Q-2do Sec.-II Bim

Colegio Lobachevsky Química-II Bimestre 2do Año

Profesor: Daniel Torres 2011


Introducción………………………………………………………2

Teoría Atómica……………………………………………………3

Tabla periódica de los elementos………………………………9

EnlaceQuímico I …………………….……………………………12

EnlaceQuímico II …….……….…………………………………17

Nomenclatura Inorgánica………………………………………22

FunciónOxido…………………………………………………….28

FunciónHidró xido……………………………………………… .34

UnidadesQuímicas deMasa…………………………………… 40

Se denomina química (del árabe kēme (kem, كيمياء), que significa "tierra") a la ciencia que estudia la composición, estructura y propiedades de la materia, como los cambios que ésta experimenta durante las reacciones químicas y su relación con la energía. Históricamente la química moderna es la evolución de la alquimia tras la Revolución química (1733).


http://es.wikipedia.org/wiki/1733

http://es.wikipedia.org/wiki/Revoluci%C3%B3n_qu%C3%ADmica

http://es.wikipedia.org/wiki/Alquimia

http://es.wikipedia.org/wiki/Evoluci%C3%B3n_tecnol%C3%B3gica

http://es.wikipedia.org/wiki/Energ%C3%ADa

http://es.wikipedia.org/wiki/Reacci%C3%B3n_qu%C3%ADmica

http://es.wikipedia.org/wiki/Materia

http://es.wikipedia.org/wiki/Estructura

http://es.wikipedia.org/wiki/Elementos_de_la_antig%C3%BCedad

http://es.wikipedia.org/wiki/Idioma_%C3%A1rabe

Colegio Lobachevsky Química-II Bimestre 2do AñoLas disciplinas de la química han sido agrupadas por la clase de materia bajo estudio o el tipo de estudio realizado. Entre éstas se tienen la química inorgánica, que estudia la materia inorgánica; la química orgánica, que trata con la materia orgánica; la bioquímica, el estudio de substancias en organismos biológicos; la físico-química, comprende los aspectos energéticos de sistemas químicos a escalas macroscópicas, moleculares y atómicas; la química analítica, que analiza muestras de materia tratando de entender su composición y estructura. Otras ramas de la química han emergido en tiempos recientes, por ejemplo, la neuroquímica que estudia los aspectos químicos del cerebro.

La ubicuidad de la química en las ciencias naturales hace que sea considerada como una de las ciencias básicas. La química es de gran importancia en muchos campos del conocimiento, como la ciencia de materiales, la biología, la farmacia, la medicina, la geología, la ingeniería y la astronomía, entre otros.

Los procesos naturales estudiados por la química involucran partículas fundamentales (electrones, protones y neutrones), partículas compuestas (núcleos atómicos, átomos y moléculas) o estructuras microscópicas como cristales y superficies.

Desde el punto de vista microscópico, las partículas involucradas en una reacción química pueden considerarse como un sistema cerrado que intercambia energía con su entorno. En procesos exotérmicos, el sistema libera energía a su entorno, mientras que un proceso endotérmico solamente puede ocurrir cuando el entorno aporta energía al sistema que reacciona. En la gran mayoría de las reacciones químicas hay flujo de energía entre el sistema y su campo de influencia, por lo cual podemos extender la definición de reacción química e involucrar la energía cinética (calor) como un reactivo o producto.

Aunque hay una gran variedad de ramas de la química, las principales divisiones son:

Química Orgánica Química Inorgánica Fisicoquímica Química analítica Bioquímica

MODELO ATÓMICO ACTUALEs la porción más pequeña en que se puede dividir un elemento químico, manteniendo sus propiedades. Todo átomo es un sistema energético, en el cual se diferencian dos zonas principales: el núcleo atómico y la zona extranuclear.

El núcleo atómico es la región central y está constituida por los protones y los neutrones; la zona extranuclear (nube electrónica) está constituida por los electrones que giran alrededor del núcleo. Todas estas partículas son denominadas Partículas Fundamentales

TEORÍAS ATÓMICAS

1. DEMÓCRITO Y LEUCIPO: Eran dos filósofos griegos (460 – 370 a.C.) postularon que los cuerpos estaban constituidos por partículas diminutas e invisibles denominadas átomos.

2. ARISTÓTELES (384 – 322 a.C.): Negó la propuesta de Demócrito y Leucipo, sostenía más bien que la materia era continua y estba formada por cuatro elementos: aire, tierra, fuego, agua.


http://es.wikipedia.org/wiki/Bioqu%C3%ADmica

http://es.wikipedia.org/wiki/Qu%C3%ADmica_anal%C3%ADtica

http://es.wikipedia.org/wiki/Fisicoqu%C3%ADmica

http://es.wikipedia.org/wiki/Qu%C3%ADmica_Inorg%C3%A1nica

http://es.wikipedia.org/wiki/Qu%C3%ADmica_Org%C3%A1nica

http://es.wikipedia.org/wiki/Astronom%C3%ADa

http://es.wikipedia.org/wiki/Ingenier%C3%ADa

http://es.wikipedia.org/wiki/Geolog%C3%ADa

http://es.wikipedia.org/wiki/Medicina

http://es.wikipedia.org/wiki/Farmacia

http://es.wikipedia.org/wiki/Biolog%C3%ADa

http://es.wikipedia.org/wiki/Ciencia_de_materiales

http://es.wikipedia.org/wiki/Ciencias_b%C3%A1sicas

http://es.wikipedia.org/wiki/Cerebro

http://es.wikipedia.org/wiki/Neuroqu%C3%ADmica

http://es.wikipedia.org/wiki/Qu%C3%ADmica_anal%C3%ADtica

http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81tomo

http://es.wikipedia.org/wiki/Mol%C3%A9cula

http://es.wikipedia.org/wiki/Nivel_macrosc%C3%B3pico

http://es.wikipedia.org/wiki/Bioqu%C3%ADmica

http://es.wikipedia.org/wiki/Materia_org%C3%A1nica

http://es.wikipedia.org/wiki/Qu%C3%ADmica_org%C3%A1nica

http://es.wikipedia.org/wiki/Materia_inorg%C3%A1nica

http://es.wikipedia.org/wiki/Qu%C3%ADmica_inorg%C3%A1nica

Colegio Lobachevsky Química-II Bimestre 2do Año3. TEORÍA ATÓMICA DE DALTON (1805): En base a los trabajos realizados por Lavoisier, Proust y

Boyle, Dalton propuso su teoría atómica con los siguientes postulados:

La materia está formada por partículas pequeñas indivisibles e indestructibles denominadas átomos.

El átomo es indestructible, aún en las reacciones químicas más violentas conserva su masa.

4. DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRÓN (1897): En 1850 se estudiaba la naturaleza de las radiaciones emitidas por un electrodo negativo o cátodo, en un tubo al vacío sometido a voltajes de alrededor de 10 000 voltios.

Estas radiaciones fueron denominadas rayos catódicos y se manifiestan con un brillo intenso detrás del ánodo o electrodo positivo. Varios científicos estudiaron la naturaleza de este fenómeno y fue finalmente Joseph Thomson quien descubriera en 1897 que los rayos catódicos eran partículas negativas de nasa muy pequeña, a las cuales llamó electrones.

5. DESCUBRIMIENTO DEL NÚCLEO ATÓMICO (1911): El neocelandés Rutherford realizó la experiencia de bombardear una delgada lámina de oro usando como proyectiles partículas alfa provenientes de una sustancia radioactiva. Para detectar impactos producidos por las partículas, utilizó una pantalla con ZnS y observó:

Hay una zona muy pequeña decarga positivo llamado núcleo. Los electrones están a gran distancia del núcleo, orbitando como un sistema planetario en

miniatura.

6. TEORÍA ATÓMICA DE NIELS BOHR: El panorama de los descubrimientos como la teoría cuántica de Max Planck (1900), el descubrimiento y explicación del efecto fotoeléctrico por Albert Einstein (1905), además tomando en cuenta el modelo atómico de Rutherford. Niels Bohr tenía que dar explicaciones a muchas interrogantes y contradicciones. Es así que Bohr une los principios de la mecánica cuántica y logra establecer:

Propiedad Dual de la Materia: (Broogle – 1924): los cuerpos materiales que viajan a cierta velocidad poseen dos propiedades: propiedad de partícula y propiedad de onda.

Principio de Incertidumbre (Heisemberg – 1927): es imposible determinar con exactitud el momento lineal y la posición de una partícula pequeña que viaja a gran velocidad, simultáneamente.

Estados Cuantizados de Energía: en el átomo existen diversos estados energéticos (niveles, subniveles y orbitales). Los electrones sólo pueden existir en determinados estados de energía, si pasan de un estado energético a otro, deben absorber o emitir energía en forma de un fotón.

7. MODELO DE SOMMERFELD (1916)Hace una extnsión del modelo de Bohr, introduciendo órbitas elípticas para algunos electrones además de los circulares.

PARTÍCULAS FUNDAMENTALES:

PARTÍCULA PROTÓN NEUTRÓN ELECTRÓN

UBICACIÓN núcleo núcleo Nube Electr.

SÍMBOLO P+ n0 e-


Colegio Lobachevsky Química-II Bimestre 2do AñoMASA 1,672x10-24 1,675x10-24 9,11x10-28

CARGA +1,6 x 10-19 0 +1,6 x 10-191 0 -1

SPIN 38017 38017 38017

ESTABILIDAD estable inestable Estable

VIDA 1032 años 16,6 min. 1021 años

DESCUBRIDOR Rutherford Chadwick Thomson

NÚCLIDO: Es la representación del núcleo del átomo de un elemento químico.

ó donde: E = Símbolo del elemento.A = Número de masaZ = Número Atómico

Número Atómico (Z): es el número de protones libres que hay en el núcleo de cada átomo y se representa por la letra mayúscula Z; en donde:

Cuando el átomo es neutro, el número de protones es igual al número de electrones.

Número de Masa (A): Es igual a la suma de los protones más los neutrones que hay en el núcleo atómico y se lo representa con la letra mayúsculaA; si el átomo es neutro también resulta igual a la suma de electrones y neutrones.

En la fórmula despejamos “n0”, obtenemos la siguiente fórmula que nos permite calcular al número de neutrones:

TIPOS DE NÚCLIDOS.

1) ISÓTOPOS O HÍLIDOS: Son átomos de un mismo elemento que tienen diferente número de masa, debido a la variación en el número de neutrones.

Ej.Isótopos de Hidrógeno:

Protio Deuterio Tritio

2) ISÓBAROS: Conjunto de átomos que pertenecen a diferentes elementos, pero que poseen igual número de masa.Ej.


Z = p+

A = p+ + n0

n0 = A – Z


52Te12724Cr55

A= 127 A = 5553I127

25Mn55

3) ISÓTONOS: Conjunto de átomos de elementos diferentes, pero que poseen igual número de neutrones. Sus propiedades físicas y químicas son diferentes.

#nº = A - ZEj.

7N1426Fe54

#nº=A – Z #nº= 286C13

24Cr52

LA NUBE ELÉCTRONICA:

Es la región de espacio exterior al núcleo atómico donde se hallan los electrones en movimiento, se divide en: niveles de energía o capas, subniveles o subcapas y orbitales.

ELECTRONES (e-).- Son partículas elementales de carga negativa que se hallan en rápido movimiento en la nube electrónica, su masa resulta 1/1836 la masa del protón.

Masa e- = 9,1 x 10-28gCarga e-= 4,8 x 1010ues = 1,6 x 10 -19

De acuerdo a la mecánica cuántica, el electrón tiene también propiedades ondulatorias, es una “onda corpúsculo”.

NIVELES DE ENERGÍA: Es la región de la nube electrónica done se hallan los electrones girando el órbitas sin ganar ni perder energía, es decir, con similar valor de energía. Existen dos formas de representar los niveles: mediante letras mayúsculas y con números cuánticos enteros positivos.

CON LETRAS K L M N O P Q

Número Cuántico 1 2 3 4 5 6 7

SUBNIVELES DE ENERGÍA: Son regiones más angostas y pequeñas donde se localizan los electrones. Los subniveles son de cuatro tipos: sharp (s), principal (p), difuse (d) y fundamental (f). A los subniveles se les designa con el número cuántico secundario (l) y se les representa con letras minúsculas o números cuánticos:

CON LETRAS s p d FNÚMERO CUÁNTICO 0 1 2 3

Para determinar el número de electrones que pueden ingresar en cada subnivel de energía se aplica la siguiente fórmula: 2(2l + 1), donde l es la representación cuántica del subnivel:CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA:

La configuración electrónica de un átomo es la distribución de los electrones en niveles, subniveles y orbítales en orden creciente a su energía. Experimentalmente se he determinado que el orden de energía creciente de los subniveles se da mediante la Regla de Moeller o del serrucho y la regla de Hund:


Colegio Lobachevsky Química-II Bimestre 2do Año1s2 – 2 s2 – 2p6 – 3s2 – 3p6 – 4s2 – 3d10 – 4p6 – 5s2 – 4d10 – 5p6 – 6s2 – 4f14 – 5d10 – 6p6 – 7s2 – 5f14 – 6d10 – 7p6.

Ejemplo:

Helio (Z =2) : 1s2

Litio (Z = 3) : 1s2 2 s1

Nitrógeno (Z = 7): 1s2 2 s2 2p3

Cloro (Z = 17) : 1s2 2 s2 2p6 3s2 3p5 Hierro (Z = 26): 1s2 2 s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 Selenio (Z = 34): 1s2 2 s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p4

PROBLEMAS PROPUESTOS1) ¿A qué se llama número de masa?

…………………………………………………………………………………………

…………………………………………………………………………………………

…………………………………………………………………………………………

…………………………………………………………………………………………

…………………………………………………………………………………………

…………………………………………………………………………………………

2) Completa el siguiente cuadro a continuación poniendo igual (=) o diferente () según sea el caso:

Isótopos Isóbaros Isótonos

# atómico

# masa

# neutrones

3) Describe el modelo de Thomson y explica su fundamento experimental………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………

4) Realiza la configuración electrónica de los siguientes átomos:

a. P (Z=15)b. S (Z=16)c. Kr (Z=36)d. I (Z=53)

5) Un átomo neutro tiene 74 neutrones y 7 electrones en su nivel “0” ¿Cuál es su número de masa?

………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………Profesor: Daniel Torres 2011


6) ¿Qué indica la notación 2p3?

7) Explica el modelo atómico de Sommerfeld.

………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………



La tabla periódica de los elementos es la ordenación que, atendiendo a diversos criterios, distribuye los elementos químicos conforme a ciertas características.

Antecedentes a la Tabla Periódica

a. Thenard: en 1813, clasifico a los elementos en metales y metaloides según condujeran o no la electricidad y por su brillo metálico.

b. Berzelius: en 1820 clasifico a las elementos en electropositivos y electronegativos, según su comportamiento en la electrólisis y los ordenó según su electronegatividad

c. Dobereiner: en 1829, formó grupos de tres elementos, con propiedades químicas semejantes, de modo que el peso atómico del segundo era la medida de los otros dos llamándolos triadas.

d. Dumas: en 1852, formó grupos, agrupo a los elementos en “familias” Halogenos, anfigenos, nitrogenoides.

e. Newlands. En 1865 desarrollo la “Ley de octatos” ordenando a los elementos en series de 7 (según sus pesos crecientes) en donde el octavo elemento tenía propiedades semejantes al primero.

f. Mendeleiev. Formuló una ley periódica que sirvió de base a la Ley periódica moderna. Ordeno a los elementos de acuerdo al orden creciente de sus pasos atómicos.

g. Moseley. En 1914 al descubrir el número atómico correcto de muchos elementos y al descubrir la relación existente con sus propiedades, ordeno a los elementos de acuerdo al orden creciente de sus números atómicos. “Las propiedades de los elementos no son arbitrarias, sino que dependen de la estructura del átomo y a variar de manera sistematica con el número atómicos”.

h. Werner. Diseñó la tabla periódica en forma larga, la tabla actual.

Descripción de la Tabla Periódica

a) Los elementos químicos se encuentran ordenados según el número atómico creciente (z)b) El Período: son las filas horizontales, indican el número de niveles de energía que están siendo

ocupados por los electrones en su estado basal.c) Grupo: son las columnas verticales, indican el número de electrones del nivel externo.d) Los elementos que tienen propiedades semejantes se encuentran en un mismo grupo

(familias)

IA : Metales AleaninosIA : Metales Aleanino TerreosIIIA: Elementos Terreos BoroidesIVA: Elementos CarbonoidesVA: Elementos NitrogenoidesVIA: Elementos Anfigenos o CalcogenosVIIA: Elementos HalogenosVIIIA: Gases NoblesIB: Metales de Acuñación

II. Relación entre la Configuración Electrónica y la tabla Periódica.

La Tabla Periódica se encuentra dividido en 4 bloques: s, p, d, f

Aquellos elementos cuya configuración electrónica termina en “s” o “p” son REPRESENTATIVOSAquellos elementos cuya C.E. termina en “d” son de TRANSICIÓN EXTERNA


Colegio Lobachevsky Química-II Bimestre 2do AñoAquellos elementos cuya C.E. termina en “f” ser elementos de TRANSICIÓN INTERNA

PROBLEMAS PROPUESTOS

1) La ubicación de los elementos en la tabla se ha hecho de acuerdo a :

a. Los pesos atómicos b. Los números atómicos c. Si son líquidos o sólidos d. Si son metales o no metales e. Si son grandes o pequeños

2) Marque verdadero (V) o falso (F):

a. La tabla moderna fue diseñada por Mendeleiev ( )b. Los periodos ocupan filas horizontales ( ) c. Los grupos ocupan fila verticales ( )d. Los elementos que tienen propiedades parecidas están en el mismo grupo ( )

3) En la siguiente lista de símbolos marca aquellos que representan exclusivamente

a. K, P, Na b. Fe, Hg, Brc. Cl, Hg, Fed. Al, Br, Hge. Br, Hg, Fe

4) Indique cuál afirmación es falsa

i) El periodo indica el número de niveles de energíaii) El bloque s, d y f pertenece a los no – metales iii) Los gases nobles no reaccionan son inertes

a) I b) II c) III d) I y II e) II y III

5) Relaciona

a. Agrupa los elementos en triadas b. Agrupa los elementos en octavos c. Organiza los elementos en una tabla según sus números atómicosd. Organizó a los elementos según sus masas.

Mendeleiev Newland Maseley Dobereiner

6) En la siguiente lista de símbolos químicos marca a aquellos formados por solo No – metales

a. K, Rb, Nab. Br, Cl, Fec. F, Mg, Id. S, N, Cle. S , Br, Cu

7) Escriba el símbolo químicos de los siguientes elementos


ENLACE QUÍMICO I

Avance de la Reacción

A B

A B Molécula

Átomos

Energía

Alta

Baja

Energía Perdida (Energía de formación de enlace)


Magnesio ________________________________

Manganeso _______________________________

Calcio ________________________________

Carbono ________________________________

8) Indique a que bloque de la tabla pertenecen los siguientes elementos

a. _____________________________

b. _______________________________

c. _______________________________

d. _______________________________

Concepto.- Es la fuerza que mantiene unido a los átomos (Enlace químico) y las moléculas (enlace intermolecular).

El principio fundamental para que pueda efectuarse un enlace químico es la tendencia de los átomos a adquirir su estabilidad química, su estado de menor energía.

Según la regla del octeto un átomo adquiere su estabilidad completando con 8 electrones su nivel externo, es decir adquiriendo la configuración electrónica de un gas noble.

Según la regla del dos, un átomo adquiere su estabilidad completando con 2 electrones sus orbítales desapareados y sus orbítales vacíos.

Tipo de enlace


F Cs- +F- Cs+

Colegio Lobachevsky Química-II Bimestre 2do AñoI. Enlace Iónico o Electrovalente .- Consiste en la unión de los iones cationes y aniones mediante una

fuerza electrónica. Los compuestos Iónicos presentan elevados valores de punto de fusión debido a que el enlace Iónico es muy fuerte.

Los compuestos Iónicos puros son malos conductores de la corriente eléctrica, pero cuando están disueltas en agua (solución Iónica) si conducen la corriente eléctrica (electrolito).

Ejemplo :

[9F] = 1s2 2s2 2p5 2 s↑↓

2 p↑↓

x 2 p↑↓

y 2 p↑

z

[55Cs] = [54Xe] 6s1 6 s↑

[10Ne] [54Xe] Fluoruro de Cesio

Criterio Útil : Si Δ E.N. > 1,7 Es Iónico.

EJERCICIOS DE APLICACIÓN

1. La afirmación : “Los átomos de los elementos tienden a reaccionar de modo que adquieren una configuración electrónica de un gas noble”. Corresponde a :

a) Ley de las Proporciones Múltiplesb) La Ecuación de Onda de Schrödingerc) Teoría del Octeto Electrónico de Lewisd) Teoría de la Relatividad de Einsteine) Teoría de los Niveles Energéticos de Bohr

2. Al formarse un enlace :

I. Los átomos presentan menor energíaII. Se logra estabilidad de los átomosIII. Existe liberación de energía Son correctas :

a) Sólo I b) Sólo II c) Sólo III

d) I y III e) Todas

3. Establecer verdadero (V) o falso (F) según :

El enlace se debe a la tendencia de los átomos a adquirir la configuración electrónica de un gas noble.

En el enlace se busca la estabilidad de los átomos (estado de menor energía)

En el enlace participan principalmente los electrones de valencia.

a) VFF b) FFV c) FFFd) VVV e) VFV

4. ¿En qué enlace se produce una transferencia de electrones?



a) Covalente normal d) Covalente polarb) Electrovalente o iónico e) Covalente

apolarc) Covalente coordinado

5. ¿Cuál es el tipo de enlace más probable a formar un metal y no metal?

a) Covalente b) Iónico c) Apolard) Covalente dativo e) Polar

6. Indique el número de proposiciones no incorrectas respecto al enlace iónico :

( ) Por lo general se lleva entre un metal (I A y II A) y un no metal (VII A)

( ) Transferencia de electrones( ) Es de naturaleza eléctrica( ) Se comparte un par de electrones

a) 0 b) 1 c) 2d) 3 e) 4

7. Elementos entre [Ca]2+ [F ]2−1

, marcar lo “V” o “F” :

( ) El enlace se mantiene mediante fuerzas eléctricas de atracción

( ) El F gana 3e- y el Ca perdió 2e-

( ) El compuesto es muy soluble en agua

a) FFV b) FVF c) VVVd) VVF e) VFV

8. Son características del enlace iónico :

1. Se presenta en la combinación que se produce entre un metal y un no metal

2. Se produce por transferencia de electrones

3. La atracción interatómica es de carácter electrostático

4. La diferencia de electronegatividad debe ser menor que 1,7

Son correctas :

a) Sólo 4 b) 1, 2, 3 y 4 c) Sólo 3d) 1, 2, y 3 e) Sólo 1

9. ¿Cuál de los enlaces es el más fuerte?

a) E. Dativo d) E. Electrovalenteb) E. C. Polar e) E. Covalentec) E. C. Apolar

10. Si la EN() = 4,0 y la EN() = 1,0 el enlace entre “” y “” será :

a) Dativo b) Apolar c) Polard) Electrostático e) Coordinado

11. Si la E. N.(A) = 3,5 y la E.N.(B) = 0,5, el enlace entre A y B será :

a) Dativo b) Apolar c) Polard) Electrostático e) Covalente

12. Indique que pareja no presenta enlace iónico

a) KF b) NaBr c) CaFd) ClO e) NaCl

13. Indique de la relación mostrada :

I. N2O II. K2O III. BCl3IV. Br3 V. LiCl¿Cuántos tienen enlace iónico?

a) 4 b) 3 c) 5d) 2 e) 1

14. Señale el compuesto donde existe enlace iónico

a) CH4 b) NH3 c) COd) HCl e) NaCl

15. En un enlace simple existe _____ enlace sigma ()

a) 1 b) 2 c) 3d) 4 e) 5

TAREA DOMICILIARIA

1. En un enlace iónico se produce __________ de electrones.

a) Pérdida d) comparticiónb) Ganancia e) N.A.


Colegio Lobachevsky Química-II Bimestre 2do Añoc) transferencia

2. Átomos de elementos metálicos y no metálicos forman enlace _______.

a) metálico b) covalente c) iónico d) apolar e) N.A.

3. ¿Qué tipo de enlace formaran 2 átomos A y B,

cuyos núclidos son 11A y 17B?a) Iónico o electrovalenteb) Covalente normalc) Covalente coordinadod) Covalente simplee) Covalente dativo

4. De acuerdo a la tabla de electronegatividades de Linus Pauling al átomo de un elemento “x” le corresponde el valor de 1,0 y al átomo de otro elemento “y” le corresponde el valor de 3,0. ¿Qué tipo de enlace forman al reaccionar?a) Iónico o electrovalenteb) Covalente normalc) Covalente coordinadod) Covalente simplee) Covalente dativo

5. ¿Cuántos de los siguientes enlaces son iónicos?

I. xy II. xz III. yzIV. xx V. yy VI. zz

Datos : E.N.(x) = 1,0 ; E.N.(y) = 3,0 ; E.N.(z) = 3,5 ; x metal – I A ; y no metal – VII A ; z no metal – VI A

a) 1 b) 2 c) 3d) 4 e) 5

6. Uno de los siguientes enlaces es iónico :

a) Fe y Al b) H y O c) H y Fd) S y O e) Na y Cl

7. Señale un compuesto donde existe enlace iónico

a) CH4 b) NH3 c) HCl

d) H2O e) KCl

8. ¿A cuántos de ellos no corresponde el tipo de enlace asignado?

El enlace C – H es un enlace iónico

El enlace Na – Cl es un enlace iónico

El enlace C – C es un enlace iónico

El enlace H – Cl es un enlace iónico

a) 0 b) 1 c) 2d) 3 e) 4

9. Respecto a los compuestos iónicos, indicar verdadero (V) o falso (F) :

I. Son solubles en aguaII. En estado sólido, conducen la corriente

eléctricaIII. Presentan estructura cristalinaIV. Los siguientes compuestos son iónicos :

NaCl , CH4 , H2O

a) VFFV b) VVFV c) VVVFd) FFFV e) VFVF

Indique la verdad (V) o falsedad (F) de las proposiciones

10. En el enlace iónico existe una transferencia de electrones. ( )

11. El cloruro de sodio (NaCl) es un compuesto iónico. ( )

12. Los compuestos iónicos son sólidos cristalinos y quebradizos. ( )

13. Los compuestos iónicos no se disuelven en agua. ( )

14. ¿Qué estructura posee enlace iónico?

a) CO2 b) N2 c) KF

d) H2O e) H2


ENLACE QUÍMICO II


15. En la formación de un enlace químico se cumple que :

I. Cuando se forma un enlace siempre se libera energía

II. Un enlace es más estable a mayor liberación de energía

III. En los enlaces interatómicos participan todos los electrones del átomo

IV. El hidrógeno alcanza su estabilidad al presentar un dueto electrónico

a) VVFF b) VFVF c) FVFV d) VVFV e) FFVV

Enlace Covalente.- Consiste en la comparición de un par de electrones. Existen dos tipos de covalencia Normal y Coordinado.


1,27Å

más simple

1

3

HCl

H2O

HNO3

HCl

O

H H

0,96Å

104,5º

N

H

1,01Å107º 107º

H H

Colegio Lobachevsky Química-II Bimestre 2do Añoa) Enlace Covalente Normal .- Consiste en la comparición de un par de electrones que han sido

aportados por los átomos que se unen.

Grupo I II III IV V VI VII

Notación

LewisE¿ ¿ E⋅¿ ¿ ¿ E

¿

⋅¿ ¿ ¿ E¿

¿

⋅¿ ¿¿ E

¿

¿⋅¿⋅¿ ¿¿ ¿¿

E¿

¿⋅¿⋅¿ ¿¿ ¿¿

E¿⋅¿

¿⋅¿⋅¿ ¿¿¿

Hibridizado

Ejemplo :

1. Ácido clorhídrico :

H ¿xClxx

xxx

x H Cl H Cl

Observación :

Ácido Muriático Agua Regia- Agente Oxidante. - Oxidante Poderoso - Ácido fuerte. - Disuelve todos los metales.

Inclusive Au, Ag, Pt, Etc.- Venenoso. - Muy venenoso.

2. Agua :

x

xOx⋅H

xx

¿x H

Molécula angular

Sustancia Vital. Constituye el 65% en peso del cuerpo humano. Es solvente universal. Disolvente Ácidos, Bases y Sales.

3. Amoniaco :

H ¿xNx⋅H

xx

¿x H

Piramidal

Base débil. Es Antiácida. Importante para la fabricación de HNO3; Abonos, Fertilizantes y compuestos nitrogenados orgánicos.


Cl

C ClCl

Cl

CCl

Cl

Cl

Clθ

θθ

θ

N

H

H HH

+

S120º 120º

O

O

O120º O O

S

O

O

O

S

O

S

O

OO

O

120º

O

O

O

120º

O

O

O O

O

Colegio Lobachevsky Química-II Bimestre 2do Año4. Tetracloruro de Carbono :

Tetraédrica

= 109,5º

Es apolar, por lo que se emplea como limpiador en seco.

b) Enlace Covalente Coordinado o Dativo : Consiste en la compartición de un par de electrones de tal manera de que dicho par de electrónico es apolar por un solo átomo.

X Y X Y X Y orbital orbital Símbolo de Dativo lleno vacíoEjemplo :

1. En radical amonio

N + H+

H H H

2. En anhídrido sulfúrico

Tres estructuras Lewis resonantes

3. Ozono

Dos estructuras resonantes


1. Indicar la notación Lewis para un elemento con Z = 8

a) ¿ x¿

¿⋅¿¿ ¿b) x

¿

c) ¿ x

¿

¿⋅¿ ¿¿ ¿

d)

¿¿x

¿⋅¿¿⋅¿ ¿¿

¿

¿e) ¿ x

¿ ¿

2. Hacer el diagrama de Lewis para Z = 20

a) ¿ E¿ ¿ b)

¿ E¿

¿⋅¿¿ ¿c) ¿E ¿

d)¿ E¿

¿ ¿e)

¿¿E¿⋅¿

¿⋅¿ ¿¿¿

3. ¿Cuál es la familia del átomo ¿¿E¿⋅¿

¿⋅¿¿¿¿¿

?

a) Alcalino d) Halógenob) Alcalino térreo e) Gases

noblesc) Térreo o boroide

4. Indicar la notación de Lewis para un elemento con 5 protones

a) ¿ x¿

¿ ¿b) x

¿

¿ c) x¿


más simple

CHCH3

CH3

H

H

HH

H

H

H H


d)x¿

¿

¿e)

¿ x¿

¿⋅¿¿ ¿

5. Si un elemento posee 20 nucleones y 10 neutrones. ¿Cuál es su notación Lewis?

a) ¿ x¿

¿⋅¿¿ ¿b) ¿ x¿

¿ ¿c) ¿ x

¿

¿⋅¿¿¿ ¿

d)

¿ x

¿⋅¿¿⋅¿ ¿¿¿¿

e) ¿¿x¿⋅¿

¿⋅¿ ¿¿¿¿

6. ¿Cuál es la notación Lewis para el átomo

representado por : x+12 x+3Q ; #nº = 12?

a) ¿¿Q¿

¿⋅¿¿¿¿

b) Q¿⋅¿¿ c) Q

¿

d)

¿¿Q¿ ¿¿ e)

¿¿Q ¿¿

7. Hacer el diagrama de Lewis para un átomo con Z = 35

a) ¿ x¿

¿⋅¿¿ ¿b) ¿ x

¿

¿⋅¿¿¿ ¿

c)

¿ x

¿⋅¿¿⋅¿ ¿¿¿¿

d)

¿¿x

¿⋅¿¿⋅¿ ¿¿

¿

¿e) ¿ x¿

¿ ¿

8. Indicar la notación de Lewis para un átomo con 15 protones

a) P¿⋅¿¿¿ b)

P¿

¿⋅¿ ¿¿

c) ¿ P¿

¿⋅¿¿ ¿

d)

¿ P

¿⋅¿¿⋅¿ ¿¿¿¿

e) P¿⋅¿¿

9. Hallar los electrones de valencia del 10Ne

a) 4 b) 5 c) 6d) 7 e) 8

10. Determinar el número de electrones de valencia del átomo “x” si presenta 14 protones

a) 1 b) 2 c) 6d) 4 e) 7

11. Determinar el número de enlaces covalentes normales y dativos en :

O

H O S O H

O

a) 2 y 6 b) 4 y 2 c) 2 y 4d) 3 y 1 e) 6 y 2

12. Determine el número de enlaces covalentes normales y dativos en : O

H O P O H O H

a) 1 y 6 b) 2 y 4 c) 4 y 2d) 6 y 1 e) 3 y 6

13. ¿Qué compuesto presenta el mayor número de enlaces dativos?

a) H2O b) CO2 c) Cl2O7

d) HCN e) H2SO4

14. Para la estructura molecular del cumeno. ¿Cuántos sigma () y pi () existen?

a) 20 y 4b) 22 y 4c) 21 y 3d) 20 y 5e) 24 y 3

15. Hallar el número de enlaces “” en :

a) 21b) 19c) 1d) 5e) 10

TAREA DOMICILIARIA


Colegio Lobachevsky Química-II Bimestre 2do Año1. Indicar la notación Lewis para un elemento

con Z = 9

a) x¿

b) ¿ x¿

¿ ¿c)

¿¿x¿⋅¿¿⋅¿ ¿

¿

¿

d) ¿ x¿ ¿ e)

¿¿x¿⋅¿

¿⋅¿ ¿¿¿¿

2. Hacer el diagrama de Lewis para Z = 19

a) ¿ E¿ ¿ b)

¿ E¿⋅¿

¿⋅¿¿ ¿¿c) ¿E ¿

d)E ¿ e) ¿¿E¿⋅¿

¿⋅¿ ¿¿¿

3. ¿Cuál es la familia del átomo ¿ E¿

¿⋅¿¿ ¿ ?

a) Halógenosb) Calcógenosc) Nitrogenoidesd) Carbonoidese) Térreos o boroides

4. Indicar la notación de Lewis para un elemento con 12 protones

a) ¿ x¿

¿ ¿b)

¿¿x¿⋅¿

¿

¿ ¿c) ¿ x

¿ ¿

d)¿ x ¿ e) ¿¿x¿⋅¿

¿⋅¿ ¿¿¿¿

5. Si un elemento posee 27 nucleones y 14 neutrones. ¿Cuál es su notación de Lewis?

a)¿ x¿

¿ ¿b)

¿¿x¿

¿⋅¿ ¿¿

c) ¿¿x¿⋅¿

¿⋅¿ ¿¿¿¿

d)¿ x¿ ¿ e)

¿ x¿

¿ ¿

6. ¿Cuál es la notación de Lewis para el átomo

representado por x+53 x−3 E #nº = 20?

a)¿¿E¿

¿⋅¿¿¿¿

b) E¿⋅¿¿ c) E

¿

d)

¿¿E¿ ¿¿ e)

¿¿E¿⋅¿

¿⋅¿ ¿¿¿¿

7. Hacer el diagrama de Lewis para un átomo con Z = 17

a)¿ x¿

¿⋅¿¿ ¿b) ¿ x

¿

¿⋅¿ ¿¿ ¿

c) ¿ x¿⋅¿

¿⋅¿ ¿¿ ¿¿

d) ¿¿x¿⋅¿

¿⋅¿ ¿¿¿¿

e) ¿ x¿

¿ ¿

8. Indicar la notación de Lewis para un átomo con 16 protones

a) ¿ S¿

¿ b) ¿ S¿

¿⋅¿¿ ¿ c)

¿¿S¿

¿⋅¿ ¿¿

d) ¿¿S¿⋅¿

¿⋅¿ ¿¿¿¿

e) ¿S¿

¿ ¿

9. Hallar los electrones de valencia del 8O

a) 3 b) 4 c) 5d) 6 e) 7

10. Determinar el número de electrones de valencia del átomo “Y” si presenta 13 protones

a) 1 b) 2 c) 3d) 4 e) 5

11. Determinar el número de enlaces covalentes

y dativos en :

[ H ¿ ] [ ↑¿ ] [HN H ¿ ] [ ¿ ] ¿¿

¿¿

a) 1 y 2 b) 2 y 1 c) 1 y 3d) 3 y 1 e) 4 y 0

12. Determine el número de enlaces covalentes normales y dativos en :

ON

O O H a) 5 y 1 b) 3 y 2 c) 2 y 3d) 1 y 4 e) 4 y 1

13. ¿Qué compuesto presenta el mayor número de enlaces dativos?


NOMENCLATURA INORGÁNICA

CH CH2

CH3


a) H2O b) HNO3 c) NH 4+

d) CH4 e) SO3

14. Para la estructura molecular, determine el número de enlaces sigma () y pi () para la siguiente molécula :

a) 19 y 3b) 17 y 2c) 19 y 4d) 20 y 3e) 18 y 4

Función Química.- Es un conjunto de compuestos que presentan propiedades semejantes, debido a que presentan átomo o grupo de átomos (“grupo funcional”) comunes.

Valencia.- Es la capacidad de combinación que presenta un elemento químico para formar compuestos, dicha capacidad está definida como el número de electrones que comparte o hace compartir en los enlaces químicos, en el caso de enlace iónico la valencia está definido como el número de electrones ganados o perdidos.

Número o Estado de Oxidación.- Es la carga relativa que presentan los elementos químicos una vez que han formado los compuestos y roto todos los enlaces

Ejemplo :



Ejemplo:

1. H2+1S

x

O32−

S =2 + x – 6 = 0 x = 4 +

2. K2+1Cr2

xO72−

Cr =2 + 2x – 14 = 0 x = +6

3. K+1MnxO42−

Mn =1 + x – 8 = 0 x = 17+

4. Na2+1B4

xO72−

. 10 H2O B =+2 + 4x – 14 = 0 x = 3+

5. Ca32+ (PxO4

2−)2 P =+6 + 2x – 16 = 0 x = +5

6. NH 4+

N =

(N xH 4+1 )+1 x + 4 = +1

x = -3



7. CrxO42−

Cr = x – 8 = -2 x = +6

Función Hidruro.- Son compuestos binarios que resultan de combinar un elemento químico con el hidrógeno.

Elemento químico + H2 Hidruro

Grupo I II III IV V VI VII VIII

Nº de oxidació

n+1 +2 +3 -4 -3 -2 -1 0

Hidruros Metálicos

1. Na1+ + H1- NaH Hidruro de sodio

2. Ca2+ + H1- CaH2

Hidruro de calcio

3. Al3+ + H1- AlH3

Hidruro de aluminio

Nomenclatura IUPAC.- Para compuestos binarios

………… uro

anión catión

Hidruros No Metálicos

1. O2- + H1+ H2O Oxigenuro de H Óxido de H “Agua”

2. C4- + H1+ CH4

Carburo de H Hidruro de carbono “Metano”

3. Si4- + H1+ SiH4

Siliciuro de H

Hidruro de Si “Silano”

Grupo V A

4. N3- + H1+ NH3

Nitruro de H Amoniaco

P3- + H1+ PH3

Fosfuro de H


Colegio Lobachevsky Química-II Bimestre 2do Año Fosfamina

As3- + H1+ AsH3

Arseniuro de H Arsenamina

Sb3- + H1+ SbH3

Antimoniuro de H Estibamina

Los hidruros del grupo VI A (S , Se , Te) y VII A (F , Cl , Br , I) tienen carácter ácido (son ácidos hidrácidos)Grupo VI A:

S2- + H1+ SH2

Sulfuro de H Ácido sulfhídrico

Se2- + H1+ SeH2

Seleniuro de H Ácido selenhídrico

Te2- + H1+ TeH2

Teleruro de H Ácido telurhídrico

Grupo VII A:

F1- + H1+ FH Fluoruro de H Ácido fluorhídrico

Cl1- + H1+ HCl Cloruro de H Ácido clorhídrico

Br-1 + H1+ BrH Bromuro de H Ácido bromhídrico

I-1 + H1+ IH Yoduro de H Ácido yodhídrico

Fuerza de ácidos: HI > HBr > HCl > HF


1. Determine cuántas proposiciones son correctas

En todos los compuestos el hidrógeno actúa con N. O. de +1

El N. O. del oxígeno cuando se combina siempre es -2

En la fórmula F2O el oxígeno tiene N. O. de +2

En el CaH2 y NaH el N. O. del hidrógeno es +1

En el H2O2 el N.O de cada oxígeno es -1

a) 0 b) 1 c) 2d) 3 e) 4

2. Señale que proposiciones son incorrectas :

I. El número de oxidación siempre es igual a la valencia con signo

II. El número de oxidación no puede ser cero ni fraccionario.

III. La valencia es carga que adquieren los átomos cuando se combinan

a) Sólo I b) I y III c) II y IIId) Sólo II e) I, II y III

3. ¿Qué proposiciones son correctas?

I. El número de oxidación es la carga real o aparente del átomo

II. El signo del número de oxidación depende, de la electronegatividad de los átomos

III. En una misma estructura un elemento puede tener átomos con diferentes números de oxidación

a) Sólo I b) Sólo II c) Sólo IIId) I y II e) I, II y III

4. Indicar que compuesto tiene un elemento pentavalente :

a) H2SO4 b) HClO4 c) HBrO2

d) H3PO3 e) H4Cl2O7

5. Determine el número de oxidación del elemento “E” en: Al2(HEO4) . 7 H2Oa) -5 b) +5 c) +4d) +6 e) +3



6. Hallar el estado de oxidación del elemento indicado con una aspa (x) en cada compuesto

1. C ax

O 2. Fex

O 3.

N ax

2O

4. Aux

2O 5. N ix

2O3E indicar el mayor

a) 1 b) 2 c) 3d) 4 e) 5

7. Hallar el E. O del elemento marcado con una aspa (x)

1. (Nx

O3 )−1

2. (Cx

lO )−1 3.

(Sx

O4 )

4. (Px

O4 ) 5. (Cx

lO7 )−2

E indicar el mayor

a) 3 b) 4 c) 5d) 6 e) 7

8. Determinar el E. O. del cloro en : KClO4

a) +1 b) +3 c) +5d) +7 e) -7

9. Determine el número de oxidación del cloro en cada caso :

I. Cl2 II. NaClO III. ZnCl2

a) -2, +1, -3 b) 0, +1, -2 c) 0, +1, -1d) 0, -1, +1 e) +1, -1, 0

10. ¿Qué alternativa contiene un elemento trivalente?

a) H2SO4 b) H3PO4 c) SO3

d) N2O3 e) KCl

11. ¿Cuál de los compuestos tiene más hidrógeno por molécula?

a) Amoniaco b) Fosfina c) Boranod) Metano e) Sulfuro de hidrógeno

12. ¿Cuál de los siguientes compuestos contiene mayor cantidad de átomos por fórmula?

a) Hidruro de aluminiob) Hidruro de magnesioc) Sulfuro de hidrógenod) Germanoe) Hidruro de potasio

13. Formular los siguientes hidruros metálicos

a) Hidruro de sodiob) Hidruro de barioc) Hidruro de estronciod) Hidruro de potasioe) Hidruro de aluminio

14. ¿En qué compuesto el bromo esta con su menor estado de oxidación?

a) HBrO4 b) Br2O7 c) HBrO3

d) HBrO e) Br2O5

15. Indique que alternativa contiene un elemento pentavalente :

a) H2SO4 b) H3PO4 c) HClO4

d) HBrO2 e) HNO2

TAREA DOMICILIARIA

Hallar el estado de oxidación del elemento indicado con un aspa :

1. H3Bx

O3

2. H2Cx

O2

3. H2Cx

O3

4. H2 Six

O2

5. H2 Six

O3

6. H Nx

O

7. H Nx

O2

8. H Nx

O3

9. H3Px

O2

10. H3Px

O3

11. H3Px

O4

12. H2 Sx

O2

13. H2 Sx

O3


FUNCIÓN ÓXIDO


14. H2 Sx

O4

15. H Clx

O

16. H Clx

O2

17. H Clx

O3

18. H Clx

O4

19. Nombrar los siguientes hidruros no metálicos

a) CH4 b) SiH4 c) NH3

d) PH3 e) AsH3

20. Hallar la suma de los números de oxidación

del bromo en : H6Br6O192−

, H2Br3O121−

a) +8 b) +9 c) +11d) +12 e) -12

Son aquellos compuestos binarios donde el elemento químico actúa con más de una valencia. Los óxidos con mayor rapidez se obtienen a elevadas temperaturas. Los óxidos básicos tienen propiedades básicas y los óxidos ácidos tienen propiedades ácidas.

ElementoQuímico

+ O2 → Óxido

Óxido Básico o Metálico


Colegio Lobachevsky Química-II Bimestre 2do AñoTiposdeÓxido

Óxido Ácidoo No Metálico(Anhídrido)

Principales Valencias Frente al Oxígeno

ANFOTEROSon aquellos elementos que forman óxidos ácidos y en otras condiciones óxidos básicos.

ELEMENTO COMO METALCOMO NO

METAL

Mn 2+, 3+ 4+, 6+, 7+

V 2+, 3+ 4+, 5+

Cr 2+, 3+ 3+, 6+

N 2+, 4+ 1+, 3+, 5+

ÓXIDOS METÁLICOS O BÁSICOS

1. K1+ + O2- K2O

Óxido de Potasio Óxido Potásico

2. Ca2+ O2- Ca2O2 CaO

Óxido de Calcio Óxido Calcico


ILiNaKRbCsAg

IIBeMgCaSrBaRaZnCd

IIIB

AGa

IVCSiPb

1+

2+

3+

2+4

Cu 1+2

Au 1+3

Hg 1+2

VNP

VISSeTe

VIIF

VIII

FeCoNi

1+3+

2+4+

1-

2+3

CBrI

1+3+5

Colegio Lobachevsky Química-II Bimestre 2do Año Cal Viva

3. A3+ + O2- Al2O3

Óxido de Aluminio Óxido Alumínico Alumina

4. Óxido Cobalto Óxido de Cobalto II

Co Óxido Cobáltico Óxido de Cobalto III

5. Óxido Plumboso Óxido de Plomo II

Pb Óxido Plúmbico Óxido de Plomo IV

ÓXIDOS NO METÁLICOS U ÓXIDOS ÁCIDOS (ANHIDRIDOS)

1. B3+ + O2- B2O3

Anhídrido de Boro Anhídrido Bórico

2. Si4+ + O2- SiO2

Anhídrido de Silicio Sílice (Arena)

3. Anhídrido Carbonoso Óxido de Carbono II

C Anhidrido Carbónico Óxido de Carbono IV

4. Anhídrido Hiposulfuroso Óxido de Azufre II

Anhídrido Sulfuroso Óxido de Azufre IV

Anhídrido Sulfúrico Óxido de Azufre VI

5. Anhídrido Hipocloroso


2+CoO

3+Co2O3

2+PbO

4+PbO2

CO

4+CO2

2+SO

4+

SO3

2+

SO2S

6+

1+C2O


Anhídrido Cloroso

Anhídrido Clórico

Anhídrido Perclórico Hiperclórico

NOMENCLATURA SISTEMÁTICA U OFICIAL (IUPAC) PARA ÓXIDO:

Óxido Nombre

Na2O Monóxido Disodico

CO Monóxido de Carbono

MnO2 Dióxido o Bióxido de Manganeso

Óxido Nombre

SO3 Trióxido de Azufre

A2O3 Trióxido Di Aluminico “Sesqui óxido de Aluminio”

C2O5 Pentóxido Dicloro

I2O7 Heptóxido Di Yodo

N2O2 Dióxido Dinitrógeno

N2O4 Tetraóxido Dinitrógeno

Fe3O4 Tetraóxido Trihierro “Óxido Salino” de Hierro

Observación: Dimero

(Di = 2 ; Mero = Molécula)

O = N N = 0

O = N – N = O N2O2

O = N – N = O N2O4

Observación: Vidrio Común:

CaO . Na2O . 6SiO2

Vidrio Para Lentes:

CaO . Na2O . 6SiO2 . PbO

Cemento:

CaO . Na2O . SiO2 . FeOA2O3


C

C2O3

C2O5

C2O7

O O



1. Señale las proposiciones correctas:I. Metal + Oxígeno Óxido BásicoII. El oxígeno forma óxidos con casi todos

los elementos.III. El óxido C2O3 y Mn2O7 son óxidos

ácidos.IV. El óxido Na2O y CrO son básicos.

a) Sólo I b) Sólo II c) I y IId) I, II y III e) Todas

2. Determinar cuántos óxidos son básicos:* CaO * CrO* Br2O7 * Mn2O3

* SO3 * Mn2O7

a) 2 b) 3 c) 4d) 5 e) 6

3. Indique el nombre correcto de PbO.

a) Óxido Plumoso d) Óxido Plomicob) Óxido Plúmblico e) Óxido Plumbosoc) Óxido de Plomo

4. ¿Cuál es la fórmula del óxido ferrico?

a) Fe2O b) Fe2O2 c) Fe3O2

d) Fe2O3 e) FeO

5. Señale la fórmula del óxido de magnesio.

a) MgO2 b) MgO4 c) Mg2Od) Mg3O e) MgO

6. Dar la fórmula del óxido cúprico.

a) CuO b) CuO2 c) Cu2Od) CuO3 e) Cu3O

7. Determinar cuántas relaciones son correctas: Óxido de Cinc: Zn2O Óxido de Estroncio: SrO Óxido Férrico: Fe2O3

Óxido Clórico: C2O3

Óxido Perbrómico: Br2O7

a) 1 b) 2 c) 3d) 4 e) 5

8. Indicar el nombre correcto de: B2O3

a) Óxido Boroso d) Óxido de Berilio

b) Anhídrido Bórico e) Anhídrido de Platac) Anhídrido de Bario

9. Indique el compuesto que presenta la mayor cantidad de átomos por molécula.

a) Anhídrido hipobrumosob) Anhídrido nítricoc) Anhídrido brumicod) Anhídrido perbromicoe) Anhídrido clórico

10. ¿Qué alternativa contiene una molécula hepta atómica?

a) Óxido ferrico d) Anhídrido carbónicob) Anhídrido peryodico e) Óxido cobalticoc) Anhídrido clorico

11. Indique el compuesto que presenta la mayor cantidad de átomos por molécula.

a) Anhídrido perbromicob) Anhídrido carbonosoc) Anhídrido hipotelurosod) Óxido cobalticoe) Óxido aluminico

12. Nombrar a los siguientes óxidos:

a) Cl2O ________________________________b) SeO3 ________________________________c) I2O7 ________________________________d) SO2 ________________________________e) HgO ________________________________

13. Determinar la atomicidad del anhídrido perclórico.

a) 1 b) 3 c) 5d) 7 e) 9

14. Determinar la atomicidad del anhídrido telúrico:

a) 5 b) 6 c) 7d) 8 e) 9

15. Para la siguiente fórmula Au2O su nombre correcto es:

a) Óxido de oro d) Óxido aurasob) Óxido aurico e) Óxido orosoc) Óxido orico

TAREA DOMICILIARIA

1. Dar el nombre correcto para el MgO:

a) Óxido Magnesiosob) Óxido de Magnesioc) Óxido Magnésico


FUNCIÓN HIDRÓXIDO

Colegio Lobachevsky Química-II Bimestre 2do Añod) b y ce) Ninguna

2. Indique la atomicidad del óxido de magnesio:

a) 1 b) 2 c) 3d) 4 e) 5

3. Señalar el nombre correcto para A2O3

a) Óxido de Aluminio d) Óxido Plúmbicob) Óxido de Plomo e) Óxido Plumbosoc) Óxido de Oro

4. ¿Cuál es el nombre correcto para el PbO2?

a) Óxido de Plomico d) Óxido Plúmbicob) Óxido Plumboso e) Óxido de Plomoc) Óxido Plomoso

5. Hallar la atomicidad del óxido ferroso.

a) 1 b) 2 c) 3d) 4 e) 5

6. Hallar la atomicidad del óxido férrico.

a) 1 b) 2 c) 3d) 4 e) 5

7. Indique la atomicidad del óxido de magnesio.

a) 1 b) 2 c) 3d) 4 e) 5

8. Señale la fórmula del óxido de magnesio.

a) MgO2 b) Mg2O c) MgOd) MgO4 e) Mg3O

9. Indicar el nombre correcto de: CO

a) Óxido de Calcio

b) Óxido de Litioc) Óxido de Platad) Anhídrido Carbónicoe) Anhídrido Carbonoso

10. Indicar el nombre correcto de: B2O3

a) Óxido Borosob) Anhídrido de Barioc) Anhídrido de Platad) Anhídrido Bóricoe) Hidróxido de Litio

11. Indicar el nombre correcto de Cl2O3

a) Anhídrido Hipoclorosob) Anhídrido Clorosoc) Anhídrido Clóricod) Anhídrido Perclóricoe) Anhídrido Orico

12. Indicar el nombre correcto de C2O7

a) Anhídrido Hipoclorosob) Anhídrido Clorosoc) Anhídrido Clóricod) Anhídrido Perclórico e) Anhídrido Oroso

13. Indicar el nombre correcto de P2O3

a) Óxido de Platab) Anhídrido Fosfóricoc) Anhídrido de Platad) Anhídrido Hipofosforosoe) Anhídrido Fosforoso

14. Indicar la atomicidad del Anhídrido Clórico:

a) 6 b) 7 c) 8d) 9 e) 10

15. Indicar el nombre correcto de SO3

a) Anhídrido Hiposulfurosob) Óxido de Sulfuroc) Óxido Sulfurosod) Anhídrido Sulfurosoe) Anhídrido Sulfúrico

BASESon sustancias que presentan un sabor cáustico o amargo.

Ejemplo: Jabón, lejía, cenizas, etc.

En su estructura molecular presentan grupos oxidrilos o hidróxidos (OH-).


Colegio Lobachevsky Química-II Bimestre 2do AñoFORMULACIÓN

Mn+ + (OH)1- M(OH)n

OBTENCIÓN

Óxido Básico + H2O Hidróxido

Metal IA o IIA + H2O Hidróxido + H2

Ejemplo:

1. Hidróxido Ferroso Hidróxido de Hierro II

Fe Hidróxido Ferrico Hidróxido de Hierro III

2. Hidróxido Plumboso Hidróxido de Plomo II

Pb Hidróxido Plumbico Hidróxido de Plomo IV

3. Hidróxido de Cobalto III

Co(OH)3

4. Hidróxido Cromico Cr(2, 3)

Cr(OH)3

CON ECUACIÓN QUÍMICA

1. Na2O + H2O 2NaOH

Hidróxido de Sodio Soda o Sosa Cáustica

2. CaO + H2O Ca(OH)2

“Cal Viva” Hidróxido de Calcio “Cal Muerta o Apagada” “Agua de Cal” “Lechada de Cal”

3. A2O3 + 3H2O 2A (OH)3

Hidróxido de Aluminio

4. 2K + 2H2O 2KOH + H2

Hidróxido de Potasio Sopa Potasica

5. Ba + 2H2O Ba(OH)2 + H2

Hidróxido de Bario

6. Mg + 2H2O Mg(OH)2 + H2

Hidróxido de MagnesioLeche Magnesica

FUNCIÓN ÁCIDO

Son aquellos compuestos que presentan sabor agrio como por ejemplo ácido cítrico, ácido acético o vinagre, etc.


2+Fe(OH)2

Fe(OH)3

Pb(OH)2

Pb(OH)4

Colegio Lobachevsky Química-II Bimestre 2do AñoTipos de Ácido

1. Oxácidos2. Hidrácidos

Anhídrido + H2O OxácidoOxácidos

CO + H2O H2CO2

Ácido Carbonoso C

CO2 + H2O H2CO3

Ácido Carbónico

N2O + H2O H2N2O2

2HNOÁcido Hiponitroso

N2O3 + H2O H2N2O4

2HNO2

Ácido Carbónico

N2O5 + H2O H2N2O6

2HNO3

Ácido Nítrico

FORMULACIÓN DIRECTA DE OXÁCIDOS SIMPLES

Para valencia “par”

Ácido Hiposulfuroso

Ácido Sulfuroso

Ácido Sulfúrico

Para valencia “Impar”

Ácido Hipocloroso

Ácido Cloroso

Ácido Clórico

Ácido Perclórico

Ácido Manganeso


2+

1+

N3+

5+

2+

S4+

6+

H2SO2

H2SO3

H2SO4

1+

C

3+

7+

HCO

HCO2

HCO3

HCO4

5+

4+ H2MnO3


Ácido Mangánico

Ácido Permangánico


1. Calcule la suma de los átomos de los siguientes compuestos:

Hidróxido de Sodio

Hidróxido de Bario

Hidróxido de Aluminio

Hidróxido de Amonio

Hidróxido Cobaltoso

a) 27 b) 25 c) 21d) 29 e) 31

2. Nombrar:

a) KOH ___________________________

b) Mg(OH)2 ___________________________

c) Be(OH)2 ___________________________

d) Cu(OH) ___________________________

e) NH4OH ___________________________

3. Formular:

a) Hidróxido Ferrico ___________________b) Hidróxido de Calcio ___________________c) Hidróxido Niquelito ___________________d) Hidróxido de Sodio ___________________e) Hidróxido Plumboso ___________________

4. Indicar el nombre correcto de Cu(OH)2

a) Hidróxido de Sodiob) Hidróxido de Potasioc) Hidróxido Cúprico

d) Hidróxido de Platae) Hidróxido de Cobre

5. Indicar el nombre correcto de A(OH)3

a) Hidróxido Plumbicob) Hidróxido de Sodioc) Hidróxido de Aluminiod) Hidróxido de Hierroe) Hidróxido de Litio

6. Indicar el nombre correcto de Hg(OH)2

a) Hidróxido de Potasiob) Hidróxido de Calcioc) Hidróxido de Platad) Hidróxido de Mercuricoe) Hidróxido de Calcio

7. Indicar el nombre correcto de Ca(OH)2

a) Hidróxido de Sodiob) Hidróxido de Potasioc) Hidróxido de Calciod) Hidróxido de Platae) Hidróxido de Litio

8. Indicar la fórmula del Hidróxido Férrico.

a) Ca(OH)2 b) Ag(OH) c) Co(OH)2

d) Fe(OH)3 e) Mg(OH)2

9. Señale el compuesto de mayor atomicidad:

a) Ácido Hipoclorosob) Ácido Permangánicoc) Ácido Yodoso


Mn6+

H2MnO4

HMnO47+

Colegio Lobachevsky Química-II Bimestre 2do Añod) Ácido Nítricoe) Ácido Hiposulfuroso

10. Nombrar los siguientes ácidos:

a) HNO2 _____________________________

b) H2SO3 _____________________________

c) HBrO _____________________________

d) H2SeO4 _____________________________

e) HIO4 _____________________________

11. Formular:

a) Ácido Bromhídrico _____________________b) Ácido Yodhídrico _____________________c) Ácido Sulfhídrico _____________________d) Ácido Selenhídrico _____________________e) Ácido Clorhídrico _____________________

12. Señale la relación incorrecta:

a) HBrO4 : Ácido Perbrómico

b) H2SO4 : Ácido Sulfúrico

c) HClO : Ácido Cloroso

d) H3BO3 : Ácido Borico

e) H3PO4 : Ácido Fosfórico

13. Indicar la relación incorrecta:

a) Ácido Fosfórico : H3PO4

b) Hidróxido de Calcio : Ca(OH)2

c) Ácido Hipobromoso: HBrO

d) Ácido Cloroso : H2CO2

e) Ácido Bórico : HBO2

14. Dar el nombre de: HNO3

a) Anhídrido Nitrosob) Ácido Hiponitrosoc) Ácido Nitrosod) Ácido Nítricoe) Anhídrido Nítrico

15. Marque la fórmula del Ácido Hipocloroso

a) HCO3 b) HCO c)

HC2O

d) H2CO e) H2CO2

TAREA DOMICILIARIA

1. Indicar el nombre correcto de: Na(OH)

a) Hidróxido de Sodio d) Hidróxido de Platab) Hidróxido de Calcio e) Hidróxido de Litioc) Hidróxido de Potasio

2. Indicar el nombre correcto de: Li(OH)

a) Hidróxido de Sodio d) Hidróxido de Litiob) Hidróxido de Potasio e) Hidróxido de Platac) Hidróxido de Calcio

3. Indicar el nombre correcto de: KOH

a) Hidróxido de Sodiob) Hidróxido de Calcioc) Hidróxido de Potasiod) Hidróxido de Platae) Hidróxido de Litio

4. Indicar el nombre correcto de: Mg(OH)2

a) Hidróxido de Platab) Hidróxido de Litioc) Hidróxido de Calciod) Hidróxido de Magnesioe) Hidróxido de Potasio

5. Indicar el nombre correcto de: AgOH

a) Hidróxido de Sodiob) Hidróxido de Potasioc) Hidróxido de Calciod) Hidróxido de Platae) Hidróxido de Litio

6. Indicar la fórmula del Hidróxido de Estroncio:

a) Es(OH) b) Es(OH)3 c) Se(OH)2

d) Sr(OH)2 e) Sp(OH)

7. Indicar la fórmula del Hidróxido Ferroso:

a) Ca(OH)2 b) Mg(OH)2 c) Fe(OH)3

d) Fe(OH)2 e) Fe2(OH)3

8. Indicar la atomicidad del Hidróxido Auroso:

a) 1 b) 2 c) 3d) 4 e) 5

9. Indicar la relación incorrecta:

a) HIO : Ácido Hipoyodosob) HC : Ácido Clorhídricoc) H2SO2 : Ácido Sulfurosod) HBr : Ácido Bromhídricoe) HNO2 : Ácido Nitroso

10. Nombrar los siguientes ácidos:

a) HCl __________________________________

b) HBr __________________________________

c) H2S __________________________________


UNIDADES QUÍMICAS DE MASA


d) HF __________________________________

e) H2Fe __________________________________

11. Indicar el compuesto de mayor atomicidad:

a) Ácido Hipocloroso d) Ácido Nítricob) Ácido Permangánico e) Ácido Yodosoc) Ácido Hiposulfuroso

12. Indicar el ácido que presenta la mayor cantidad de oxígenos:

a) Ácido Nítrico d) Ácido Boricob) Ácido Bromico e) Ácido Peryodicoc) Ácido Hiposelenioso

13. La fórmula del Ácido Nitroso es:

a) HNO3 b) HNO2 c) H2NOd) HN2O e) HNO4

14. ¿Cuál es el nombre correcto del H2CO3?a) Ácido Carbonosob) Anhídrido Carbonosoc) Ácido Carbónicod) Anhídrido Carbónicoe) Ácido Carbonel

15. Nombre: HCO4

a) Ácido Hipoclorosob) Ácido Clorosoc) Ácido Clóricod) Ácido Perclórico e) Ácido Percloroso

1. Peso Atómico (P.A.)


12 u.m.a.

12 u.m.a.

1 At.(C1)

12 At(H)

Colegio Lobachevsky Química-II Bimestre 2do AñoEs la medida relativa de la masa correspondiente a los demás elementos para lo cual se toma como referencia el isótopo carbono doce (C12), al que se le ha asignado un Peso Atómico de 12 unidades de Masa Atómica (12 u.m.a.)

Referencia:

Isótopo C12

P.A. (C12) = 12 u.m.a.

1 u.m.a. =

112 P.A. (C12)

1 u.m.a. < > 1,67 * 10-24 g

Ejemplo:

P.A. (H) = 1 u.m.a.P.A. (O) = 16 u.m.a.P.A. (S) = 32 u.m.a.P.A. (N) = 14 u.m.a.P.A. (Na) = 23 u.m.a.P.A. (Cl) = 35,5 u.m.a.

P.A. (Cu) = 63,5 u.m.a.P.A. (Fe) = 56 u.m.a.P.A. (Ca) = 40 u.m.a.P.A. (Mn) = 55 u.m.a.

2. Peso Molecular (M)

Es la masa relativa de la masa correspondiente a las moléculas de una sustancia. Se puede determinar conociendo los pesos atómicos de los elementos que constituyen la molécula.

Ejemplo:

M̄( H 2O )= 2(1) + 1(16) = 18 u.m.a.

M̄( H 2SO4)= 2(1) + 1(32) + 4(16) = 98 u.m.a.

M̄( Na2B 4O7 . 10 H2O ) =

M̄Borax= 2(23) = 4(11) + 7(16) + 10(18) = 382 u.m.a.

3. Átomo – Gramo (1 At - g)

Es una cantidad de sustancia para un elemento cuyo equivalente en gramos es numéricamente igual al peso atómico del elemento.También se pueden definir: At – kg; At – lb; etc.Teniendo en cuenta las relaciones en equivalencia entre las cantidades de masa correspondientes.

1 At - g(E) < > P.A. (E)g

Ejemplo:

P.A.(O) = 16 u.m.a. 1 At-g(O) = 16 g


Colegio Lobachevsky Química-II Bimestre 2do Año P.A.(S) = 32 u.m.a. 1 At-g(S) = 32 g

También:

1 At-Kg(O) = 16 Kg (O) = 1000 ∗

16 g (O )1 At−g(O )

1At-Kg(O) < > 1000 At-g(O)

Ejemplo:

#At –g(Ca) = ?

P.A.(Ca) = 40 u.m.a.

Ca = 120 g 1At-g(Ca) = 40 g

#At-g(Ca) =

WCa

P . A .(Ca )g =

120 g

40g

At−g= 3 At – g

En General: ¿ At−g

(E )=

W ( E )

P . A .( E )g

4. Molécula Gramo (Mol - g)

Es una cantidad de sustancia cuyo equivalente en gramos es numéricamente igual al peso molecular de la sustancia en general.También se puede definir molécula kg, molécula b, etc. Para lo cual se tiene en cuenta también las equivalencias respectivas. Entre las unidades de masa.

1 Mol−g( Sus tan cia)

< > M̄(Sus tan cia) g

Ejemplo:

M̄( H 2O )

=18 u .m .a.

1Mol−g(H 2O ) = 18 g

M̄( H 2SO4)= 98 u.m.a.

1Mol−g(H 2SO4) = 98 g

También:

1Mol−Kg(H 2O )= 18 Kg =

1000 ∗ 18 g1Mol−g(H 2O )

1 Mol−Kg(H 2O ) < > 1000 Mol−g(H2O )

Número de Mol – g (n)

Ejemplo:

M̄( H 2O )=18 u .m .a.


nH 2O=?

H2O


1Mol−g(H 2O )=18 g

W (H 2O )=90 g

Luego:

nH 2O=W H2O

MH2O

=90 g

18g

Mol−g

=5 Mol−g

nSus tancia=W sus tan cia

M( sus tancia )g

5. Número de Avogadro (Na)

Es una constante química que nos indica la cantidad de unidades elementales o estructurales que se encuentran presentes en una mol de cualquier especie.

Na = 6,023 1023

Indica: Cantidad de unidades presentes en un Mol de cualquier especie.

Ejemplo:(1)

16g (O) < > 1 At-g(O)

1 Mol de Átomo de (O)

(2)

18 g (H2O ) < > 1 Mol−g(H 2O )

1 Mol de Moléculas (H2O)

Ejemplo:

WFe = 2,8 g # At(Fe)

Solución:

Sabemos:

1 At – g (Fe) 6,023 x 1023 Átomos de Fe

56g (Fe) 6,023 x 1023 Átomos de Fe


1 Átomo(O) Existen 6,023 1023 Átomos de

O.

1 Molécula de H2O

Existen 6,023 1023 moléculas de H2O

Fe

Colegio Lobachevsky Química-II Bimestre 2do Año2,8g (Fe) #At – (Fe)

¿ At(Fe)=6 ,023 x 1023 Átomo de Fe56 g (Fe )

x 2,8 g (Fe )

#At(Fe) = 3,0115 x 1022 Átomos de Fe.

EJERCICIOS APLICACION

16. Un átomo gramo es:

a) Peso molecular expresado en gramos

b) Gramos expresados en átomos

c) Peso atómico expresado en gramos

d) Gramos expresados en moléculas

e) Todas

17. Señalar la afirmación incorrecta respecto a una molécula gramo.

a) Es el peso de una mol de moléculasb) Contiene igual número de moléculas que

el número de átomos en 12 g de C – 12.c) Contiene número de avogadro (6,022 x

1023) de átomos en una molécula.d) Es equivalente a una mol de átomos.

e) a y b

18. Una mol de H2SO4 contiene:

a) 6,023 x 1023 átomos de H2SO4

b) 6,023 x 1023 moléculas de H2SO4

c) 6,023 x 1023 electrones

d) 6,023 x 1023 átomos de azufre

e) b y d

19. El cloro tiene 2 isótopos, cuyas masas

atómicas se indican entre paréntesis: C - 35

(34,969 u.m.a.) y C - 37 (36,966 u.m.a.). Si su masa atómica promedio es 35,46 u.m.a. ¿Cuáles son los porcentajes de abundancia?

a) 75,41%, 24,59% d) 78,77%, 22,59%b) 74,77%, 24,69% e) 30,00%, 70%c) 72,77%, 25,69%

20. Señale verdadero (V) o falso (F) en las siguientes proposiciones:

El peso de un átomo es igual al peso atómico.

Átomo – gramo es el peso de una mol de átomos.

Mol – Gramo es el peso de una mol de moléculas.

El Peso Atómico y Peso Molecular son pesos relativos.

a) VVVV b) FFFF c) VVVFd) FVVV e) VVFF

21. El Peso Atómico de un elemento es el promedio ponderado de la composición (abundancia en %) de las masas relativas de los _____________ del elemento, comparado con el isótopo C – 12 al cual se le ha asignado el valor de ________ unidades de Masa Atómica (u.m.a.)


Colegio Lobachevsky Química-II Bimestre 2do Añoa) átomos – 12 d) moléculas - 16b) isótopos – 100 e) isomeros - 8c) isótopos – 12

22. Las moléculas de los halógenos son ________ _________ y de los gases nobles son ____________.

a) diatómicas - diatómicasb) diatómicas - monoatómicasc) monoatómicas - monoatómicasd) triatómicas - monoatómicase) triatómicas - diatómicas

23. Hallar el peso molecular de cada uno de los siguientes compuestos:

M̄ (CaO ) = __________________________

M̄ (Fe2O3 ) = __________________________

M̄ ( A ℓ (OH )3 )= __________________________

M̄ (Na2O ) = __________________________

M̄ (PH 3 ) = __________________________

M̄ (CaCO3 ) = __________________________

M̄ (H2 SO4 ) = __________________________

M̄ (Fe2(CO3 )3 )= __________________________

M̄ (C6H12O6 ) = __________________________

M̄ (Na2 SO4 ) = __________________________

M̄ (CO2 ) = __________________________

M̄ (H2O) = __________________________

M̄ (C3 H8 ) = __________________________

M̄ (CO (NH 2 )2)= __________________________

M̄ (C4H10) = __________________________

M̄ (C2H 5OH ) = __________________________

M̄ (KMnO4 ) = __________________________

M̄ (H3PO4 ) = __________________________

M̄ (CuSO4 . 5H2O )=______________________

M̄ (C12H22O11)= __________________________

M̄ (H2O2 ) = __________________________

M̄ (H2 S ) = __________________________

M̄ ((NH 4 )3PO 4 )=_________________________

M̄ (MgSO4 . 10H2O)=______________________

M̄ (Ca3 (PO4 )2 . 3H2O)=___________________

M̄ (C4H10O) = __________________________

M̄ (C6H8O) = __________________________

M̄ (C3 H8O2 ) = __________________________

M̄ (C4H5O3 ) = __________________________

M̄ (Cr2O3 ) = __________________________

M̄ (HC ℓO4 ) = __________________________

M̄ (H2CO3 ) = __________________________

M̄ (KC ℓO4 ) = __________________________

M̄ (Cu2O) = __________________________

M̄ (N2O3 ) = __________________________

M̄ (Ca(OH )2) = __________________________

M̄ (SO2 ) = __________________________

M̄ (SO3 ) = __________________________

M̄ (Mg (OH )2 ) = __________________________

M̄ (Fe(OH )3 ) = __________________________

24. Calcule cuántos At-g de azufre existen en 160,g de dicho elemento en polvo. (S = 32)

a) 50 b) 0,5 c) 5d) 15 e) 55

25. Calcule la masa de 3 At-g de azufre. (S = 32)


Colegio Lobachevsky Química-II Bimestre 2do Añoa) 32 b) 64 c) 96d) 69 e) 99

26. Hallar el peso que existen en 24 x 1023

átomos de sodio. (Na = 23)

a) 23 b) 46 c) 92d) 2,3 e) 920

27. ¿Cuál es la masa de un átomo de oxígeno?(O = 16)

a) 16 b) 345,7 c) 12

d) 372,9 e) 2,6 x 10-23

28. ¿Qué peso de propano (C3H8) se tienen en 3 moles del compuesto? (C = 12, H = 1)

a) 122 b) 132 c) 142d) 124 e) 123

29. ¿Cuántas Mol-g existen en 300 g de hidróxido de sodio Na(OH)? (Na = 23, O = 16, H = 1)

a) 5 b) 15 c) 7,5d) 16 e) N.A.

30. ¿Cuántas mol-g hay en 336 g de C6H4(NO2)2?

a) 1 b) 2 c) 3d) 4 e) 5

TAREA DOMICILIARIA

16. Colocar entre paréntesis según corresponda:

P.A. (O) ( ) a) Unidad de masa atómicaP.A. (C) ( ) b) 18

M̄( H 2O ) ( ) c) 44

M̄(C2O ) ( ) d) 16u.m.a. ( ) e) 12

17. Señalar “V” o “F” según corresponda:

( ) 1 mol equivale a 6,023 x 1023 unidades

( ) 1 At-g es igual al peso molecular expresado en gramos.

( ) 1 Mol-g contiene 6,023 x 1023 moléculas

( ) El número de avogadro puede

aproximarse a 6 x 1023

( ) El peso molecular del FeO es 72 u.m.a.(Fe = 56, O = 16)

18. Calcule los pesos moleculares de:

I. H2O : ____________________________

II. HNO3 : ____________________________

III. P2O5 : ____________________________

IV. CaCO3 : ____________________________

(Ca = 40, P = 31, C = 12, O = 16, N = 14, H = 1)

19. Hallar la masa de 1 At-g de:

I. Carbono : _________________________

II. Azufre : _________________________

III. Cloro : _________________________

IV. Cromo : _________________________

20. Cuál es la masa de una mol-g de:

I. CO2 : ____________________________

II. NH3 : ____________________________

III. H2O2 : ____________________________

IV. KMnO4: ____________________________

21. ¿Cuántos At-g contiene una muestra de 216 g

de aluminio? (A = 27)

a) 5 b) 6 c) 7d) 8 e) 9

22. Determine el número de At-g en 884 g de cromo. (Cr = 52)

a) 19 b) 18 c) 17d) 16 e) 15

23. ¿Cuántos At-g contiene 115 g de Sodio?

a) 5 b) 12 c) 2,5d) 1,25 e) 6

24. ¿Cuántos átomos de hierro están contenidos en 280 g de hierro puro? (Fe = 56)

a) 283 x 1019 d) 296 x 1019

b) 326 x 1023 e) 30 x 1023

c) 568 x 10-19

25. En 8 g de calcio. ¿Cuántos átomos de calcio existen? (Ca = 40)

a) 1,2046 x 1022 d) 1,2046 x 10-23

b) 12,046 x 1023 e) 12,046 x 1022


Colegio Lobachevsky Química-II Bimestre 2do Añoc) 12,046 x 10-22

26. Se tiene 80 g de MgO. Hallar el número de moles presentes. (Mg = 24, O = 16)

a) 1 b) 2 c) 3d) 4 e) 5

27. ¿Cuántas moles existen en 88 g de CO2? (C = 12, O = 16)

a) 3 b) 2 c) 1,5d) 3,5 e) 2,5

28. Determine el número de Mol-g en 800 g de

CaCO3. (Ca = 40, C = 12, O = 16)

a) 5 b) 6 c) 7d) 8 e) 9

29. ¿Qué masa representa 1,5 moles de urea

CO(NH2)2? (C = 12, N = 14, O = 16, H = 1)

a) 196 b) 198 c) 146d) 90 e) 96

30. Determine el número de mol-g en 12,046 x

1024 moléculas de CO2.

a) 0,2 b) 20 c) 2d) 2,2 e) 0,21

¡Fin del Bimestre!


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Q-2do Sec.-II Bim