composición centesimal de un compuesto indica qué porcentaje de la masa molecular
corresponde a cada elemento. Es decir, en 100 gramos de compuesto, qué cantidad en gramos corresponde a cada
elemento. Para hallar la composición porcentual o centesimal se debe hacer los siguientes pasos:
Determinar las masas molar del compuesto
Dividir la masa de cada elemento de la fórmula entre la masa molar y multiplicar cada fracción decimal obtenido
por 100. Según la ecuación:
Fórmula empírica (FE). Indica la proporción en la que se combinan los átomos que forman la molécula, esto es posible si se
conoce la composición porcentual cada elemento en el compuesto. Se obtiene de datos experimentales. El procedimiento
es el siguiente:
Determinar el número de moles para cada átono según el porcentaje o según el peso de loselementos.
Si el número de moles resulta un número decimal, se debe dividir entre el número de moles menor de todo ellos.
Si en el paso anterior existiera algún valor decimal, multiplicar por el número entero más sencillo para convertirlo en
entero, También multiplicar los demás valores.
Por ejemplo. Un compuesto tiene la siguiente composición 40.92% de carbono (C), 4.58% de hidrógeno (H) y 54.50% de
oxígeno (O) en masa. Determine su fórmula empírica.
1 𝐶
(𝐶)=40.92𝑔𝐶𝑥 = 3.407 C = 3.407/3.406 =1 C =1X3=3
12.01 𝑔 𝐶
1 𝐻
(𝐻)=4.58𝑔𝐻𝑥 = 4.54 H = 4.54/3.406 =1.33 H = 1X 1.33 = 4
1.008𝑔𝐻
1 𝑂
(𝑂)=54.50𝑔𝑂𝑥 = 3.406
16.0𝑔𝑂 O =3.406(3.406 = 1 O = 1X 3 = 3
La fórmula empírica : C3 H4 O3
Fórmula molecular (FM). Indica la composición atómica real de una molécula, que se determina conociendo la fórmula
empírica.
FM = n FE
Ejemplo: La fórmula empírica de la glucosa es CH2O, y su masa molecular es 180. Determinar su fórmula molecular. Masas
atómicas C=12, H=1, O = 16
Fórmula empírica (1), Fórmula Molecular (2) y varias fórmulas desarrolladas de la molécula de Benceno;
ngu
pi deslocalizado; 8=Anillo bencénico
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Proceso en el que cambia la naturaleza de una o varias sustancias (reactivos), transformándose en otras nuevas (productos),
esto supone un reordenamiento de los átomos, mediante la ruptura de los enlaces y la formación de otros nuevos.
Una reacción química se representa mediante una ecuación química.
ECUACIÓN QUÍMICA
Toda ecuación química debe cumplir con la ley de la conservación de la materia, es decir que las cantidades de las sustancias
reactantes son igual al de los productos de la reacción.
Reactivos Productos
En una ecuación balanceada, las fórmulas de los reactivos (las sustancias que se combinan en la reacción) se escriben a
la izquierda de la flecha y las fórmulas de los productos (las sustancias que se forman) se escriben a la derecha de la flech a.
También se puede indicar el estado físico de reactivos y productos. El símbolo (s) indica un sólido, (g) un gas y (l) un líquido.
Una sustancia disuelta en agua constituye una solución acuosa de esa sustancia y se indica como (ac). Las cantidades
relativas de reactivos y productos se muestran colocando números llamados coeficientes, antes de las fórmulas.
TIPOS DE REACCIONES
1.- POR EL AGRUPAMIENTO ATOMICO
4Fe + 3O 2 2Fe2O3
Reacción de descomposición
Las reacciones de descomposición son la inversa de la reacciones de combinación: una separación de los reactivos
en dos o más productos
Reacciones de desplazamiento
Las reacciones de desplazamiento (o sustitución) tiene el mismo número de reactivos y de productos. Ocurren
cuando un átomo (o ion) en un compuesto es desplazado por otro átomo (o ion). Las reacciones de desplazamiento
pueden ser de desplazamiento simple o reacciones de doble desplazamiento (metátesis).
X + YZ XZ + Y (simple)
WX + YZ WZ + YX (doble; metátesis)
Reacción de desplazamiento simple .Las reacciones de desplazamiento simple son reacciones de oxidación-
reducción
Reacción de doble desplazamiento o metátesis. Las reacciones de doble desplazamiento (o metátesis) incluyen
reacciones de precipitación y ácido-base.
Las reacciones de precipitación y ácido-base son los ejemplos más importantes de reacciones de metátesis. Porque
ninguno de los átomos cambia su número de oxidación.
Reacciones endotérmicas
En las reacciones químicas endotérmicas se absorbe calor, el ∆𝐻 es positivo y significa que la energía de los productos
es mayor que la energía de los reactivos, por ejemplo en la fotosíntesis.
Reacción exotérmicas
En las reacciones químicas exotérmicas se desprende calor, el ∆𝐻 es negativo y significa que la energía de los
productos es menor que la energía de los reactivos, por ejemplo en las reacciones de combustión.
Reacciones homogéneas
Son aquellas reacciones que presentan un solo estado de agregación molecular, los reactivos y productos de la
reacción.
N2(g) + 3H 2(g) 2NH3(g)
Reacciones heterogéneas
Son aquellas reacciones que presentan varios estados de agregación molecular, los reactivos y productos de la
reacción.
Zn(s) + 2HCl(ac) ZnCl2(ac) + H2(g)
Reacciones Irreversibles
Las reacciones ocurren de “izquierda a derecha”, de reactivos a productos y que continua has que se completan,
es decir, hasta que el reactivo limitante se termina.
Reacciones reversibles
Las reacciones ocurren de “izquierda a derecha”, de reactivos a productos y que continúa hasta que se completan,
es decir, hasta que el reactivo limitante se termina. No obstante, muchas reacciones parecen detenerse antes de
que esto pase. La razón es que otra reacción, la inversa de la primera, también tiene lugar. La reacción directa
(izquierda a derecha) no se ha detenido, pero la reacción inversa (derecha a izquierda) está ocurriendo en el mismo
momento. Por tanto, no ocurren más cambios en las cantidades de reactivos o productos. En este punto la mezcla
de reacciones ha alcanzado el equilibrio químico.
N2 + 3H2 2 NH 3
Teoría de Arrhenius .Fue establecida por Svante Arrehenius, y estudia el comportamiento de las sustancias en soluciones
acuosas.
Ácido. HCl(ac) H1+ + Cl1-
Los ácidos en solución acuosa liberan hidrogeniones. Las bases liberan oxidrilos
En estos dos ejemplos se puede observar que el agua actúa como ácido y base de Brönsted y Lowry. Entonces el agua es un
anfótero.
Teoría de Lewis
Ácido. Sustancias que reciben un par de electrones
Base. Sustancia que dona un par de electrones.
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En una reacción redox, la transferencia de electrones ocurre entre un agente reductor y un agente oxidante. Las
características esenciales de todas las reacciones de transferencia de electrones son:
- Un reactivo es oxidado y otro es reducido.
- La magnitud de la oxidación y de la reducción deben equilibrarse.
- El agente oxidante (la especie química que provoca la oxidación) se reduce.
- El agente reductor (la especie química que ocasiona la reducción) se oxida.
- Los números de oxidación pueden emplearse para determinar si una sustancia se oxida o se reduce. Un elemento se
oxida cuando su número de oxidación aumenta. En la reducción, el número de oxidación disminuye.
Oxidación
Es el proceso por el cual un átomo pierde electrones durante una reacción química.
Fe 2+ -1e- Fe3+
Reducción
Es el proceso por el cual un átomo gana electrones durante una reacción química.
N5+ +2e- N3+
5 x Cl 2 + 2e- 2 Cl-
1 x Cl2 + 12OH- -10e- 2ClO3- + 6H2O
6Cl2 + 12OH- 10Cl- + 2ClO3- + 6H2O
6Cl2 + 12NaOH 10 NaCl + 2NaClO3 + 6H2O
Estequiometria. Es la parte de la química que estudia las relaciones cuantitativas entre las sustancias que intervienen en una
reacción química (reactivos y productos). Cualquier cálculo estequiométrico que se lleve a cabo, debe hacerse en base a
una ecuación química balanceada, para asegurar que el resultado sea correcto.
LEYES PONDERALES
1. Ley de la conservación de la materia.
Fue formulada por el químico francés A.L. Lavoisier en 1774. “La materia no se crea ni se destruye solo se transforma”, una
ecuación química balanceada siempre debe contener el mismo número de átomos de cada tipo en ambos miembros de la
ecuación (la masa de los reactantes debe ser igual a la masa de productos).
2Mg + O2 2MgO
80g 80 g
2. Ley de la composición constante o ley de las proporciones definidas.
En 1808 J.L. Proust, llego a una conclusión, para formar un determinado compuesto, dos o más elementos diferentes se
combinan siempre en una proporción constante. Por ejemplo mediante la electrolisis el agua se descompone en oxigeno
gaseoso e hidrogeno gaseoso, y mediante una experimentación se ha determinado que el hidrogeno y el oxígeno siempre
están presentes en la misma proporción de masa 11.1% de hidrogeno y 88,9 % de oxigeno respectivamente.
Dalton en 1808 concluyo que: Cuando dos elementos A y B, forman más de un compuesto, la relación de la masa del
elemento B que se combina con una masa determinada del elemento A en cada uno de los compuestos se puede expresar
mediante números enteros pequeños. Así e l 𝐻2 O y 𝐻2O2, donde la masa de hidrogeno permanece constante y la masa
de oxigeno varia en números enteros pequeños. Otro ejemplo:
2 Na + H2 2NaH (I)
Cálculos ponderales.se relacionan la masa de las sustancias y puede ser expresada en gramos o en moles.
Ejemplo. cuantos gramos de oxigeno s e obtiene si en el reactor se colocan 150 gramos de clorato de potasio, según la
ECUACIÓN (K= 39, Cl = 35.5, O=16
2 KClO3 + Q 3 O2 + 2 KCl
2(122.3)g 3(32)g
100g X
X = 39.247 g. de oxigeno
Cálculos volumétricos.
Si en el reactor se colocan 10 litros de sulfuro de hidrogeno cuantos litros se obtendrán de óxido de azufre(IV) a condiciones
normales según la ecuación.
2 H 2S + 3 O2 2 SO 2 + 2 H2 O
2(22.4LITROS) 2(22.4 LITROS)
10 LITROS X
X= 10 litros
son mezclas homogéneas de dos o más sustancias puras donde no existe precipitación, se ve como una sola fase. los
componentes son el solvente que es el medio donde se disuelven los solutos. según la proporción de los componentes existen
soluciones diluidas, concentradas y saturadas. según el estado del soluto y solvente tenemos las siguientes soluciones.
Cuantitativamente se suelen emplear diversos términos para expresar, como unidades físicas y unidades químicas
Unidades físicas. En estas unidades no se considera la composición química del soluto ni del solvente.
Porcentaje en peso p/p. Indica el número de gramos de soluto contenidos en 100gramos de solución
Por ejemplo: Una solución de sulfito de potasio al 10% contiene 10 gramos de sulfito de SODIO (soluto) y 90gramos de AGUA
(solvente) teniendo 100gramos de solución.
Por ejemplo: Una solución de alcohol al 30% alcohol contiene 10 ml de etanol (soluto) y 70ml de agua (solvente) teniendo
100 ml de solución.
Por ejemplo: Una solución de cloruro de potasio al 15% contiene 15 gramos de cloruro de potasio(soluto) disuelto en 100ml de
solución.
UNIDADES QUÍMICAS
Una solución 2molal de ácido nítrico, contiene 2 moles de ácido nítrico disuelto en un kilogramo de solvente.
en una solución 3M de hidróxido de sodio se prepara tomando 3 moles de hidróxido de sodio y se disuelve en agua hasta
llegar a un litro.
:
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La química orgánica es una rama de la química que estudia los compuestos que contienen carbono, llamada también la
química del carbono.
Propiedades del carbono.
6C12
Configuración electrónica en el estado fundamental 1s2 2s2 2p2
Configuración electrónica en su estado energético más estable: 1s² 2s¹ 2px¹ 2py¹ 2pz¹
Electrones de valencia 4.
Tetra Valencia. En casi todos los compuestos orgánicos .el carbono es tetravalente, forma un total de cuatro enlaces
covalentes Cumpliendo su octeto electrónico. Forma 4 orbitales híbridos SP3.
Auto saturación. El carbono tiene un radio atómico pequeño y tiene la capacidad de formar enlaces simples, dobles y triples.
Carbono secundario, Cuando un átomo de carbono forma dos enlaces covalente con dos átomos de carbono.
CH3 – CH2 – CH3
Carbono terciario, cuando un átomo de carbono forma tres enlaces covalentes con 3 átomos de carbono
CH3 – CH – CH
Carbono cuaternario, cuando un átomo de carbono forma cuatro enlace covalentes con 4 átomos de carbono.
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HIDROCARBUROS. Los compuestos orgánicos más sencillos son los hidrocarburos en su estructura contienen solo hidrogeno y
carbono. Los hidrocarburos se clasifican en alcanos, alquenos y alquinos.
Alcanos normales, fórmula general Cn H2n+2, donde n es el número de carbonos. En estos hidrocarburos tienen enlaces
covalentes simples.
Nomenclatura. Los alcanos lineales no ramificados se nombran con un prefijo latino o griego que indica el número de átomos de
carbono, seguido del sufijo ano. Ver el cuadro siguiente.
Nomenclatura de radicales, cuando alguno de los alcanos pierde un átomo de hidrógeno se forma un radical alquilo. Estos
radicales aparecen como ramificaciones sustituyendo átomos de hidrógeno en la cadena principal del alcano.
-CH3 metilo, CH3-CH2 - etilo, CH3- CH2- CH2- n-propilo, CH3- CH2- CH2-CH2-n-butilo,
1.- La base del nombre distintivo es la cadena continua más larga de átomos de carbono.
2.- La numeración correlativa de los átomos de carbono se inicia por el extremo más cercano a una ramificación (es lo mismo
que decir un sustituyente o un radical). En caso de encontrar dos ramificaciones a la misma distancia, se empieza a numerar
por orden alfabético desde el extremo más cercano a la ramificación de menor orden alfabético. Si se encuentran dos
ramificaciones del mismo nombre a la misma distancia de cada uno de los extremos, se busca una tercera ramificación y se
numera la cadena por el extremo más cercano a ella.
3.- Si se encuentran dos o más cadenas con el mismo número de átomos de carbono, se selecciona la que deje fuera los
radicales alquilo más sencillos. En los isómeros se toma los lineales como más simples. El n-propil es menos complejo que el
isopropil. El ter-butil es el más complejo de los radicales alquilo de 4 carbonos.
4.- Cuando en un compuesto hay dos o más ramificaciones iguales, no se repite el nombre, luego de colocar los números que
corresponden a las ubicaciones de dichos radicales se le añade el nombre con un prefijo numeral. Los prefijos numerales son:
di, tri, tetra, etc.
6.- Se escriben las ramificaciones (no olvidar: sustituyentes o radicales, es lo mismo) en orden alfabético y el nombre del alcano
que corresponda a la cadena principal se agrega al nombre del último radical.
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Al ordenar alfabéticamente, los prefijos numerales y los prefijos n-, sec- y ter- no se toman en cuenta.
7.- Por convención, los números y las palabras se separan mediante un guión, y los números entre si, se separan por comas.
La comprensión y el uso adecuado de las reglas señaladas facilitan la escritura de nombres y fórmulas de compuestos
orgánicos.
1)
Se define la cadena de carbonos continua más larga y se numera desde el extremo más cercano a un radical, y se identifican
todos los radicales existentes en la molecula.
La cadena continua más larga tiene 7 carbonos y se empezó la numeración desde la derecha porque ahí está el radical más
cercano (CH 3). Identificamos los radicales y el número del carbono al que están unidos (2-metil y 4-etil), la nomenclatura es:
4-etil-2-metilheptano
2)
Buscamos la cadena continua de carbonos más larga, la cual no tiene que ser siempre horizontal. Numeramos por el extremo
más cercano a un radical, que es el derecho. Ordenamos los radicales en orden alfabético y unimos el nombre de la cadena
al último radical.
5-isopropil-3-meilnonano
3)
Buscamos la cadena de carbonos continua más larga, numeramos por el extremo más cercano al primer radical, que en
este caso es del lado izquierdo. Nombramos los radicales con su respectivo número en orden alfabético y unimos el nombre
de la cadena al último radical.
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3-metil-5-n-propiloctano
4)
Seleccionamos la cadena continua de carbonos más larga. Al tratar de numerar observamos que a la misma distancia de
ambos extremos hay un radical etil, entonces nos basamos en el siguiente radical, el n-butil para empezar a numerar.
Recuerde que el n-butil por tener guión se acomoda de acuerdo a la letra b, y no con la n. La nomenclatura es: 5-n –butil-
4,7-dietildecano
5)
Al seleccionar la cadena de carbonos continua más larga observamos que a la misma distancia de cada extremo hay un
radical, un metil y un etil, entonces iniciamos la numeración por el extremo más cercano al etil ya que es el radical de menor
orden alfabético.
3-etil-4-metilhexano
En otros casos es posible que nos den el nombre del compuesto y a partir de éste graficar la fórmula estructural del mismo:
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Ejemplos:
1) 3,4,6-trimetil heptano
Graficamos la cadena de heptano, que tiene siete átomos de carbono. Los numeramos de izquierda a derecha, pero se
puede hacer de izquierda a derecha.
Luego colocar los radicales en el carbono que les corresponda (Un metil en el 3, un metil en el 4 y un metil en el 6, que es igual
a 3,4,6 –trimetil). Tenga cuidado de colocar el radical por el enlacelibre.
Como el carbono forma 4 enlaces, completamos nuestra estructura con los hidrógenos necesarios para que cada uno tenga
sus 4 enlaces.
2) 3-metil-5-isopropilnonano
Los radicales pueden acomodarse de diferentes formas, siempre y cuando conserve su estructural.
Finalmente completamos con los hidrógenos necesarios para que cada carbono tenga sus 4 enlaces.
4) 5-ter-butil-5-etildecano
Los dos radicales de la estructura están en el mismo carbono (el Nº 5) por lo tanto se coloca uno arriba y el otro abajo del
carbono 5, indistintamente.
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Completamos con los hidrógenos
5) 5-sec-butil-5-ter-butil-8-metilnonano
Ahora completamos con hidrógeno para que cada carbono tenga 4 enlaces.
6) 5-isobutil-4-isopropil-6-n-propildecano
Los cuatro primeros miembros bajo condiciones normales o en su estado natural son gaseosos. Entre el 5 -15 átomos de
carbonos son líquidos y los restantes sólidos. El punto de ebullición asciende a medida que crece el número de carbonos.
Todos son de menor densidad que el agua. Son insolubles en el agua pero solubles en solventes orgánicos.
Propiedades Químicas. Presentan muy poca reactividad con la mayoría de los reactivos químicos. Por este motivo se los llama
también parafinas.
Combustión.
Halogenación (Cl2), son reacciones de sustitución. Los alcanos con los halógenos reaccionan lentamente en la
oscuridad, pero más velozmente con la luz.
ALQUENOS, Fórmula general CnH2n. Los alquenos se diferencian con los alcanos por el doble enlace a lo largo de la molécula.
Esta condición los coloca dentro de los llamados hidrocarburos insaturados junto con los alquinos. Con respecto a su
nomenclatura es como la de los alcanos con terminación eno, lugar de ano de los alcanos. Al tener un doble enlace hay dos
átomos menos de hidrógeno como veremos en las siguientes estructuras.
El orbital 2s se combina con 2 orbitales p, formando en total 3 orbitales híbridos llamados Sp2. El orbital p restante queda sin
combinar, formando el cuarto enlace. (Enlace pi П)
fórmula nomenclatura
CH2 = CH2 eteno
CH2 = CH2 –CH3 propeno
Propiedades Físicas:
Los tres primeros miembros son gases, del carbono 4 al carbono 18 líquidos y los demás son sólidos. Son insoluble en agua,
solubles en solventes apolares orgánicos como el benceno, éter, cloroformo y son menos densos que el agua.
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Propiedades Químicas:
Los alquenos son mucho más reactivos que los Alcanos. Se producen reacciones de adición
Combustión. Los alquenos también presentan la reacción de combustión, oxidándose con suficiente oxígeno.
En presencia de catalizadores metálicos como níquel, los alquenos reaccionan con el hidrógeno, y originan alcanos.
Hidrohalogenación. Sigue la regla de Markonicov, el halógeno procedente del cualquier hidrácido (HCl, HBr, HI), se
ubica en el carbono más sustituido.
ALQUINOS. Fórmula general CnH 2n-2. Estos hidrocarburos presentan un enlace triple .Con respecto a la nomenclatura la
terminación es en “ino”. El triple enlace resulta del orbital 2s que se hibridiza con un orbital 2p para formar dos nuevos orbitales
híbridos llamados “sp”. Por otra parte quedan 2 orbitales “p” y forman los dos enlaces restantes.
fórmula nomenclatura
CH ≡ C — CH3 propino
CH ≡ C — CH2- CH3 butino
CH ≡ C — CH2- CH2- CH3 pentino
Propiedades físicas: Los dos primeros son gaseosos, del tercer carbono al 14 son líquidos y los demás son sólidos. Son
insolubles en agua. Solubles en solvente apolares como benceno, cloroformo.
Propiedades Químicas:
Hidrogenación.
Combustión
Hidrohalogenación. Sigue la regla de Markonicov. La reacción se puede reaccionar con HCl, HBr, HI. El halógeno se
ubica en el carbono más sustituido.
HIDROCARBUROS AROMÁTICOS
El estudio de estos compuestos demostró que no estaban relacionados con alcanos, alquenos o alquinos, constituyendo un
nuevo grupo de hidrocarburos de los cuales el más sencillo es el benceno. La aromaticidad actualmente se refiere a las
propiedades que otorga la presencia de doble enlace conjugados en anillos planos.
Benceno. Kekule en 1885, estableció una estructura par el benceno (C6 H6 )
Nomenclatura IUPAC
Para los derivados del benceno mono sustituidos, la nomenclatura se inicia nombrando al sustituyente y finalmente la palabra
benceno. Muchos de estos compuestos tienen nombres comunes veamos algunos ejemplos.
Cuando existen dos sustituyentes, se hace uso de los prefijos: Orto meta y para
Prefijo Posición
orto 1-2
meta 1-3
para 1-4
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Nitración.
Sulfonación.
C6H6 + H2 SO4 C6H5-SO 3 H + H2 O
Alquilación
Los fenoles son derivados del benceno donde uno de sus H ha sido reemplazado por el grupo hidroxilo (OH)
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FUNCIONES ORGANICAS OXIGENADAS
Alcoholes. Los alcoholes se caracterizan por reemplazar un hidrógeno de un hidrocarburo saturado por un hidroxilo
(OH). La nomenclatura IUPAC se inicia con los mismos prefijos de los alcanos y terminal en “OL”.
fórmula nomenclatura
CH3.OH metanol
CH3 - CH2.OH etanol
CH3- CH2- CH2- CH2OH butanol
Monoles y polioles. Los monoles son las estructuras que tienen un solo grupo (OH). Los polioles son los que en su
estructura tienen más de un grupo (OH) y para nombrarlos se utilizara los prefijos di, tri, tetra, etc.
Los alcoholes se clasifican en primarios, secundarios y terciarios, dependiendo del carbono funcional al que se una el grupo
hidroxilo.
Clasificación de alcoholes según el tipo de carbono
Propiedades físicas. Los alcoholes por poseer en su estructura el grupo (OH), forman los puentes de hidrogeno. El punto de
ebullición de los alcoholes aumenta con el aumento de la cadena carbonada lineal. Pero disminuye cunado se encuentra
con mayor ramificación. Los tres primeros alcoholes primarios son solubles en el agua y los alcoholes superiores son menos
solubles.
Propiedades químicas.
Combustión
CH3-CH2 (OH) + O2 CO2 + H2O
Oxidación
Deshidratación
Formación de alcoholatos
ETERES
Los eteres están relacionados con los alcoholes y pueden considerarse como derivados de estos, en los que se ha sustituido el
hidrogeno del grupo oxidrilo por un grupo alquilo(R) o aromático (Ar). Tienen como fórmula general.
R - O - R o Ar - O - Ar
1. El radical con mayor número de carbonos se considera como el hidrocarburo fundamental y su nombre finaliza en
el nombre éter.
2. El radical con menor número de carbonos se considera como un alcoxido (radical de alcohol), entonces se le asigna
el sufijo “oxi”.
3. Los radicales se pueden leer en orden alfabético y terminara en la palabra éter.
Fórmula nomenclatura
CH3 - O - CH3 Dimetil éter, metoxi metano
CH3 - O - CH2- CH3 Etil,metil éter, metoxi etano
CH3 - O - C6H5 Fenil,metil éter, metoxi benceno
C6H5 - O - C6H5 Difenil éter, fenoxi benceno
ALDEHIDOS Y CETONAS. Los aldehídos pueden considerarse como producto de la deshidrogenación de los alcoholes primarios
y las cetonas de los alcoholes secundarios. El grupo funcional de los aldehídos y cetonas, es el grupo carbonilo.
Aldehído Cetona
benzaldehído
Nomenclatura. En el sistema IUPAC, los aldehídos terminan en “al” o aldehído y las cetonas en “ona”.
1. En los aldehídos la numeración del carbono se inicia, por el extremo donde se encuentra el grupo aldehído (CHO).
2. La cadena carbonada de las cetonas se enumeran por el extremo más cercano al grupo carbonilo.
3. Para la lectura se usa los mismos prefijos de los alcanos, con la terminación “al” en aldehídos y “ona” en las cetonas.
Fórmula Nomenclatura
HCHO Metal ,metaldehído (formaldehido)
CH3- CHO Etanal, etanaldehido(acetaldehído)
CH3- CH2- CHO Propanal , propanaldehido
CH3- CO- CH3 Dimetil cetona, acetona
CH3-CO-CH2-CH3 Etil, meti cetona(2-butanona)
CH3-CO-CH2-CH2- CO –CH3 2,5- hexanodiona
C6H5CHO benzaldehiddo
C6H5-CO- C6H5 Difenil cetona (benzofenona)
C6H5- CO – CH2- CH3 Etil, Fenil cetona
Propiedades físicas. Los aldehídos y cetonas son solubles en el agua y solventes polares. El metanal es un gas. Hasta el carbono
12 son líquidos y los demás son sólidos Las cetonas desde la propanona hasta la decanona son líquidos volátiles y aromáticos,
luego son sólidos e inodoras.
Propiedades químicas.
1. Oxidación. Los aldehídos por oxidación en presencia de Na2Cr2O7 y H2SO4, producen ácidos orgánicos.
2. Reducción. Los aldehídos y cetonas pueden reducirse catalíticamente con hidrogeno en presencia de catalizadores
como Ni, Pd, Pt, dando productos alcoholes primarios y secundarios respectivamente.
ACIDOS CARBOXILICOS
Son compuestos originados por la oxidación de los aldehidos o por la oxidación completa y enérgica de los alcoholes
primarios. La fórmula general es la siguiente. Donde R puede ser un radical alquílico o aromático.
Clasificación. Según el número de grupos carboxilo presentes en la molécula, los ácidos pueden ser:
Monocarboxilicos, presentan un solo grupo carboxilo en la molécula. Ver la siguientetabla.
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fórmula nomenclatura
HOOC – COOH Ácido Etano dioico(ácido oxálico)
HOOC- CH2 -COOH Ácido propano dioico
HOOC-CH2-CH2-COOH Ácido butano dioico
Ácido -2 hidroxi propano trioico
NOMENCLATURA
1. La nomenclatura según la IUPAC, para los ácidos carboxílicos se inicia con la palabra ácido seguido del número
de carbonos utilizando los mismos prefijos de los alcanos y la terminación será “oico”.
2. Se enumera la cadena a partir del carbono del grupo carboxilo para dar la posición de los sustituyentes.
Fórmula Nomenclatura
HCOOH Ácido metanoico (ácido fórmico)
CH3- CO Ácido etanoico (ácido acético)
ACIDOS GRASOS. Existe un grupo de ácidos que se presentan en las grasas naturales, y se llaman ácidos grasos. La
nomenclatura de estos ácidos son nombrados según la IUPAC. Indicaremos los más principales y tienen nombres comunes.
Los ácidos palmítico y esteárico son los ácido saturados más importantes, se encuentran en la mayoría de las grasas animales
y vegetales.
Hidroxiácidos. Los hidroxiácidos como su nombre lo indica, son compuestos que en su estructura tienen funciones ácido y
alcohol.
fórmula nomenclatura
CH3-CH(OH)- COOH ácido 2 hidroxi propanito ( ácido láctico)
COOH-CH(OH)-CH2-COOH ácido -2 hidroxi butanodioico (ácido málico)
COOH-CH(OH)-CH(OH)-COOH ácido -2,3 dihidroxi butanodioico (ácido tartárico)
Propiedades físicas. Los cuatro ácidos carboxílicos son solubles en agua, según aumenta la cadena carbonada disminuye la
solubilidad.
Propiedades químicas.
2. Reducción. Los ácidos carboxílicos al reaccionar con el hidruro de litio y aluminio se reducen a aldehídos y
posteriormente a alcoholes primarios.
RCOOH + LiAlH4 RCHO RCH2OH
Nomenclatura de esteres. Como los esteres son derivados de los ácidos se cambia la terminación “oico” de ácido y
se sustituyente por “ato”, luego se lee el radical proveniente del alcohol.
fórmula nomenclatura
HCOO-CH3 Metanoato de metilo
CH3-COO-CH3 Etanoato de metilo
CH3-CH2- COO-CH2-CH3 Propanoato de etilo
C6H5-COO-CH2-CH3 Benzoate de etilo
Propiedades físicas de los esteres. Los esteres de tres a cinco átomos de carbono son solubles en agua. Los esteres
más volátiles tienen olores agradables, bastante característicos por lo que se utilizan para preparar perfumes y como
saborizantes artificiales. Por ejemplo etanoato de etilo (olor a piña) etanoato de octilo (olor a naranja), etanoato de
pentilo (olor a plátano).
1. Hidrólisis. Los esteres reaccionan con el agua en presencia de un ácido, esta reacción se denomina hidrolisis y
da como productos un ácido y un alcohol. Es la reacción inversa dela esterificación.
CH3 – COO – CH2CH3 + H2O CH3-COOH + CH3-CH2 (OH)
2. Saponificación. Cuando reacciona un éster de glicerol o grasa neutral (formada por ácidos grasos y glicerol)
con hidróxido de sodio o de potasio se forma un jabón que es una sal metálica de ácido graso.
El ácido esteárico en una primera etapa reacciona con la glicerina y produce el triestearato de propilo, para
finalmente reaccionar con NaOH y producir el estearato de sodio (jabón) según la ecuación siguiente.
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3C17H33 – COOH
3. Formación de anhídridos de ácido. Cuando los ácidos carboxílicos se calientan en presencia de ácido sulfúrico,
sufren una deshidratación y se forman los anhídridos de ácido.
Anhídrida etanoico
CH3- CH2- CO- O- CO - CH3 anhídrido etanoico metanoico
Los ácidos carboxílicos son compuestos utilizados en la industria textil, el tratamiento de pieles, la producción de fumigantes,
insecticidas, refrigerantes y disolventes y en la fabricación de espejos, acetatos, vinagres, plásticos y colorantes. Además las
sales de sodio del ácido propanoico (CH3-CH2-COOH) se usan para preservar los alimentos y, al igual que el ácido benzoico,
inhibe el crecimiento de hongos.
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Son compuestos orgánicos que en su estructura contienen átomos de nitrógeno. Entre estos compuestos se consideran más
importantes a las aminas, aminoácidos, amidas y nitrilos.
AMINAS
Las aminas son compuestos derivados del amoniaco que tienen el grupo funcional R-NH2
Si se sustituyen los hidrógenos del grupo “NH2”, se nombran como aminas primarias, secundarias y terciarias, como se observa
a continuación.
Las aminas son compuestos nitrogenados, se encuentran formando parte de los aminoácidos que conforman las
proteínas. Cuando la carne de aves y res o el pescado no es preservada en refrigeración, los microorganismos
presentes en ella degradan las proteínas en aminas, las que emiten un olor desagradable.
AMIDAS. Son compuestos nitrogenados que derivan de los ácidos carboxílicos y el amoniaco, en los que el grupo –OH del
grupo carboxilico ha sido sustituido por –NH2, y se tiene como fórmula general.
De acuerdo a la sustitución de los hidrógenos del grupo “NH2”, tiene a la clasificación de las amidas e primaria,
secundarias y terciarias.
2. Si es secundaria o terciaria, se inicia nombrando la letra N (secundarias) o NN (terciarias) seguida de los nombres
(del o de los) sustituyente(s) , por último el nombre de la amidacorrespondiente.
fórmula nomenclatura
(glicina)
Ácido-2-amino propanito
(alanina)
(fenilalanina)
Ácido-2-amino-3-metil butanoico
(valina)
(Tirosina)
Ácido-2-amino-3metil pentanoico
(isoleucina)
NITRILOS
Son compuestos nitrogenados derivados del cianuro de hidrogeno o ácido cianhídrico, donde el hidrogeno ha sido sustituido
por un radical alifático o aromático que tiene por fórmula general
Nomenclatura.
1. La IUPAC considera a los nitrilos como derivados de los hidrocarburos y para leerlos se añade al nombre del
hidrocarburo la palabra nitrilo.
2. Tambien se pueden leer como derivados del cianuro de hidrogeno
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4ESO editorial SM libro física y química 3ESO editorial SM libro física y química 1 BACHILLERATO editorial Mc Graw
Hill
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E) 20 protones, 18 neutrones, 18 electrones 29. Si Z es igual a 24, que valores corresponden a los
cuatro números cuánticos del décimo noveno
19. El modelo atómico actual se basa, en el: electrón de su configuración electrónica.
A) Modelo matemático cuántico y probalístico A) 4 , 0 , 0 , +1/2
B) Principio de constitución o construcción B) 3 , 1, -1 , +1/2
C) Principio de exclusión de Pauli C) 3 , -1 , -1 , -1/2
D) Regla de Hund D) 4 ,0 , 0 , -1/2
E) Principio de Sommerfeld E) 3 , 0 , 0 , +1
20. El número cuántico magnético nos indica: 30. La combinación de números cuánticos del ultimo
A) La orientación espacial que rodea al núcleo atómico electrón de un átomo es n=4 l=1 m=+1 s=+1/2.
B) La forma de la región del espacio que ocupa el Hallar A sabiendo que el número de neutrones
electrón. excede en 4 a la de protones.
C) El subnivel energético del electrón. A) 70 B) 37 C) 33 D) 23 E) 43
D) El nivel de energía
E) La distancia que existe entre el núcleo y el electrón. 31. El número de orbitales “d” con spines apareados
para el átomo de número atómico 44, es:
21. Un anión divalente es isoelectronico con un catión A) 6 B) 7 C) 5 D) 8 E) 4
trivalente, y este último es isobaro con el cloro
(A=35, Z=17) y a la vez es isótono con el fosforo 32. Indicar el número de proposiciones correctas, en la
(A=32 Z=15).Determinar su número atómico estructura de Lewis para el ácido brómico.
A) 12 B) 14 C) 17 D) 18 E) 13 - Existen dos enlaces covalentes coordinados.
- Existen tres enlaces covalentes coordinados.
22. Escribir como verdadero (V) ó falso (F) - Presentan 9 pares de electrones libres o electrones no
I) El Zn+2 es isoeléctrico con 28Ni enlazantes.
II) El Zn+2 pertenece al grupo IIB - El ácido brómico presenta un enlace múltiple
III) El Zn+2 y el 28 Ni se encuentran en el cuarto covalente.
periodo - En el átomo de bromo, hay un par de electrones libres.
IV) El Zn+2 tiene los orbitales “d” completos, A) 2 B) 5 C) 3 D) 4 E) 1
Y escriba la proposición correcta
A) FVFV 33. Indique verdadero (V) o falso (F), para las
B) FVVV siguientes proposiciones, respecto al elemento
C) VFVF cuyo átomo tiene número de masa 89 y 46
D) VVFF neutrones:
E) FFFV I Pertenece al grupo VB
II Es un elemento de transición
23. Cuáles son los números cuánticos que indican el nivel III Es un elemento no metálico
y orbital en que se encuentran los electrones? IV Pertenece al 5to. Periodo.
A) Principal y magnético La secuencia correcta es:
B) Principal y de spin A) VV FF
C) Secundario y spin B) VF VF
D) Secundario y magnético C) FV FV
E) Magnético y azimutal D) FF VV
E) FF FV
24. Respecto al enlace, ¿cuál de las siguientes
afirmaciones es falsa? 34. En la estructura de Lewis del nitrato de potasio,
A) Las electronegatividades de los dos átomos señale la alternativa correcta:
enlazados en la molécula de cloro son diferentes. A) El nitrógeno tiene un par de electrones no
B) El enlace químico que se produce cuando dos compartidos.
átomos comparten un par de electrones se llama B) Todos los enlaces son covalentes.
enlace covalente. C) Presenta un enlace covalente múltiple.
C) Cuando se forma un enlace químico entre dos D) Existen 2 enlaces covalentes dativos.
átomos, el tipo de enlace dependerá de los E) El Potasio no cumple con la regla del octeto.
valores de electronegatividad de los átomos
unidos. 35. Cuál será el número de neutrones de un elemento
D) Para la formación de un enlace covalente que pertenece al grupo de los metales alcalinos y
coordinado se requiere de un átomo que se halla ubicado en el tercer período de la tabla
proporcione el par de electrones de enlace y otro periódica siendo su número de masa 23.
que los acepte. A) 10 B) 15 C) 19 D)12
E) El enlace iónico se produce entre un metal y un no E)14
metal, de preferencia ambos representativos.
36. En la estructura de Lewis del ión fosfuro P3- (
25. Si la configuración electrónica de un elemento Z=15) , cuántas afirmaciones son incorrectas .
termina en el orbital 4p3 . Hallar el número atómico - Tiene 7 orbitales atómicos llenos
de dicho elemento. - Tiene 3 orbitales atómicos semi-llenos
A) 33 B) 35 C) 17 D) 23 E)43 - Tiene 9 electrones con spin - ½
- La sumatoria de ml + ms para el último electrón de la
26. Indique que numero atómico pertenece al quinto capa mas externa es ½
periodo. - Tiene 10 electrones con número cuántico magnético
A) 35 B) 36 C) 37 D) 34 E) 55 igual a cero.
A) 2, B) 1, C) 3, D) 4, E)5
27. ¿Qué numero atómico corresponde a un elemento
del cuarto periodo y al grupo IB? 37. Respecto al K2SO3, cuáles de las siguientes
A) 37 B) 30 C) 29 D) 21 E) 19 proposiciones son Verdaderas y falsas:
( ) Es un compuesto iónico
28. Los números cuánticos del electrón ganado por el ( ) Tiene cuatro enlaces covalentes
cloro para formar el ion Cl-, son: ( ) El S tiene octeto expandido
A) 3 , 1 , +1 , -1/2. ( ) Tiene 10 pares de electrones compartidos
B) 2 , 1, -1 , +1/2 ( ) El K1+ cumple con la regla del octeto
C) 3 , -1 , -1 , -1/2 A) VVFFV B) VFVFV C) VVVFF D) VFFFV
D) 2 ,0 , +1 , -1/2 E) VVVFF
E) 3 , -1 , 0 , +1/2
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38. Indicar la proposición correcta es: 48. A qué grupo y periodo pertenece en la tabla
A) El nitrato de plata y el selenito de sodio tienen un periódica un elemento cuyo electrón
enlace dativo diferenciador tiene los siguientes números
B) El nitrato de plata y el selenito de sodio tienen un cuánticos: 4, 1, +1, +1/2
enlace multiple A) VA y 4, B) VIIB y 4, C) IIIA y 4, D)
C) Ambos compuestos tienen solo enlace covalente VIA y 4, E) VIIIA y 5
D) En el selenito de sodio existe 5 pares de electrones
libres 49. Las propiedades de los elementos químicos son
E) En el selenito de sodio existen 2 enlaces dativos. función periódica de sus números atómicos,
39. En la estructura de Lewis para el NaNO3, indicar dicho enunciado corresponde a:
verdadero o falso en las siguientes proposiciones. A) Moseley B) Rutherford C) Dalton D)
- Presenta dos enlaces múltiples Mendeleiev E) Meyer
- Existe un enlace covalente dativo
- Existe dos enlaces covalentes normales 50. El tipo de enlace en el RaCl2 es ...............y en una
- Presenta un enlace iónico molécula de NH3 es.....................
- Tiene siete pares de electrones no compartidos A) Iónico– covalente no polar
A) FVFVF B) Iónico – covalente polar
B) FFVVV C) Covalente – iónico
C) VVFVF D) Iónico – covalente coordinado
D) FVFVV E) Metálico – covalente polar
E) VFVFF
51. Con respecto a las propiedades de los
40. ¿Qué compuesto presenta enlace covalente compuestos iónicos, marque como verdadero
polar? (V) o falso (V) y luego elija la alternativa
A) CaO B) NaCl C) H2 D) HCl E) MgCl2 correcta.
I. Al estado sólido conducen la corriente eléctrica
41. ¿Cuántos pares de electrones comparten el II. Tienen relativamente altas temperaturas de
carbono y el oxígeno en la molécula de CO2? fusión
(A) 4 B) 2 C) 3 III. Son solubles en solventes apolares
D) 8 E) 6 A. FVF B. VVV C. FFV D. VVF E. VFV
47. Para el elemento de numero atómico Z=37 , 57. Señalar el tipo de enlace químico que no
identificar los números cuánticos del último corresponde a la estructura de cada compuesto.
electrón. A) H2O : enlace covalente.
A) 5,0,0,+1/2 B) MgO : enlace iónico.
B) 5,0,0,-1/2 C) O2 : enlace covalente no polar
C) 4,1,1,-1/2 D) K3N : enlace covalente polar.
D) 5,0,1,+1/2 E) NaBr : enlace iónico.
E) 5,1,1,+1/2
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66. Marcar la alternativa correcta con respecto a los 76. Señalar los nombres correctos que corresponden
compuestos: a: KHSO4; Ag3(OH)2BrO3 :
I. HClO3 ; II. K2CO3 A) Hidrogeno sulfito de potasio , dihidroxibromato de
A) Las dos compuesto solo tienen enlace covalente plata
B) El compuesto I, muestra dos enlaces covalentes B) Hidrogenosulfato de potasio, dihidroxibromato de
C) El compuesto II, tiene enlace iónico, mas no covalente plata
D) I y II son compuestos covalentes C) Hidrogeno sulfito de potasio , dihidroxibromito de
E) El número de electrones compartidos entre el cloro y plata
oxígeno en el compuesto I, es 6 D) Hidrogeno ortosulfato de plata ,
dihidroxihipobromito de plata
67. El Número de oxidación del oxígeno en los E) Hidrogeno sulfato de potasio , dihidroxibromato
compuestos Na2O2 y CaO2, es: de plata
A) +1/2 y 2
B) -2 y -2
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77. El número de oxidación del cromo, en los 86. El hierro, el componente principal del acero, es el
compuestos, NaCrO2 , CrO , PbCrO4, es: metal más importante en la sociedad industrial.
A) +3,+2+3 Cuantos átomos de hierro habrá en 95,8 g de
B) +3,+1,+3 hierro y cuantos gramos de hierro habrá en 5
C) +3,+2,+6 moles de hierro? (PA Fe= 55.85)
D) +6,+2,+3 A) 1.03 x 10 24 átomos, 279.25 g.
E) +2,+2,+6 B) 1.04 x 10 23 átomos, 279.25 g.
C) 1.04 x 10 -24 átomos, 279.25 g.
78. Indicar la relación correcta: D) 10.40 x 10 23 átomos, 289.25 g.
A) H3PO4 : Acido (orto)fosfórico E) 0.04 x 10 -24 átomos, 279.25 g.
B) H3SiO4: Ácido ortosilícico
C) H4P2O3: Ácido ortofosfórico 87. Hallar la masa y el número de átomos de
D) H2S2O7: Ácido sulfúrico hidrógeno en 3 moles de H3PO4
E) H2SO4 : Ácido ortosulfúrico A. 294g y 54X1023
B. 492 g y 45X1023
79. En los compuestos, CaO, SO3, MnO, SiO2, Ag2O, C. 249g y 47X1024
Al2O5. El número de óxidos básicos, es: D. 234g y 45X1025
A)2 E. 200 g y 54X1023
B)4
C)5 88. El número de Avogadro representa:
D)3 A) El número de átomos que hay en una molécula
E)1 gramo
B) El número de moléculas que hay en una molécula-
80. La fórmula que corresponde al gramo
dihidroxipermanganato de indio es: C) El número de unidades de masa relativa
A) In(OH)MnO4 D) El número de moléculas que existe en 2 litros de un
B) In(OH)2MnO4 gas a 37ºC
C) InHMnO2 E) la masa absoluta de un átomo
D) In2(OH)2MnO4
E) In2(OH)(MnO4)2 89. ¿Cuál de los siguientes conceptos son aplicables
al mol?
81. Indicar como verdadera (V) o falsa (F), las parejas I) Indica un número de masas moleculares
FORMULA- NOMBRE: II Indica una determinada cantidad de sustancia
- KO2 - Oxido de potasio ( ) III) El número de unidades de masa relativa
- CaO2 -Peróxido de calcio ( ) A) Solo I B) I y II C) Sólo II D) I y III E) Sólo III
- Na2Cr2O7 – Cromato de sodio ( )
- K2MnO4 – manganato de potasio ( ) 90. Las tablas de composición de alimentos indican
La secuencia correcta, es: 159 mg de potasio en una manzana de tamaño
A) FVFV regular. Determine el número de átomos de
B) VFFV potasio que existe en una manzana. ( PA K=39)
C) VVFV A) 6.02 x 10 23
D) VVVF B) 6.02 x 10 -23
E) FFFV C) 2.46 x 10 24
D) 2.46 x 10 23
82. Indicar como verdadera (V) o falsa (F), las E) 2.46 x 10 21
siguientes proposiciones.
- Un ejemplo de hidruro metálico es SeH2 91. Calcule la masa de 2 x 10 23 moléculas de agua
( ) destilada (PA H=1 , O=16)
- El manganeso es un elemento químico que A) 5.98 g B) 8.96 g C) 5.01 g D) 5.38 g E) 4.38 g
forma solo óxidos ácidos. ( )
- En la fórmula OF2 el oxigeno tiene número de 92. Calcular el volumen en ml y el número de átomos
oxidación -1/2. ( ) en dicho volumen, que ocuparan 5 g de gas helio
- El azufre en los sulfuros de plomo tiene número a 0ºC y 760 mm de Hg.(PA He=4)
de oxidación -2 ( ) A) 22570 mL , 7.52 x 10 -23 átomos
La secuencia correcta, es: B) 28000 mL , 7.52 x 10 23 átomos
A) FFFV C) 2800 mL , 7.52 x 10 23 átomos
B) FFVV D) 28000 mL , 0.752 x 10 23 átomos
C) VVFF E) 22570 ml , 6.52 x 10 23 átomos
D)VVVV
E) FVFF 93. El porcentaje en peso de cada elemento en una
molécula de ácido piro sulfúrico es : (PA , H=1,
83. La sal que presenta mayor número de átomos, por S=32, O=16)
unidad de fórmula, es: A) 35.96, 1.12, 62.92
A) Bromuro de cobre (II) B) 33.96, 1.12, 62.92
B) Cromato de sodio C) 33.96, 1.02, 65.02
C) Dicromato de amonio D) 1.12, 35.96, 62.92
D) Fosfato de oro (III) E) 1.12, 37.96, 60.92
E) Carbonato de sodio
94. Hallar la composición centesimal del agua en
84. La fórmula que corresponde al pirofosfato de una sal de nitrato de sodio
calcio y disodio, es: tetra hidratado
A) Na2CaPO3 (PA , Na=23, N=14, O=16, H=1)
B) NaCaPO7 A) 45.46 % B) 45.86 % C) 54.14 % D) 11.46 % E) 56.92
C) Na Ca 2P2O7
D) Na2CaPO3 95. La fluorita es un mineral de calcio, siendo un
E) Na2CaP2O5 compuesto de metal con flúor, el análisis muestra
que 2.76 g. de muestra de fluorita contiene 1.42 g
85. A partir de 5 moles de Na2CO3 ¿Qué proposición de calcio. Calcule el porcentaje de calcio y fluor
no es correcta? (PA Na=23, C=12, O=16) en la fluorita.
A) contiene 10 moles de iones sodio Na+ A) 64.41, 35.59
B) Contienen 15 moles de átomos de oxígeno B) 51.44, 48.56
C) Contiene 5 at-g de carbono C) 64.01, 35.99
D) Posee 15 moles de iones carbonato CO32- D) 53.75, 46.25
E) Hay 60 g. de carbono E) 46.25, 53.75
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96. Calcular la masa de Hidrogeno fosfato de sodio B) Homogénea reversible exotérmica y síntesis
que deben estar contenidos en 0.5 moles de C) Homogénea, reversible endotérmica y síntesis
dicha oxisal ácida. (PA , H=1, P=31, O=16, Na=23) D) Homogénea irreversible endotérmica y metátesis
A) 61 g B) 61.9 g C) 71.9 g D) 71.0 g E) 70.0 g E) Homogénea, reversible, exotérmica y metátesis
97. En una reacción de combustión completa de un 107. Las siguientes reacciones químicas:
compuesto, se libera oxido de carbono (IV) y
agua. Al realizar el análisis, se observó que el CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + H2O(l) + calor
porcentaje de carbono fue de 52.17 % y el de
hidrógeno 13.04 %. Cuál será su fórmula H2(g) + O2(g) 2H2O(g)
verdadera si su masa molar fue 46g/mol?
A) C2H6O B) C2H3O C) C2H6O2 D) C2H6O3 E) C2 OH6 Se pueden clasificar en:
A) Exotérmica y reversible
98. El análisis elemental de un compuesto iónico, dió B) Endotérmica y reversible
los resultados siguientes: 2.82 g de Na, 4.35 g de C) Exotérmica y heterogénea
Cl y 7.38 g de O¿ Cuál es la fórmula empírica y el D) Endotérmica y descomposición
nombre del compuesto? E) Exotérmica y descomposición
A) NaCl04 Clorato de sodio
B) NaCl0 Hipoclorito de sodio 108. El número de moles de oxígeno en 2 moles de
C) NaCl04 Perclorato de sodio hidrógeno silicato de cobre ( I) es:
D) NaCl02 Clorito de sodio A) 12,6 x 10 23
E) NaCl03 Clorato de sodio B) 2,4 x 1023
C) 36,12 x 10 23
99. Que masa ocupará 58 litros de gas fosfina a CN? D) 4
(PA H=1 P=31) E) 6
A) 44.8 g B) 22.4 g C) 83.39 g D 88 g E) 82.03 g
109. El sodio reacciona con el agua formando
100. Cuantos moles y átomos contiene una masa de 28 hidróxido de sodio e hidrógeno molecular con
gramos de hierro? (PA Fe=56) liberación de energía.
A) 0.5 , 3.01 x 10 23
B) ) 0.5 , 30.1 x 10 23 Los tipos de reacciones a los que pertenece, son:
C) ) 1.5 , 3.01 x 10 23 A) Desplazamiento simple y exotérmica
D ) 0.5 , 3.01 x 10 -23 . B) Descomposición y exotérmica
E) 0.05 , 3.01 x 10 -24 C) Metátesis y endotérmica
D) Descomposición endotérmica
101. En la siguiente ecuación química: E) Desplazamiento simple y endotérmica
SO2(g) + O2 (g) 2SO3 (g) + calor 110. Al balancear la reacción en medio ácido
H2O2 + I2 HIO3 + H2O
La correcta, es:
A) Síntesis – exotérmica Los coeficientes del agente reductor y del agua son:
B) Descomposición – exotérmica A) 1–4
C) Síntesis – endotérmica B) 2–4
D) Desplazamiento simple – endotérmica C) 5–2
E) Descomposición – endotérmica D) 1–3
E) 4–1
102. La fórmula empírica del ácido acético, ingrediente
principal del vinagre es CH2O. ¿Cuál es la fórmula 111. Al balancear la ecuación escribir (V) si es
verdadera del compuesto si su masa molar es de verdadera o (F) si es falsa
60 g/mol. KMnO4 + HCl MnCl2 + KCl + Cl2 + H2O
M.A. : C=12; H=1; O=16
A)CH3COOH; B) CH3OH; C) CH3CHO; D) C2H5OH; I. El coeficiente del agente reductor 10
E)C2H5COOH II. El número de electrones transferidos 10
III. El coeficiente de la sustancia oxidada 5
103. La suma de los coeficientes del agente reductor y IV. Se forman 8 moles de agua
oxidante en la ecuación química balanceada, es: La secuencia correcta es:
HNO3 + Cu --------> Cu(NO3)2 + NO + A) FVVV B) VFFF C) FVFV D) FVVF E)
H2O FVFF
A) 11; B) 8; C)3; D) 5; E) 9
112. Al balancear la ecuación química en medio
104. En la Ecuación química balanceada el número de básico
moléculas de agua es:
Cl2 + IO 3 CI- + IO 4
KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 --------> K2SO4 + MnSO4 + El coeficiente del producto reducido, es:
Fe2(SO4)3 + H2O
A) 2 B) 1 C) 3 D) 4 E) 5
A)8; B)4; C)2; D)16; E)5
113. Al balancear la ecuación química en medio
105. En las siguientes reacciones químicas. ácido
D) Se forman 5 moles de agua Determinar los gramos de óxido de azufre (IV) que
E) La suma de los coeficientes de los productos es 10 se producen.
115. Al balancear la ecuación química: A) 76.8 g
B) 67 g
NaNO2 + Al + NaOH Na3AlO3 + NH3 + H2O C) 43 g
D) 100 g
La suma de dos coeficientes de los productos es: E) 30 g
A) 4 B) 6 C) 7 D) 5 E) 3
125. Al reaccionar 112 gramos de nitrógeno gaseoso
116. Al balancear la siguiente ecuación en solución con 60 gramos de hidrogeno gaseoso para formar
ácida: amoniaco. Determinar el reactivo en exceso y
cuanto de exceso queda sin reaccionar.
MnO 4 + Fe2+ → Mn2+ + Fe3+ A) H2 - 36g
La suma de los coeficientes de los productos es: B) N2 – 30g
A) 10 C) H2 - 10g
B) 14 D) N2 – 40g
C) 24 E) NH3 – 10g
D) 6
E) 9 126. En la descomposición catalítica del clorato de
potasio se produce oxigeno gaseoso y cloruro de
117. Balancear la ecuación química: potasio, Si en el reactor se colocan 122.5g de
Zn + HNO3 Zn (NO3)2 + NH4 NO3 + H2O clorato de potasio ¿qué volumen de oxigeno se
I. El Zn es el agente reductor produce a condiciones normales?
II. El coeficiente de la sustancia oxidante es 4 A) 33.6
III. El coeficiente del agente oxidante es 10 B) 333
IV. La suma de los coeficientes de los productos es 8 C) 3.36
La secuencia correcta, es: D) 133
A) VFVV B) FVFF C) VFFV D) VFFF E) FVVV E) 3
118. En la siguiente reacción química balanceada: 127. Si 8 gramos de A reaccionan con 20 gramos de B,
Cl2 + KOH KClO + KCl + H2O y 8 gramos de A reaccionan con 16 de C.
Marcar la alternativa correcta ¿Cuántos gramos de B reaccionarán con 4
A) El agente reductor gana 2 electrones gramos de C?.
B) La suma de los coeficientes de los productos es 6 A) 4 B) 5 C) 6 D) 2 E) 3
C) El productor reducido es KClO
D) Se forman 3 moles de agua 128. Si 23 gramos de sodio se combinan con 1 gramo
E) La sustancia oxidada es KCl de hidrógeno y 35.5 gramos de cloro se combinan
con 23 gramos de sodio, ¿cuántos gramos de
119. Calcular el peso en Kg de la cal viva (CaO) que hidrógeno se combinarán con 142 gramos de
se puede obtener calentando 200Kg de caliza cloro?.
que contiene 95% de CaCO3 A) 4g B) 8 g C) 2 g D) 6 g E) 7 g
A)106,4 B)100,4 C)102,4 D)101,4 E) 200.4
129. Hallar el peso de cal viva (CaO) que se puede
120. Se balancea la ecuación química: obtener al calentar 200 g de caliza del 95% de
Al + NaOH + H2O NaAlO2 + H2 pureza, si
el
rendimiento
CaO de la reacción
+ CO 2 es de 80%
La suma de todos los coeficientes estequiometricos, es: CaCO3
A) 11 B) 12 C) 13 D)
9 E) 10 A) 851.2 g
B) 88.00 g
121. Al balancear C) 81.52 g
KClO3 + H2SO4 + FeSO4 Fe2(SO4)3 + KCl + H2O D) 95.12 g
Cuántas proposiciones son correctas. E) 85.12 g
I. El cloro es el agente reductor
II. La suma de los coeficientes del agente oxidante y 130. En la siguiente ecuación química: KClO3 (s) +
reductor es 7 calor → KCl (s) + O2 (g) Si el rendimiento de
III. El coeficiente de la sustancia reductora es 6 la reacción es del 65%, ¿Cuántos gramos de
IV. El coeficiente de la sustancia oxidante es 3 clorato de potasio se necesita para producir 20
V. Se producen 4 moles de agua litros de oxigeno molecular a condiciones
A) 2 B) 1 C) 3 D) 4 E) 5 normales?. Pesos atómicos: K= 39 , O= 16 , Cl
= 35.5
122. En la reacción: A) 112.2 B) 72.9 C) 51.1 D) 145.8 E) 104.2
�𝒂��� + HCl �𝒂�𝒍� + ��� +
��� 131. En la combustión completa del gas propano
Si el rendimiento de la reacción es del 70%,la cantidad ¿cuantos gramos de propano del 90% de pureza
de carbonato de calcio que se necesita para se debe quemar para obtener 268 litros de dióxido
obtener 22.2 g de cloruro de calcio es: de carbono en condiciones normales?
A) 28.82g A)195 B)200 C)100 D)19.58 E)20
B) 14g
C) 20 132. La ley que confirma la formación de los
D) 25 compuestos AuCl y AuCl3, se denomina
E) 12 A) Ley de las proporciones múltiples
B) Los volúmenes de combinación
123. Se hace reaccionar 50 gramos de nitrógeno con 30 C) Ley de Lavossier
gramos de hidrógeno. La cantidad de amoniaco D) Las proporciones definidas
que se forma es: (Masas atómicas: N = 14, H = E) Las proporciones reciprocas
1)
A) 60.71 g B)19.29 C)10.71 D)23.3 E)9.32 133. El ácido clorhídrico reacciona con el carbonato
de calcio para producir cloruro de calcio, dióxido
124. Al reaccionar 476 g de bromuro de potasio con un de carbono y agua. ¿Qué cantidad de carbonato
exceso de ácido sulfúrico, el rendimiento de la de calcio reaccionara, si se utilizó 584 gramos de
reacción es del 60% según la ecuación: ácido clorhídrico del 70% de pureza.
KBr + ��𝑺�� 𝑲�𝑺�� + ��� + A)560 g B)480 g C)780 g D)600 g E)500 g
𝑺�� + ���
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142. Cuantos litros de oxigeno molecular y de óxido 150. En un recipiente se tiene 45 g de sodio metálico
de carbono (IV) se obtendrán de la combustión y 10 L de sulfuro de hidrógeno, al reaccionar
completa de 200 litros de gas metano en estas sustancias , qué peso de sulfuro de sodio se
condiciones normales, según la ecuación: formara en condiciones normales de presión y
���(𝒈) + ��(�) ���(𝒈) + H2O temperatura, además de generar hidrógeno.m.a
A) 400 litros de oxígeno y 200 litros de CO2 Na=23 H=1 S=32
B) 100 litros de oxígeno y 200 litros de CO2 A) 76,3 g B) 78 g C) 20 g D) 39 g E) 34,8 g
C) 100litros de oxígeno y 50 litros de CO2
D) 200 litros oxígeno y 200 litros de CO2
E) 100litros de oxígeno y 150 litros de CO2
154. La molalidad de una solución acuosa de hidróxido 165. Se requiere preparar 500 gramos de una solución
de sodio al 10 %(P/p) es: acuosa de hidróxido de potasio al 8 % en peso. La
A)2.78m cantidad de hidróxido de potasio es:
B)27.8m A) 20 g
C)1.73m B) 30 g
D) 3.00 C) 40 g
E)17.8 D) 50 g
E) 25 g
155. Calcule la normalidad de una disolución que se
obtiene al diluir con agua 3.5 litros de ácido 166. Una solución de HCl al 15 % en masa, tiene una
sulfúrico 4 molara, hasta obtener un volumen final densidad de 1.25 g/mL.¿Cuántos gramos de soluto
de 28 litros. hay en medio litro de solución.
A)1 A) 93.8 g B) 15 g C) 80 g D) 70 g E) 30 g
B) 0.5 167. Se tiene una solución de ácido bromhídrico 2 M de
C) 3 densidad 1.62 g/mL. El porcentaje en masa de HBr
D) 2 es:
E) 0.1 A) 18 %
B) 12 %
156. Una solución acuosa de ácido sulfúrico al 80% de C) 10 %
densidad 1,37 g/mL: Qué peso en gramos están D) 15 %
contenidos en 40 mL y qué volumen ocupa 30 E) 8 %
gramos del ácido. Se disuelven 35g de MgCl2 en
150 g de agua dando una solución cuya densidad 168. A 25 mL de solución de ácido nítrico 3 normal se
es 1,12 g/cc. Calcular la concentración de la añade 125 mL de agua. La normalidad de la
solución en: solución resultante es:
% m/m A) 1.0 N
% m/v B) 1.5 N
A. 18,92 % y 21,19% C) 2.0 N
B. 29,16% y 22,19% D) 0.5 N
C. 21,19% y 19,16% E) 0.8 N
D. 18,92% y 22,19%
E. 18,92% y 20% 169. Un frasco contiene ácido sulfúrico concentrado del
157. Se tiene una solución de Ácido sulfúrico al 84% en 60 % en masa y densidad 1.2 g/mL. La normalidad
peso, de densidad 1.82 g/mL. Calcular la y la molalidad de la solución es:
Molaridad y la Normalidad. M.A. : H=1; S=32; (Masas atómicas: H = 1, S = 32, O = 16)
O=16 A) 14,7 N y 15,3 m
A) 15.6 - 31.2; B)14 – 30; C) 31.2 – 16.5; D) 15.6 – 21.3; B) 12,6 N y 10,3 m
E) 31.2 – 15.6 C) 7.35 N y 10,3 m
D) 7.35 N y 15,3 m
158. Calcular el peso gramo equivalentes de los E) 14,7 N y 15,3 m
siguientes compuestos químicos: 170. ¿Qué peso en gramos de etanoato de sodio, se
Ca3(PO4)2 , H3PO4 , Al(OH)3 , HCl. M.A. : Ca=40; P=31; requiere para preparar 200g de una solución
O=16; H=1; Al=27; Cl=35.5 acuosa al 60% en peso?.
A)51.6;32.6;26;36.5 B)32.6; 51.6;25; 35 C)36.5;30; 20; 35 A) 130 B) 135 C) 135
D)32.5; 32.6; 16; 26.5 E) 50;30;26;30 D) 156 E) 120
159. Cuantos gramos de NaOH, están presentes en 200 171. Hallar el porcentaje en peso de alcohol a la
g de una solución 0.5 molal de NaOH temperatura de 8oC, en una mezcla formada por
M.A.: Na=23; O=16; H=1 170 mL de alcohol de densidad 0,8 g/mL y 135 mL
A) 3.92; B)39.2; C) 3; D) 9.2; E) 2.39 de éter de densidad 0,7 g/mL.
160. Se tiene una solución acuosa de Sulfato de Aluminio a) 59% b) 60% c) 62% d) 73% e) 74%
al 10 % p/v, la Molaridad y Normalidad de la
solución es: M.A.: Al= 27; S=32; O=16 172. Hallar el porcentaje en volumen de NaCl a la
A) 0.29 - 1.75; B)2.9 – 17.5; C) 29 – 17.5; D)9.2 – 7.51; temperatura de 18oC en una mezcla formada por
E) 0.29 – 17.5 600g de NaCl de densidad 0,9 g/mL y 1200g de
161. El Número de gramos de Fosfato de Calcio que ácido sulfúrico de densidad 0,92g/mL.
están presentes en una solución 3N de esta sal en a) 30% b) 41% c) 33,8% d) 40% e) 35,9%
un volumen de 500 mL, es: M.A.: Ca=40;
S=32; O=16
A)77.4; B)7.74; C) 774; D)47.7; E) 74.7
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173. Una disolución de 120 mL, contiene 34g de sulfato 188. El número de carbonos cuaternarios en el 5 – terc
de sodio. Si la densidad es de 1,20g/mL. Hallar el butil – 3 – etil – 8,9 dimetil – 2,8 undeca dieno, es:
porcentaje en peso del sulfato de sodio en la A)5 B)3 C)4 D)6 E)2
solución.
a) 23,61% b) 43,2% c) 36% d) 23,4% e) 76,8% 189. En la combustión completa del nonano, el número
de moles de oxigeno que reacciona es :
174. Cuál será la molaridad del ácido nítrico puro al 25% A)28 B)9 C)14 D)7 E)18
en masa de densidad 1,12g/ml.
(H=1,N=14,O=16) 190. En las siguientes proposiciones, señale V
a)0,5 b) 1,2 c) 1,4 d) 0,98 e) 4,44 (verdadero) o F (falso) y luego escoja la alternativa
correcta :
175. Determine la molaridad de 500 ml de solución. Si I.La Halogenación de los alcanos es una reacción de
se dispone NaOH al 60% en masa de densidad sustitución
1,6g/mL. (H=1,Na=23,O=16). II. Los alcanos son sustancias muy reactivas
a) 0.50 b) 0.048 c) 0.33 d) 0.54 e)0.23 III. En los alquenos la mayor parte de las reacciones son de
sustitución
176. Calcular el porcentaje en masa del ácido bórico IV. Los hidrocarburos son sustancias combustibles.
de una solución 2M cuya densidad es 1,82g/mL. A)V V F V B)V F V V C) V F F V
(H=1.B=11,O=16) D)V F V F E) F V V F
a) 1% b) 6,2% C) 6,38% d)5% e) 6,8% 191. Los combustibles fósiles como fuente natural de
hidrocarburos se originan en la descomposición de
177. Cuál es la molalidad del ácido nítrico al 30% puro :
de densidad 1,112 g/mL. (H=1,N=14,O=16). A) el aire
a) 7 b) 6,8 c) 9,3 d) 8,03 e) 7,95 B) minerales
C) materia orgánica
178. Se preparó una solución de NaOH al 60% en masa D) materia inorgánica
de densidad 1,4g/mL. Determine la concentración E) el agua
molal de la solución. (Na=23,O=16,H=1). 192. Cuando el acido clorhídrico reacciona con el 3 –
a) 131,25 b) 123,4 c) 37,5 d) 121,6 e) 98,4 metil - 2 – penteno, el producto formado es:
A) 3 – metil – 2 –cloro pentano
179. Determine el peso del ácido fosfórico necesario B) 2 – cloro – 3 – metil pentano
para obtener 800 ml de una solución 3 decinormal. C) 3 – cloro – 3 – metil pentano
(H=1, P=31;O=16). D) 3,3 dicloro pentano
a) 23,4 B) 33,2 c) 7,9 d) 24,2 e) 68,94 E) 3,3 dicloro – 3 - metil pentano
193. En la reacción del 2 metil pentano con el bromo
180. Hallar los peso equivalentes en gramos por gaseoso, el producto principal es:
equivalente gramo de: A) 2 metil bromo pentano
HNO3, Ba(OH)2, Fe2O3, Al2(SO4)3. B) 2 bromo pentano
(H=1, N=14, O=16, Ba=137, Fe=56, Al=27,S=32) C) 2 bromo – 2 – metil pentano
A) 60 80 28 38,2 D) 2 - bromo metil pentano
B) 62 82 29 37,3 194. 2-2 dibromopentano El número de carbonos
C) 63 85,5 26,7 57 terciarios y cuaternarios que existe en el 3 – terc
D) 63 87,3 28,7 40,3 butil – 4 neopentil – 2,4 hexadieno es:
E) 61 84 32 42 A) 3 – 3 B) 4 – 2 C) 2 – 4 D) 5 – 1 E) 1 – 5
181. La densidad del ácido bórico al 70% en peso es 1,6 195. En la hidratación del 3 etil – 6 – metil – 5 deceno, el
K/L. Determine la normalidad y la molaridad del producto formado es:
ácido. (H=1, B=11,O=16). A. 3 – etil – 6 metil decanol
A)19 y 23,3 B)20 y 13,4 C) 16 y 16 D) 18,06 y 18,06 B. 3 – etil – 6 metil – 6 decanol
E)21.03 y 42,06 C. 8 – etil – 5 –metil – 5 decanol
D. 8- etil – 5 – metil decanol
182. La cantidad de pirofosfato de Ag necesario para E. 5,8 dimetil decanol
preparar 150ml de solución de pirofosfato de Ag
decinormal es: (Ag=108, P=31, O=16). 196. Señale las siguientes proposiciones de V
a) 11,21 b) 2,87 c) 3,45 d) 3,23 e) 2,27 (verdadero) o F (falso) y luego señale la
alternativa correcta:
183. Para una solución de ácido sulfúrico de densidad I. Los primeros y últimos carbonos de una cadena
1,84g/ml y 26N. Determine el porcentaje en masa carbonada siempre son carbonos primarios.
del ácido. II. El carbono terciario tiene un hidrogeno enlazado.
a) 23,2 b) 69.2 c) 45,6 d) 31,7 e) 56,2 III. La formula global de un hidrocarburo solo muestra los
enlaces carbono carbono.
184. Cuántos litros de agua en una disolución de CaO IV. Los alquinos participan en reacciones de adición.
de densidad 2.2 g/ mL y 40 % en peso, hacen falta A) V V F V
para preparar 14 litros de una solución 2 N (H = 1, B) V V V F
Cl=35,5). C) F V F V
a) 3.5 b) 0.89 c) 31,4 d) 0,15 e) 11.1 D) F V V F
E) F F V V
185. Cuál es la molaridad de una solución de ácido
sulfúrico de densidad 1.65 g/mL y porcentaje al 197. Señalar la alternativa correcta respecto a los
64%. Masas atómicas: H= 1; S= 32 y O=16 u.m.a. compuestos aromáticos.
A) 10.77; B)10; C)5; D)17.7; E)7.7 A) Los dobles enlaces son aislados
B) Los dobles enlaces son conjugados
186. A 100 Kg. De H2SO4 al 25 % de pureza se le agrega C) Tienen núcleo de ciclo hexano
20 Kg de Zinc del 100% de pureza. Determine el D) Conocidos también como olefinas
volumen de H2 desprendido a C.N.; M.A. ( Zn=65; E) El benceno y fenil son isómeros
H=1;O=16; S= 32).
A) 5714,2 L; B) 5000 L; C)714L; D) 6000 L; E)4000 L 198. Señalar la alternativa correcta respecto a los
187. Los alcanos de acuerdo a la estructura de su aromáticos de núcleos condensados.
cadena carbonada, se clasifican en : A) El naftaleno tiene 3 carbonos inactivos
A) saturados e insaturados B) El antraceno y naftaleno son isómeros
B) saturados y aromáticos C) El antraceno y fenantreno son isomeros
C) normales y ramificados D) En el antraceno el carbono 4 y 7 son equivalentes
D) alicíclicos y aromáticos E) El fenantreno está formado por tres anillos
E) isómeros y aromáticos bencénicos lineales.
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199. La nomenclatura de los siguientes compuestos aromáticos, son:
CH3 CH3 O
H5C2 HC HC C H
H3C
CH3
A) p-butiltolueno; acido m- isopropilbenzoico
B) p-isoprolpiltolueno; m- isopropiltolueno
C) p-sec.butiltolueno; m- isopropilbenzaldehido
D) p-isobutiltolueno; m- propilbenzaldehido
E) p- metoxitolueno; m-metoxibenzaldehido
OH
Cl ;
A) m-cloro, fenil-benceno; alfa naftol
B) p- cloro, fenil-benceno; alfa naftol
C) m- cloro, fenil-benceno; beta naftol
D) m-cloro,bencil-benceno; alfa naftol
E) m-cloro, fenil-benceno; 2-hidroxiantraceno
Cl
H 2N
CH3
NH2 ;
A) Alfa amino, beta cloroantraceno; alfa amino beta metilfenantreno
B) 1-amino, 10-cloroantraceno; 9-amino, 1-metilfenantreno
C) p-cloroanilina; m- metil anilina
D) p-clorotolueno; m- aminametilfenantreno
E) 3-amino, 9-cloroantraceno; 1-amino, 3-metilfenatreno
C
OH
;
O CH
3
A) Benzaldehído; p- metoxianilina
B) Acido benzoico; p-metoxianilina
C) Carboxi benceno; metoxi,amino benceno
D) Acido benzoico; p-metanoatoanilina
E) Metoxitolueno; m-metoxibenzaldehido
CH3 CH3
CH3
OH
A) 1 B) 2 C) 4 D) 5 E) 3
AlCl3
+ H3C CH2 Cl ? + HCl
A) metilbenceno
B) clorobenceno
C) propilbenceno
D) etilbenceno
C2H5
E) m-cloro,etilbenceno
A) C2H5 B) H5C2 C)
CH3
CH3
CH3
H5 C2 H5C2
D) CH3 E)
CH3
H2SO4 NO2
+ ? + H2O
A) fenilo
B) nitrato
C) ácido nítrico
D) ácido sulfúrico
E) nitrobenceno
208. Al balancear la reacción de combustión del 213. En el p-isopropil fenol, el número de carbonos
etanol, la suma de los coeficientes de los secundarios y terciarios es:
reactantes y productos es: A)0 y 6 B) 0 y 5 C) 2 y 2 D) 3 y 3 E) 3 y 4
A) 8 B) 9 C) 7 D) 6 E) 5
214. La fórmula molecular del m-etil fenol es:
209. Por deshidratación del 2-butanol a 180°c y en A) C10H10O B) C10H8O C) C6H8O
presencia de ácido sulfúrico, se obtiene: D) C8H8O E) C8H10O
A) 2-buteno B) 1-butanol
C) 2-butino D) 1,2-butadieno E) 1-butino 215. Marcar con verdadero (V) o falso (F) las
proposiciones:
210. La fórmula molecular del 3-metil-2-butanol es: - El 2-fenil-2-propanol es un fenol ( )
A)C5H11O B) C5H12O C) C4H10O D) - El 1,4-dihidroxibenceno se denomina
C5H12 E) C5H12O2 hidroquinona ( )
- Los fenoles son compuestos que tiene grupo
211. Por oxidación del 2-butanol en presencia de hidroxilo unido a carbono aromático ( )
dicromato de sodio, se obtiene: - En el fenol el grupo hidroxilo se encuentra en
A) 3-butanona B) Butanal C) 2-buteno carbono secundario ( )
D) Butanona E) 1-buteno La secuencia correcta es:
A) F V V F B) V F F V C) F F V V
212. Indicar con verdadero (V) o falso (F) las D) V F V F E) F V V V
proposiciones:
- El etilenglicol es el 1,2-etanodiol ( ) 216. Indicar la relación incorrecta:
- En el fenol el grupo hidroxilo se encuentra en A) Oxidación de alcohol primaria: aldehído
carbono cuaternario ( ) B) Oxidación de alcohol secundario: cetona
- La reacción de un etanol con el sodio produce C) Combustión de alcoholes:Ácidos carboxílico s
etóxido de sodio ( ) D) Reducción de cetona:Alcohol secundario
- Por deshidratación bimolecular de alcoholes se E) Hidratación de alqueno: alcohol
obtiene alquenos ( )
La secuencia correcta es: 217. Al deshidratar el 2-metil-2-butanol, se produce:
A)V F V F B) V V V F C) F V F V A) 3-metil-2-buteno
D) V V F F E) F V F F B) 2-metil-2-buteno
C) 2-metil-2-butino
D) 2-metil butanol
E) 2-metil butano
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- La glucosa es un pentahidroxihexanal
218. Marcar con verdadero (V) o falso (F) las - La sacarosa es un oligosacárido
proposiciones: La secuencia correcta es:
- El dietil éter se puede obtener por deshidratación A) F V V V
bimolecular del etanol con ácido sulfúrico y a 140ºC( ) B) F V V F
- Los éteres son compuestos con grupo funcional –COOH C) V F V V
( ) D) F V F V
- El acetato de etilo es un éter ( ) E) V F V V
- El fenil metil éter es el metoxibenceno ( ) 225. Respecto a los carbohidratos. ¿Cuántas
La secuencia correcta es: alternativas son correctas?
A) V V F F B) V F F V C) F F F V ( ) La combustión de la glucosa produce en los organismos
D) V V F V E) F F V V vivos: óxido de carbono (IV) y agua.
( ) Los carbohidratos más simples son los monosacáridos
219. De la relación siguiente: fenilalanina, anilina, y los oligosacáridos.
bencilamina, alanina y valina cuantas SON ( ) La cetosa más abundante en la naturaleza es la D-
AMINOACIDOS fructosa
A) 3 B)1 C)2 D)4 E)5 () Las plantas y animales almacenan la glucosa en
forma de almidón y glucógeno, respectivamente.
220. El etoxietano se produce por la reacción de: ( ) La celulosa es un oligosacárido estructural en las
A) Oxidación del etanol plantas.
B) Hidratación del etanol A) 1 B) 2 C) 3 D) 4 E) 5
C) Reducción del aldehído
D) Deshidratación bimolecular de etanol 226. ¿Cuál de los siguientes polisacáridos constituye
E) Fermentación de glucosa una fuente de reserva de energía en los
animales?:
221. Por la reacción de etanol con el metanol en A) Sacarosa
presencia de ácido y temperatura, el producto B) Glucógeno.
principal que se forma es: C) Almidón.
A) Metanoato de etilo D) Celulosa
B) Metoxietano E) Lactosa
C) Etanoato de metilo 227. Respecto a los carbohidratos, indicar si es
D) Dietil éter verdadero(V)ó Falso(F), según corresponda y
E) Dimetil éter elegir la alternativa correcta.
( ) La glucosa, la galactosa y la fructosa son isómeros
222. Por reducción de la propanona se obtiene: ( ) La sacarosa está formado por glucosa y galactosa
A) Acido propanoico ( ) La lactosa se encuentra en la caña de azúcar
B) 1-propanol ( ) El almidón está formado por amilosa y glucógeno
C) 2-propanol A) VFVF B) VFFF C) FVFV
D) Propanal D) FFVV E) VVFV
E) Propano 228. Los azucares son compuestos formados por:
A) C, S y O B) H, C y N C) C, O y N
223. Indique verdadero o falso según corresponda. D) N, H y C E) C, H y O
( ) El carbono alfa de cada aminoácido, con
excepción de la glicina, lleva unidos cuatro 229. La saponificación se produce entre:
grupos químicos diferentes. A) éster graso y agua
( ) la característica que determina que cada B) ácido graso y un hidróxido de sodio
aminoácido sea químicamente distinto es el la C) ácido graso y un hidróxido alcalino
cadena lateral R D) ácido graso y un alcohol
( ) La fenilalanina y la tirosina poseen un anillo E) éster graso y un hidróxido alcalino
aromático en su cadena lateral R
( ) La cisteína y la serina son aminoácidos azufrados. 230. La lactosa está formada por dos hexosas
( ) La tirosina y la serina, poseen un grupo hidroxilo correspondiente a :
en su cadena lateral R A) Glucosa y Glucosa
A) VVVFV B) Fructosa y glucosa
B) FVVFV C) Glucosa y galactosa
C) FVVVV D) Fructosa y galactosa
D) VVVFF E) Fructosa y Fructosa
E) FFVFV
224. Indicar con verdadero (V) o falso (F) las siguientes 231. La galactosa es:
proposiciones: A) Aldohexosa B) Cetopentosa C) Triosa
- La función aldehído se encuentra en carbono D) Cetohexosa E) Disacárido
secundario
- La función cetona se encuentra en carbono
secundario
233. Indicar con verdadero (V) o falso (F) las La secuencia correcta es:
proposiciones: A) V V V F
- La fórmula del etilenglicol es CH2OH-CH2OH ( ) B) V V F F
- La fórmula del glicerol es CH2OH-CH2-CH2OH ( ) C) F V F V
- El dietil éter es el etoxietano ( ) D) V F V F
- Los éteres tiene grupo funcional R-O-O-R ( ) E) V F F F
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234. La masa molar del metoxibenceno es: C) Acido amino butanoico
A)109 g/mol B)108 g/mol C)96 g/mol D) Acido 4 - amino butanoico
D)92 g/mol E)110 g/mol E) Butilamida
235. Indicar falso (F) o verdadero ( V) a las siguientes 242. Marca la alternativa que corresponde al nombre del
propuestas. siguiente compuesto químico:
( ) El 3,3 dimetil -2- butanol corresponde a un alcohol (CH2)2 – CH3
terciario CH3 – N – (CH2)4 – CH3
( ) La reducción del, 1,4 butanodiol produce ácido 1,4 A) N – etil, N – metilbutilamina
butanodioico B) N –metil, N – propilpentanamina
( ) El glicerol corresponde estructuralmente al 1,2,3 C) N, N – dietil – N – metilamina
propanotriol D) N – metil – N – pentil – N – isopropil amina
( ) La oxidación del 3 hexanol produce 3 hexanona E) N,N,N - metiletilpentilamina
e indicar la alternativa correcta
A) VVVV B) FVFV C) VVFV 243. El aminoácido más simple es:
D) FFFF E) FFVV A) Tirosina B) Alanina C) Fenilalanina D) Serina E) Glicina
CARBOHIDRATOS
Conocidos también como azúcares o glúcidos abundan en la naturaleza y son sintetizados por plantas y animales.
Químicamente, los carbohidratos son polihidroxialdehídos o polihidroxicetonas, cuyas formas cíclicas son las que más
abundan.
CLASIFICACIÓN. Por el número de unidades monoméricas, pueden ser:
a) Monosacáridos, b) Oligosacáridos y c) Polisacáridos.
A) MONOSACARIDOS. Son los azúcares más simples que no pueden ser hidrolizados en otros azúcares más simples. Se les
nombra con la terminación OSA.
I) Por el número de carbonos pueden ser:α
Con 3 átomos de carbono. Triosas, ejemplo: Gliceraldehido. Con 4 átomos de carbono. Tetrosas, ejemplo: Eritrosa. Con 5
átomos de carbono. Pentosas, ejemplo: Ribosa. Con 6 átomos de carbono. Hexosas,
ejemplo: Glucosa, fructosa, galactosa.
II) Por su estructura pueden ser:
Aldosas. Son polihidroxialdehídos que tienen varios grupos hidroxilo (-OH) y el grupo formilo aldehído (-CHO). Ejemplo: Glucosa
(aldohexosa), galactosa (aldohexosa).
Cetosas. Son polihidroxicetonas también con varios grupos (-OH) y el grupo carbonilo (-CO-), ejemplo: fructosa (cetohexosa).
Sí una hexosa es un monosacáridos de seis átomos de carbono con el grupo funcional aldehído corresponde a una
aldohexosa. En cambio, sí se presenta con el grupo cetona se dice que es una cetohexosa. La mayoría de los monosacáridos
naturales son pentosas o hexosas. Entre los monosacáridos más importantes se tienen: Glucosa, fructosa y galactosa.
GLUCOSA (DEXTROSA), C6H12O6, corresponde al 2, 3, 4, 5, 6 - pentahidroxihexanal. Es un sólido blanco soluble en agua. Las
estructuras son:
D- Glucosa ( α –D-glucopiranosa)
D- Fructosa (α –D - fructofuranosa)
GALACTOSA, C6H12O6, es un polihidroxialdehído, se encuentra formando parte del disacárido lactosa (Azúcar de leche).
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D- Galactosa ( α – D - galactopiranosa)
B) OLIGOSACARIDOS. Son glúcidos que al hidrolizarse se
desdoblan entre 2 a 10 monosacáridos. Los ms
importantes son los disacáridos, como: maltosa, sacarosa
y lactosa.
MALTOSA, C12H22O11. Se encuentra en la malta de
cebada. Su hidrólisis produce dos glucosas.