Recopilación de faro Química 10.pdf

Cindea Puerto Viejo Profesora: Jeannory Paniagua 1
Recopilación de faro Química 10° y 11°
Nombre: _______________________
Grupo _________

1. Distinguir algunos de los materiales que conforman la materia en sustancias puras y mezclas, así
comolas posibles aplicaciones en la cotidianidad.
✓ 1.- Clasificación de la materia

La materia la podemos encontrar en la naturaleza en forma de sustancias puras y de mezclas.
✓ * Las sustancias puras son aquéllas cuya naturaleza y composición no varían sea cual sea su estado. Se
dividen en dos grandes grupos: Elementos y Compuestos. (elementos: grafito, diamante, carbón y
compuestos H2O, CO2)
▪ Son homogéneas
▪ Tienen composición constante o definida
✓ Las Mezclas: Las mezclas se encuentran formadas por 2 o más sustancias puras. Su composición es
variable. Se distinguen dos grandes grupos: Mezclas homogéneas y Mezclas heterogéneas.
▪ Tienen composición variable.
❖ Mezclas Homogéneas: Una sola fase, Composición constante (Ejemplo: las disoluciones), No se
separan con el paso del tiempo.
*Disoluciones liquidas: Aguay azúcar
*Disoluciones gaseosas: Aire
*Disoluciones sólidas: ACERO, BRONCE, LATÓN, ORO DE JOYERIA. (Son Aleaciones)
❖ Mezclas Heterogéneas: 2 o más fases, al cabo del tiempo se separan
(Mezclas groseras: Cemento, tierra, granito) (Y coloides: Smoke, gelatina, leche y derivados) las
suspensiones
2. Distinguir por medio de su simbología los elementos presentes en la vida
cotidiana, así como su importancia.

Nombre y Símbolo
Los nombres de los elementos proceden de sus nombres originales en griego, latín, inglés; o llevan el nombre de
su descubridor o de la ciudad en que se descubrieron. A veces hacen referencia a alguna característica o
propiedad del elemento.
Los símbolos químicos son los distintos signos abreviados que se utilizan para identificar los elementos en lugar
de sus nombres completos. La primera letra del símbolo se escribe con mayúscula, y la segunda (si la hay) con
minúscula.
Este conjunto de símbolos que denomina a los elementos químicos es universal. Los símbolos de los elementos
pueden ser utilizados como abreviaciones para nombrar al elemento.
3. Distinguir la ubicación dentro de la tabla periódica, así como las características propias de
los metales, los no metales, los metaloides, oligoelementos y metales pesados.
CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS
METALES: PROPIEDADES FÍSICAS.
1. Estado físicos: todos son sólidos con excepción del
mercurio (Hg) que es líquido.
2. Color: plateado menos el cobre (Cu) y el oro (Au)
que son rojizos, y presentan brillo.
3. Maleabilidad: al calentarse forman láminas.
4. Ductilidad: pueden formar hilos.
5. Dureza: la mayoría son duros.
6. Punto de fusión: la mayoría presentan punto alto a
excepción de: Na, K, Rb y Ca (97° y 28°)
7. Conductividad: son buenos conductores de calor y
electricidad.
8. Densidad: es alta, lo que explica porque al formarse
el planeta se depositaron en la corteza.
PROPIEDADES QUÍMICAS:
1. Reactividad: no se combinan de forma fácil entre si,
pero sí con los no metales.
NO METALES: PROPIEDADES FÍSICAS:
1. Estado físicos: está en los tres estados; sólidos el
azufre, fósforo y yodo; liquido el bromo y gaseosos como el
flúor, cloro, oxigeno, y el nitrógeno.
2. Color: variado, no tienen brillo y son opacos.
3. No son dúctiles ni maleables.
4. Son muy frágiles: por lo que si se golpean se
fragmentan.
5. Son blandos:
6. Punto de fusión: usualmente tienen puntos de fusión
bajos con valores negativos en ciertos casos.
7. Conductividad: son malos conductores de calor y
electricidad.
8. Densidad: tienen bajas densidades.
PROPIEDADES QUÍMICAS:
1. Se combina con los metales y entre sí.
METALOIDES.
Llamados también semimetales, son propiedades son intermedias. Son semiconductores por lo que se usan en chips y
procesadores.

Q-4. Recordar las nociones básicas y la teoría relacionada con el átomo, partículas subatómicas, número
atómico, número másico, isótopos, masa atómica promedio.
Q-5. Distinguir de acuerdo con el concepto de átomo y sus partes, las diferentes-características que presentan
los elementos que nos rodean.
OLIGOELEMENTOS O MICRONUTRIENTES
Son elementos químicos esenciales para mantener la buena salud.
YODO
*función esencial para la formación de tiroxina
*carencia cabello ralo, piel seca y amarillenta, presión
sanguínea baja
*fuentes mariscos, sal yodada
ZINC
*función constituyente de enzimas involucradas en la
digestión
*carencia afecta el crecimiento y reproducción
celular, lentitud en la cicatrización
*fuentes carnes, mariscos, huevo y legumbres
COBALTO
*función esencial de la vitamina B12, ayuda a la
formación de los glóbulos rojos
*carencia anemia perniciosa, migrañas, alergias,
hipertensión
*exceso trastorno inverso ala anemia (policitemia)
*fuentes leche, carne y mariscos, verduras y cítricos
COBRE
*función importante para la absorción de hierro en el
tubo digestivo
*carencia produce anemia microcitica
*exceso produce daño cerebral
*fuentes granos, pescado
SELENIO
*función antioxidante de la vitamina E
*carencia produce distrofia muscular
*exceso acelera el envejecimiento
*fuentes vegetales, huevos
FLÚOR
*función componente de huesos y dientes
*carencia favorece la formación de caries
*exceso provoca fluorosis (dientes picados y
manchados)
*fuentes te, pescado
HIERRO
*función producción de hemoglobina, esencial para
transporte de oxigeno
*carencia anemia, riesgo de contraer infecciones
*fuentes carnes, granos, yema de huevo
MANGANESO
*función necesario para activar anginaza
*carencia produce atrofia testicular
*exceso somnolencia, dolor de cabeza
*fuentes yema de huevo, hortalizas, cereales
MOLIBDENO
*función funcionamiento de enzimas intestinales
*carencia taquicardia irritabilidad
*fuentes leche, vísceras, levadura
CROMO
*función aumenta la eficiencia de la insulina
*carencia diabetes, arteriosclerosis
*fuentes hígado, levadura
SILICIO
*función acelera el proceso de recuperación de
fracturas
*carencia osteoporosis, envejecimiento acelerado
NIQUEL
*función combate anemias y enfermedades
infecciosas
*carencia diabetes, hipoglicemias, trastorno digestivo

Iones: Se forman cuando u átomo gana o pierde e-
* Catión: Se origina cuando un átomo pierde e- Ca+2
carga positiva.
* Anión -: Se origina cuando un átomo gana e- O-2
carga negativa.
Átomo 12
C
6
Anión 12 -4
C
6
Catión 12 +2
C
6
90 +2
X
38
A 12 12 12 90
Z 6 6 6 38
P 6 6 6 38
N 6 6 6 54
e 6 10 4 36
➢ Isótopos:
Características:
Variedad de un mismo elemento con igual número atómico pero diferente número másico por tener
diferente número de neutrones
Ejem:
(Igual número pequeño) 12 13 14
C C C
(Diferente número grande) 6 6 6

Peso atómico:
Cada isótopo tiene una determinada masa que al juntarlas nos da una promedio. Por lo tanto, se puede
decir que es el promedio de las masas de todos los isótopos naturales de un elemento, generalmente es un
valor decimal.
Se calcula de la siguiente manera:
Dados que se le da:
Isótopo
26
Mg
25
Mg
24
Mg
Abundancia
11.29%
10.11%
78.6%
Masa en u.m.a.
25.864
24.994
23.993
Cálculos:
26
Mg
25
Mg
24
Mg
25.864 x11.29/100 =
24.994 x10.11/100 =
23.993 x78.60/100 =
Masa atómica promedio:
2.920
2.527
18.858
24.305 u.m.a.
Aplicaciones:
Agricultura:
• MARCADO DE INSECTOS; SE USA EL P- 32, S-35, I-31, Co-60, de esta forma se controlan los
insectos.
• CONSERVACIÓN DE LOS ALIMENTOS: SE IRRADIAN CON CO-60 y Cs-137.
• Esterilización de alimentos: el Co-60 se usa para la aniquilación de bacterias.
• Creación de nuevas variedades de plantas: en dosis adecuadas estimula el crecimiento de la
planta o mutación en la misma.
Arqueología.
• En la conservación y construcción de monumentos: se usa Ir-192 y el Co-60 para determinar la
estructura interna de los materiales que se usan en la construcción.
• PARA CALCULAR LA EDAD: DE LOS FONDOS MARINOS, FÓSILES ENCONTRADOS Y LA EDAD DE LA
TIERRA MEDIANTE EL C-14
Medicina.
• En el diagnóstico de enfermedades y con fines terapéuticos.
• PARA UNA IMAGEN DE LA TIROIDES EL I-125 y el Tc-99.
• PARA EL TRATAMIENTO DEL CANCER Co-60
Botánica:
Para la preservación, mantenimiento y mejoras de las plantas.

Q-6. Explicar mediante procesos gráficos la organización de los átomos en sus diferentes niveles, grupos,
familias y capas
Q-7. Practicar gráficamente las configuraciones electrónicas bajo el sistema nlx reconociendo el electrón
diferenciante y de valencia, por flechas, de acuerdo con el comportamiento individual de cada elemento y sus
posibles anomalías, así como la representación de compuestos por medio de las estructuras de Lewis.
Bloques en la tabla periódica
Los elementos de la tabla periódica se pueden dividir en bloques según el orden en el que se completan las capas
de electrones de los elementos. Cada bloque se nombra según el último orbital en el que, en teoría, está el último
electrón (s, p, d o f):
• El bloque s está formado por los dos primeros grupos, el hidrógeno y el helio.
• El bloque p está formado por los últimos seis grupos (grupos del 13 al 18).
• El bloque d está formado los grupos 3 a 12 (comúnmente llamados metales de transición).
• El bloque f, que normalmente se coloca separado, debajo del resto de la tabla periódica, no tiene números
de grupo y se compone de lantánidos y actínidos.
Los periodos nos indican los niveles energéticos se designan como números arábigos y corresponden a las filas
horizontales de la tabla periódica, habiendo 7 periodos.
La Configuración Electrónica se escribe ubicando la totalidad de los electrones de un átomo o ion en sus orbitales
o subniveles de energía.
Recordemos que existen 7 niveles de energía: 1, 2, 3, 4, 5, 6 y 7. Y cada uno de ellos tiene, a su vez, hasta 4 subniveles
de energía denominados s, p, d y f.
Así, el nivel 1 contiene solamente al subnivel s; el nivel 2 contiene subniveles s y p; el nivel 3 contiene subniveles s,
p y d; y los niveles 4 a 7 contienen subniveles s, p, d y f.
¿Cuál es la cantidad máxima de electrones que puede alojar cada subnivel?
El subnivel s aloja un máximo de 2 electrones.
El subnivel p aloja un máximo de 6 electrones.
El subnivel d aloja un máximo de 10 electrones.
El subnivel f aloja un máximo de 14 electrones.

La configuración electrónica de un átomo muestra cómo se distribuyen sus electrones en los orbitales en su estado
fundamental, es decir, cuando se encuentra en el nivel de energía más bajo. Esta distribución permite explicar, por
ejemplo, las propiedades de los elementos, su ubicación en la tabla periódica, la formación de enlaces, entre otras
características.
Son tres los principios que se deben cumplir al construir la configuración electrónica de un elemento, el principio
de mínima energía, el principio de exclusión de Pauling y la regla de la máxima multiplicidad.
Pero antes recordemos algunas cosas importantes:
- El número de electrones de un átomo neutro es
igual al número atómico Z.
- Cada nivel indica lo siguiente:
Números Cuánticos.
Símbolo
n (nivel)
ℓ (subnivel)
mℓ (orbital)
ms (spin)
Nombre
Cuántico
principal
Cuántico
orbital o
azimutal
Cuántico
magnético
Cuántico
spin
Características
Energía total del electrón
Describe el nivel de energía principal o capa
que ocupa un electrón dentro del átomo
Zona de probabilidad donde se encuentra un
electrón.
Indica la forma de los diferentes orbitales,
que ocupan los electrones.
Determina el subnivel o subcapa dentro del
nivel principal.
Da el momento angular.
Orientación del electrón, es decir el espacio
del orbital donde se encuentra el electrón.
Da el sentido de rotación del electrón sobre
su eje.
Valores
1, 2,3 etc. Solo números
enteros
Enteros desde 0 a n-1
Va desde -ℓ a +ℓ
Ej: -2 -1 0 +1 +2
-1/2 o +1/2
↓ ↑

Ejemplos de Configuración Electrónica
Escribir la Configuración Electrónica del Manganeso (Mn):
PASO 1: Lo primero que debemos conocer es el Número Atómico (Z) del elemento en cuestión, en este caso, el
Manganeso el cual nos indica la cantidad de protones.
Al tratarse de un átomo neutro, la cantidad de protones será igual a la cantidad de electrones.
PASO 2: El siguiente paso será ubicar la totalidad de los electrones en los orbitales correspondientes utilizando la
Regla de las Diagonales.
Veamos: El Manganeso (Mn) tiene un número atómico Z=25, es decir, que tiene 25 protones y 25 electrones.
Siguiendo la Regla de las Diagonales escribimos la configuración electrónica (CE) del Mn de la siguiente manera:

SISTEMA nlx
Se usa para representar la ubicación de los e- en los niveles y subniveles de energía.
P: 1s2
2s2
2p 6
3s2
3p3
= nlx
() () ()()() () ()()() = orbital
REGLA DE HUND: Cuando hay disponibles orbítales de energía idéntica, los electrones se colocan uno
a uno y no por pares.
ANOMALIAS: consiste en transferir un e- del subnivel s al subnivel d.
Ejemp: Cu, Ag, Au, Cr. Es decir, todos los de d 4 y
d 9
pierde un e-
es “s” y se le cambia a “d”
1e-
4s1
3d
(Completa) Cr 1s2
s22
2p6
3s2
3p6
1e-
1 14 10
Abreviada Au: [Xe] 6s 4f 5d
1e-
1 10
Au: [Kr] 5s 4d

() () ()()()
ELECTRONES DE VALENCIA Y LEWIS.
Son los electrones ubicados en el último nivel de energía, son los e- externos. Coinciden con el grupo
en el que se encuentra el elemento.
Ejemplo.
18 2 10 5
Br: [Ar] 4s 3d 4p Contiene 7 e- de valencia y está
en el grupo VII
Q-8. Describir las características que poseen un enlace químico, así como la representación de las diferentes
fórmulas, tales como la empírica, la molecular y la estructural.
Q-9. Diferenciar los compuestos iónicos de los covalentes (polares, no polares, coordinados, simples, dobles,
triples) incluyendo las representaciones de Lewis y sus ángulos y geometría molecular.
(ENLACE QUÍMICO)
ENLACE QUÍMICO
Es la unión de átomos donde participan los e- de valencia para ser transferidos o compartidos, para formar
una especie con menor energía. (En la unión se libera energía).
Se rige a través de Leyes como:
• Ley de la composición constante o ley de las proporciones definidas: en el que un elemento dado
contiene siempre los mismos elementos unidos en las mismas proporciones de masa.

• Ley de las proporciones múltiples: establece que cuando dos elementos se combinan para formar más
de un compuestos, las masas de un elemento que se combina con una masa fija del otro elemento, en
diferentes compuestos, guardan una relación de números enteros y pequeños.
Se analiza a través de la Teoría de enlace: la cual indica:
1. la explicación del porque las moléculas presentan diferentes formas geométricas.
2. La explicación del porque los compuestos poseen formulas definidas.
3. La definición del por que se forman los enlaces químicos y porque los compuestos tienen propiedades
diferentes.
Representación de los compuestos.
1. Formula Empírica: Forma más simple de un compuesto, relación más sencilla de números enteros. H2O,
CH2O; no se puede simplificar en otras más simples.
2. Formula Molecular: Indica en sus subíndices, el # de átomos presentes en la molécula de un compuesto:
(múltiplo de la empírica) H2O, C6H12O6
3. Formula Estructural: Se establece la posición de los átomos en las moléculas.
H H
‫׀‬
‫׀‬
CH3CH2OH H− C − C−OH
‫׀‬
‫׀‬
H H
Cuadro comparativo entre enlace iónico,
Covalente Y Metálico.
Iónico
1- Se une metal y no metal
2-Participan elementos con una
marcada diferencia de
electronegatividad mayor a 1,7.
-Une elementos del grupo I y II
-Con elementos del grupo VI y VII.
3-La atracción de los átomos se
ejerce en todas direcciones.
4- Enlace es no dirigido.
5- La unión forma conglomerados
gigantescos (iones + y –
cristalinos)
6- El enlace se forma por
transferencia de e-.
Covalente
1- Se unen 2 no metales, o H y
un no metal.
2- Participan elementos con
igual o muy parecida
electronegatividad de 0 a 1,6.
O une elementos del mismo
grupo o grupos muy próximos.
3-La atracción ejercida va de un
átomo a otro.
4- Enlace dirigido
5- La unión forma moléculas
discretas.
6-El enlace se forma por
comportamiento de e-
Metálico.
1. Se da entre metal y metal o
solo un metal.
2. Se establece entre iones
positivos, inmersos en un mar
de e- de valencia
deslocalizados.
3. La mayoría de los metales
tienen en su nivel externo
orbítales vacíos y electrones
con gran movilidad.

CARACTERÍSTICAS DE LAS SUSTANCIAS SEGÚN SU TIPO DE ENLACE.
Iónico
1-Sólidos a temperatura ambiente.
2- Generalmente tiene altos pts de
fusión mayor a 350° y ebullición.
3- Frágiles y duros.
4- Mayoría solubles en H2O e insolubles
en solventes orgánicos (gasolina y
alcohol)
5-Buenos conductores de corriente
eléctrica fundidos en disolución.
Covalente
1- A temperatura ambiente aparece en
los tres estados.
2- Generalmente bajos a pts de fusión y
ebullición.
3-sólidos-suaves o quebradizos.
4-Solubles en solventes orgánicas, solo
un pequeño porcentaje en H2O.
5- No conducen corriente eléctrica ni
fundidos ni disolución.
Metálicos
1- Conducen la corriente eléctrica y el
calor, ya que los e-
de valencia se
pueden mover.
2- Son blandas y fácilmente
deformables (dúctil y maleables)
porque los enlaces no son
direccionales.
3- Pueden endurecerse añadiendo
elementos como C, N, S o Ni.
4- Tienen brillo.
Enlace covalente
 No polar: la diferencia de electronegatividad es 0 o 0.1, 0.2 hasta 0.3 (0-0.3) el par de e- es compartido por
igual por los átomos.
 Polar: La diferencia de electronegatividad va de 0.4 a 1.6 Ejem: H combinado con elementos del grupo IV V
VI VII forman enlaces covalentes polares HF CH4 NH4.
El par de e- del enlace se desplazo, al átomo mas e- este desplazamiento determina los polos + y -.
 Coordinado: Ocurre cuando un átomo aporta el par de e- pero lo comparte con otro.
 Puente de hidrogeno, se presenta cuando el hidrogeno se combina con átomos de nitrógeno,
oxigeno, fluor
¿Cómo se puede saber la geometría de una molécula?
En la actualidad se emplean diversos métodos experimentales para conocer en forma precisa la estructura de una
molécula particular. Pero en ocasiones basta con aplicar algunos métodos sencillos para obtener una geometría
molecular aproximada.
Uno de los métodos para predecir la geometría molecular aproximada, está basada en la repuslsión electrónica de
la órbita atómica más externa, es decir, los pares de electrones de valencia alrededor de un átomo central se
separan a la mayor distancia posible para minimizar las fuerzas de repulsión. Estas repulsiones determinan el
arreglo de los orbitales, y estos, a su vez, determinan la geometría molecular, que puede ser lineal, trigonal,
tetraédrica, angular y pirámide trigonal.
Geometría lineal: Dos pares de electrones alrededor de un átomo centarl, localizados en lados opuestos y
separdos por un ángulo de 180º.
Geometría planar trigonal: Tres pares de electrones en torno a un átomo central, separados por un ángulo de
120º.
Geometría tetraédrica: Cuatro pares de electrones alrededor de un átomo central, ubicados con una separación
máxima equivalente a un ángulo de 109,5º.
Geometría pirámide trigonal: Cuatro pares de electrones en torno a un átomo centra, uno de ellos no
compartido, que se encuentran separados por un ángulo de 107º.
Geometría angular: Cuatro pares de electrones alrededor de un átomo central, con dos de ellos no compartidos,
que se distancian en un ángulo de 104,5º.

Q-10. Interpretar las diferentes clasificaciones de la materia, específicamente de la nomenclatura de los
compuestos que se presentan en la naturaleza.
Q-11. Aplica las reglas de nomenclatura de los compuestos inorgánicos a la materia que rodea al ser humano
en su cotidianidad.

Compuestos Químicos:
 BINARIOS:
✓ Óxidos metálicos O + metal
Cuando el metal tiene varias valencias, indico con números romanos con la que esta trabajando.
Fe2O3 Oxido de hierro (III)
CuO Oxido de Cobre (II)
✓ Óxidos No metálicos: O + NM.
Se utiliza los prefijos (mono, di, tri)
N2O3 Trióxido de dinitrógeno.
Cl2O7 Heptoxido de dicloro
✓
Hidrácidos H+
+Nm (F, Cl, Br, I, S)-1
HBr (ac) Ácido bromhídrico.
HBr (g) Bromuro de hidrogeno
✓
Hidruros Metal + H-1
AlH3 Hidruro de Aluminio
NiH3 Hidruro de Níquel (III)
✓ Sales binarias metálicas Metal + No metal.
Fe2S3 Sulfuro de hierro (III)
KI Yoduro de Potasio.
✓ Sales Binarias no metálicas NM + NM
Se utiliza los prefijos (mono, di, tri)
PCl5 Pentacloruró de fósforo
CS2 Disulfuro de carbono
 TERNARIOS
Oxácidos H + Ion Poliatómico.
Ato = Ico
Ito = Oso
H2CO3 ácido carbónico.
HNO2 ácido nitroso.
‡
Hidróxidos (bases) Metal + OH-1
Zn (OH)2 Hidróxido de Zinc
Sn (OH)2 Hidróxido de estaño (III).
‡ Sales Ternarias Metal + Ion Poliatómico.
CaCO3 Carbonato de calcio
AgNO3 Nitrato de Plata
‡ Sales de Amonio NH4 + No metal
NH4Br Bromuro de amonio
NH4S Sulfuro de amonio.
 CUATERNARIOS
¾ Sal de amonio NH4 + Ion Poliatómico
(NH4)3PO4 Fosfato de amonio
(NH4)2 Cr2O7 Dicromato de amonio.
NOTA:
LOS ÁCIDOS
1- Sabor Ácido
2- Disuelven ciertos metales

3- Cambian el color del papel tornasol Azul Rojo.
4-
Al disolverse en agua produce iones H+
NOTA:
LAS BASES.
1- Sabor amargo.
2- Resbalosas al tacto
3- Cambian de color el papel tornasol Rojo Azul.
4-
Al disolverse en agua produce un exceso de iones OH-1
Q.12. Analizar la importancia del agua y las características propias que la rigen.
¿Qué es el Agua?
El agua es, sin lugar a duda, una sustancia fundamental para la vida y el disolvente más universal.
Nuestros tejidos y el de casi todos los seres vivos la tienen como componente mayoritario.
Se estima que en la Tierra hay aproximadamente 1386 millones de km3 de agua, pero solo el 2,5 % de
este total (unos 35 millones de km3) corresponde al agua que se puede potabilizar y consumir sin mayor
riesgo.
De esa pequeña parte, unos dos tercios se encuentran formando las grandes masas de hielo de los
casquetes polares, de modo que las reservas de agua dulce disponible para satisfacer las necesidades
de la población son hoy muy exiguas, limitándose a las aguas superficiales dulces (ríos y lagos) y a los
acuíferos subterráneos.

Características químicas del agua:
La molécula de agua posee una ligera carga negativa en la zona del oxígeno.
La molécula de agua constituye un dipolo. La molécula de agua está formada por dos átomos de
hidrógeno y un átomo de oxígeno y asume carácter bipolar, esto significa que tiene una región con
ligera carga negativa, la del oxígeno, en tanto que la zona de los hidrógenos asume un diferencial de
carga positiva. Las propiedades bioquímicas más destacadas de esta molécula se vinculan,
precisamente, con esta propiedad.
Fuerza de cohesión
Tiene elevada fuerza de cohesión entre sus moléculas por formación de puentes de hidrógeno. La
presencia de cargas parciales positivas y negativas en una misma molécula hace que estas se
comporten como imanes, en los que las partes con carga parcial positiva atraen a las partes con carga
parcial negativa.
De esta forma, una molécula de agua puede unirse a otras 4 moléculas de agua a través de lo que se
conoce como “puentes de hidrógeno”, que no son enlaces químicos sino interacciones electrostáticas.
Incompresible
Esta característica se deriva de la anterior, pues significa que no es posible reducir su volumen
aplicando presión, ya que las moléculas de agua permanecen interconectadas conservando de manera
fija sus distancias intermoleculares.
Elevada tensión superficial
El agua permite el arrastre de microorganismos, partículas gruesas y moléculas insolubles.
Esto significa que su superficie opone mucha resistencia si uno pretende romperla, y esto tiene una
implicancia práctica muy significativa, que es que el agua permite la suspensión y el arrastre de
microorganismos, partículas gruesas y moléculas insolubles.
Tiene capilaridad
Esto significa que en virtud de su tendencia a la cohesión y a la adhesión a superficies puede ascender
por tubos de diámetro muy pequeño llamados capilares. Este fenómeno explica en parte por qué el
agua que toma un árbol en el suelo puede llegar a su copa, o por qué un caño que va por el piso de una
casa puede originar humedad en una pared que está por encima de él.
Tiene acción disolvente
A causa de su carácter bipolar, el agua es un gran disolvente de sustancias polares, como sales,
ácidos, bases, etc.
Tiene elevado calor específico
En las zonas costeras las noches suelen ser más frescas.

Esta propiedad hace que se requiera mucha energía para que se eleve la temperatura de una masa de
agua, sin duda más que la que hace falta para que se eleve la temperatura del aire.
Esto explica su capacidad reguladora del clima: en zonas costeras las noches son más frescas porque
el sol no ha logrado calentar tanto el agua como el aire. En la práctica, el agua es el líquido refrigerante
más barato para un dispositivo cualquiera.
Reacciona con los óxidos ácidos
Los anhídridos u óxidos ácidos reaccionan con el agua para formar ácidos oxoácidos. Es lo que ocurre,
por ejemplo, cuando el agua reacciona con el dióxido de carbono o el óxido nítrico, que genera ácido
carbónico o ácido nítrico, respectivamente.
Puede reaccionar con los óxidos básicos
Es decir, los de metales (como el calcio o el magnesio), y al hacerlo genera los correspondientes
hidróxidos, así como con no metales, como los halógenos diatómicos, para dar, por ejemplo, ácido
clorhídrico.
Puede producir la hidratación de sales
El deshidratante más conocido es el gel de sílice.
Muchas sales se comercializan en sus estados hidratados (por ejemplo, el sulfato ferroso hidratado con
siete moléculas de agua o heptahidratado), pues de esa manera resultan más solubles y por ende
fáciles de usar; sin embargo, también hay que tener en cuenta que la hidratación de una sal puede ser
un fenómeno no deseado pero que ocurre como producto de su alta hidrofilicidad.
A estas sustancias que tienden a atrapar el agua se las llama higroscópicas y pueden aprovecharse
como agentes deshidratadores o “secantes”. El caso más conocido en este sentido es el del sílica-gel.
Q.13. Distinguir las condiciones específicas para las moléculas polares y no polares y fuerzas
intermoleculares.

¿Qué son las Fuerzas intermoleculares?
Se llama fuerzas intermoleculares al conjunto de fuerzas atractivas y repulsivas que se dan entre las moléculas de
la materia, debido por lo general a la presencia y distribución de sus electrones (polaridad).
características
Este tipo de fuerzas se da en la naturaleza y forma parte de los elementos y procesos involucrados en el enlace
entre átomos y moléculas para alcanzar estructuras más complejas, lo cual puede darse mediante diversos tipos
de procesos, que a su vez involucran distintos tipos de fuerzas.
Así, las fuerzas intermoleculares se dan entre moléculas de diversa naturaleza, determinando muchas de las
propiedades físicas de la sustancia resultante, como su estado de agregación, puntos de fusión y ebullición,
solubilidad, densidad, etc.
Importancia de las fuerzas intermoleculares
Como hemos dicho antes, se trata de fuerzas fundamentales para la construcción de estructuras moleculares
complejas, como las necesarias para la vida o para formar sustancias inorgánicas de diversa índole.
Además, de las fuerzas intermoleculares dependen muchas propiedades físicas de la sustancia resultante ya que
se trata de qué tanto se atraen entre sí las partículas mínimas de una sustancia.
¿Qué es un enlace químico?
En un enlace covalente, dos átomos comparten electrones de su capa exterior.
Un enlace químico es el proceso en que dos átomos o más se juntan para formar una molécula, alcanzando así
una estabilidad electroquímica mediante la estructura resultante. Existen dos clasificaciones de enlaces químicos:
Covalentes. Aquellos enlaces químicos en que dos átomos comparten electrones de su capa exterior y se juntan
con gran energía
No covalentes. Considerados “interacciones débiles” o de menor energía, mantienen juntos a moléculas, iones y
partes de moléculas. Estos enlaces se dan por diversos tipos de fuerzas: enlaces de hidrógeno, fuerzas de Van der
Waals o de dispersión de London.
Fuerzas ión-ión
Se dan entre átomos cargados eléctricamente (catión si es positiva la carga, anión si es negativa), según la regla
fundamental de que iones con cargas iguales se repelen y con cargas distintas se atraen.
Este tipo de interacciones entre moléculas que presentan iones en su constitución atómica puede llamarse
“puente salino” y su intensidad se determina por la ley de Coulomb.
Fuerzas ión-dipolo
fuerzas intermoleculares - sales
Las fuerzas ión-dipolo intervienen en la disolución de sales.
Son fuerzas de atracción entre un ion (un átomo cargado) y una molécula polar. El dipolo, así, se junta con el ion a
través de su extremo con carga contraria, con una intensidad proporcional a la carga del ion.
Pueden juntarse muchos dipolos de esta manera, si el ion es lo bastante grande. Estas son las fuerzas que
intervienen en la disolución de sales, por ejemplo.

Fuerzas ión-dipolo inducido
Muy semejantes al caso de ion y molécula polar, pero en lugar de esta última, se trata de una apolar que es
inducida por el campo electrostático del ion, adquiriendo polaridad instantánea, pero de baja intensidad.
Fuerzas hidrofóbicas
Se llaman así a las fuerzas de repulsión que determinadas moléculas presentan ante el agua, como es el caso de
muchos lípidos.
Estas moléculas, en su empeño por minimizar la superficie que interactúa con un medio acuoso, se organizan a sí
mismas formando agregados supramoleculares.
Este tipo de construcciones moleculares son fundamentales para la vida ya que en muchos casos permiten la
construcción de membranas biológicas.
Puentes de hidrógeno
fuerzas intermoleculares - puente – hidrógeno. La fuerza del puente de hidrógeno depende de la
electronegatividad del átomo enlazado.
Los enlaces por puente de hidrógeno tienen lugar cuando un átomo de hidrógeno se enlaza con otro fuertemente
electronegativo, como nitrógeno, oxígeno o flúor.
Esto le deja una leve carga electropositiva parcial, lo suficiente como para reaccionar nuevamente con otros
átomos electronegativos (los mismos N, O y F) de otra molécula, haciendo de puente o enlace entre las dos.
Este tipo de enlaces serán más fuertes mientras más electronegativo sea el átomo enlazado con hidrógeno.
Fuerzas de Van der Waals
Se conoce con este nombre a determinadas fuerzas atractivas y/o repulsivas entre moléculas que no tienen que
ver con enlaces intramoleculares (covalentes, iónicos, metálicos) sino su naturaleza electromagnética o polar en
casos muy específicos. Las fuerzas de Van der Waals son:
Fuerzas dipolo-dipolo. Se trata de fuerzas entre dos dipolos permanentes, conocidas como fuerzas de Keesom.
Implican cargas parciales (por lo que son menos fuertes) y poseen dirección (por eso juegan un papel importante
en la distinción de posiciones entre moléculas distintas). Para romperlas hace falta introducir más energía de la
que sería necesaria para separar moléculas no polares. Los puentes de hidrógeno se consideran a menudo un
ejemplo de esto.
Fuerzas dipolo-dipolo inducido. Se dan cuando un ion se aproxima a un dipolo o a una molécula apolar,
ocasionando que esta última se comporte como un dipolo temporal inducido, pues altera su nube electrónica.
Luego este dipolo inducido reaccionará con otro dipolo, como si se tratase de las fuerzas de Keesom. Por esta
razón puede disolverse, por ejemplo, gases no polares (como el Cl2) en solventes polares.
Fuerzas de dispersión de London
Las moléculas apolares distorsionan sus nubes electrónicas al aproximarse.
Consideradas a menudo entre las Fuerzas de Van der Waals (y llamadas fuerzas dipolo instantáneo-dipolo
inducido), ocurren solo entre moléculas apolares que al aproximarse sufren una distorsión en sus nubes
electrónicas y producen recíprocamente dipolos inducidos transitorios.
Esto luego les permitirá juntarse mediante sus extremos opuestos eléctricamente, con una fuerza proporcional a
la cantidad de electrones que presenten y que se han visto por ende modificados.

Algunos ejemplos de fuerzas intermoleculares son:
Las membranas celulares. La doble capa de lípidos que rodea nuestras células funciona en base a fuerzas
hidrofóbicas, que ordenan los lípidos todos de la misma manera, con sus cabezas hidrofílicas hacia afuera y sus
cuerpos hidrófobos hacia adentro de la célula, diferenciándola del exterior.
Las hebras del ADN. La doble hélice del ADN se mantiene unida a través de puentes de hidrógeno que le confieren
su estructura fija acostumbrada.
Las enzimas. Reaccionan ante sus sustratos, atraídas por una fuerza ion-ion que le garantiza una atracción fuerte y
permanente.
La disolución de las sales. Como el cloruro de sodio (NaCl), cuyas polaridades (Na+ y Cl–) reaccionan con los polos
opuestos del agua venciendo a las fuerzas que los mantienen juntos para formar uniones ion-dipolo.
Q.14. Interpretar las situaciones concretas a nivel intermolecular entre la molécula de agua y el soluto en un
proceso de disolución.
Q.15. Comprender el concepto y la importancia de las mezclas y los tipos de disoluciones, que se presentan
en la naturaleza y están en contacto con el ser humano y su entorno.
DISOLUCIONES
Mezclas Homogéneas: Constituida por dos o más sustancias; componentes soluto: es el que se disuelve
generalmente esta en menor cantidad, Disolvente: sustancia que conserva su estado (mayor cantidad y da el
estado de la disolución)
Cuando en una disolución está presente en el H2O aunque este en <cantidad será el disolvente (H2O disolvente
universal)
Características:
1. Constituidas por materiales con estructuras molec semejante
2. Los componentes de las disoluciones conservan sus propiedades
3. Tienen una fase
4. Composición variable
5. Sus componentes no se separan con el paso del tiempo
6. Se separan por procesos físicos (según su estado físico)
Sólidas: (aleaciones) Acero + Bronce, amalgamas dentales, Hg en Ag Oro de joyería.
Liquidas: vinos, licores, bebidas, gaseosas, Aguan en NaCl azúcar y sal.
Gaseosas: Aire, otros.
Importancia:
Muchos fenómenos naturales se relacionan en las disoluciones.
El H2O de los océanos: vida en organismos.
Medicinas: Jarabes
Industria: aleaciones herbicidas, combustible.

SOLUBILIDAD: número de soluto que se disuelve en 100g de disolvente, a una temperatura dada, generalmente
20ºC.
CLASIFICACIÓN DE LAS DISOLUCIONES.
1. Según la solubilidad del soluto.
a) Diluidas: tienen poco soluto disuelto.
b) Concentradas: tienen mucho soluto disuelto.
2. Según la solubilidad del soluto y con la intervención de la temperatura.
a) Saturada: Contiene la máxima cantidad de soluto disuelto necesario para que exista equilibrio entre el
soluto disuelto y sin disolver.
b) Sobresaturada: contiene más soluto disuelto que una disolución saturada, pero cuando se calienta es muy
INESTABLE ya que, si se alteran las condiciones, (agregar un cristal o agitar) el exceso de soluto se separa
de la disolución y se cristaliza.
c) Insaturadas: Contiene menor cantidad de soluto disuelto que una disolución saturada.
FACTORES QUE DETERMINAN LA SOLUBILIDAD DE UNA DISOLUCIÓN
1. Naturaleza del soluto y disolvente.
Cada sustancia tiene una solubilidad característica en un disolvente dado.
Ejemplo.
- Sustancias no polares (petróleo) son pocos solubles en H2O (sust polar).
- Esmalte de uñas (no polar) es insoluble en H2O (polar)
Igual disuelve igual o semejante disuelve a lo semejante.
2. Temperatura: A mayor temperatura, mayor solubilidad en disoluciones con solutos sólidos o líquidos. Pero
en disoluciones con solutos gases a menor temperatura, mayor solubilidad.
3. Presión: influye poco cuando el soluto es un sólido o líquido, sin embargo, la solubilidad de un gas en un líquido
es mayor a mayor presión.
FACTORES QUE AFECTAN LA VELOCIDAD DE UNA DISOLUCIÓN.
1. Temperatura: a mayor temperatura, mayor velocidad de la disolución.
2. Agitación: al agitar una mezcla aumenta la velocidad de la disolución.
3. Grado de subdivisión del soluto: al triturar una sustancia aumenta el espacio de esta por lo que aumenta la
velocidad de la disolución.

PROPIEDADES COLIGATIVAS
Cuando un soluto no volátil (azúcar – sal) se disuelve en un determinado disolvente, las propiedades de la
disolución resultante son diferentes a las del disolvente puro. La variación producida origina un efecto colectivo
denominado propiedad coligativa (se relacionan entre sí). Las propiedades coligativas son: presión de vapor, pts
de ebullición, pts de congelación y fusión, presión osmótica.
El efecto producido es:
❖ Descenso en la presión de vapor.
❖ Descenso en el pts de congelación y fusión.
❖ Aumento en el pts de ebullición.
❖ Variación en la presión osmótica.
Q.16. Resolver los ejercicios propuestos relacionados con las unidades de concentración.
MODO DE EXPRESAR LA COMPOSICIÓN DE LAS DISOLUCIONES.
% m/m = gramos de soluto x 100
gramos de disolución.
Ejemplo: Calcule la concentración en %m/m de una disolución que se prepara disolviendo 12 g de azúcar en 68g
de H2O.
12g de azúcar X 100 = 15% m / m
80 g de disolución
% m/v = gramos de soluto
Gramos de disolución.
Ejemplo: Calcule el % m/v de una disolución que se obtiene disolviendo 7.5g de azúcar en 2 L de disolución.
7.5 g de azúcar X 100 = 0.375 %m/v.
2000 ml de disolución.

% v/v = ml de soluto. X 100
ml de disolución
Ejemplo: El linimiento antirreumático del seguro contiene 15 ml de salicilato de metilo en 115 ml de la mezcla.
Calcular el % v/v.
% v/v = 15 ml X 100 = 13.04 % v/v
115 ml
MOLARIDAD:
M = moles de soluto Cn= gramos soluto
L de disolución. Masa molar x L
Ejemplo: Cual es la molaridad de una disolución que contiene 137.5g de NaNO3 en 2000 ml de disolución?.
127.5g X 1 mol = 1.5 moles Na = 23 M = 1.5 moles = 0.75g
85g N = 14 2 L disolución = 0.75 Cn
O = 16 x 3 = 48
85 g
• Que masa de Na2CO3 se necesita para preparar 650 ml de una disolución con una Cn de 1.25 moles/ litro?
Q.17. Adquirir las nociones y principios básicos que son necesarios para la correcta interpretación de la
temática propia de la Química Orgánica.
La química orgánica estudia los compuestos del carbono.
Los términos de química y compuestos orgánicos surgieron en el siglo XVIII a partir de la
teoría vitalista la cual sostenía que los compuestos orgánicos solamente podrán ser
originados por los organismo vivos.
Pero en el año 1828, el químico Alemán FEDERICO WOHLER, al intentar preparar Cianato
de Amonio. Haciendo reaccionar el sulfato de Amonio con cromato de Potasio logró obtener
UREA. Un compuesto típicamente orgánico, producto del metabolismo animal.

Los elementos fundamentales en las sustancias orgánicas son el carbono (C), el hidrógeno
(H), el oxigeno (O) y el nitrógeno (N); a veces están presentes en menor proporción los
elementos fósforo (P), azufre (S), halógenos (Cl, Br, I) y otros.
La cantidad de compuestos orgánicos sintetizados es tan grande que se conoce más de dos
millones de estructuras y su número aumenta día a día.
▪ Propiedades Químicas del Átomo de Carbono:
- Covalencia:
El átomo de carbono se combina con átomos de otros elementos (C, H, O, N)
mediante la compartición de electrones, es decir, formando enlaces covalentes.
H
H
H
C
H 
•
•


•

•
- Tetravalencia:
Casi todos los compuestos orgánicos ....el carbono es tetravalente, forma un total
de cuatro enlaces covalentes. Aunque hay algunos compuestos que se comportan
como divalentes y en casos muy extraños actúa como trivalente.
- Autosaturación:
Es una de las principales propiedades del átomo de carbono el cual se une a otros
átomos que también son de carbono para formar cadena carbonada.
C
H
H
H
H
109° 28’
Notación Lewis
Metano
H – C  C – H
Acetileno
H - C = C = C – H
Propadieno
H H
H
H
H
H
H
H
H – C – C – C – C – H
H
H
C C = C C C  C
cadena lineal insaturada
cadena lineal saturada
Estructura Vant’ Hoff

❖ Tipos de Formula:
- Fórmula Molecular o Global : C2H6, C3H8, C4H10, C4H8
- Fórmula Desarrollada :
- Fórmula Semidesarrollada : CH3 CH2 CH2 CH3
- Fórmula condensada : CH3 CH2 CH2 CH3 o CH3 (CH2)2 CH3
Q.18. Describir las características propias de los hidrocarburos alifáticos (saturados e insaturados) (alcanos,
alquenos y alquinos) y aromáticos. Así como los grupos funcionales: haluros (en haluros de alquilo), hidroxilo
(en alcoholes), éteres, carbonilo (en aldehídos y cetonas), carboxilos (en ácidos carboxílicos y ésteres),
carboxamidas (en amidas), aminas (en aminas y aminoácidos).
Q.19. Clasificar dentro de la temática de la química orgánica, los diferentes grupos funcionales que se
presentan en la naturaleza.
C
H
H
H
C
H
H
H

Es la clase más sencilla de compuestos orgánicos. Son compuestos binarios constituidos exclusivamente por
átomos de los elementos carbono (C) e hidrógeno (H).

 HIDROCARBURO SATURADOS:
Son los compuestos binarios de carbono e hidrogeno más simple. Se denominan alcanos o parafinas. Los alcanos
son hidrocarburos aciclicos que contienen solo ligaduras simples entre carbono y carbono. Su composición está
descrita por la fórmula general en Cn H2n+2
• Propiedades y Usos:
Nombre Composición Uso
Gas natural
Gas licuado de
Petróleo
Kerosene
Cera Parafina
Mezcla de hidrocarburos gaseosos CH4, C2H6 y otros.
C3H8, C4H10
Mezcla de números de C5 - C9 y otros.
Mezcla de alcanos de alrededor de 12-14 átomos de C.
Mezcla de alcanos con 16 ó más átomos de C.
Usos industriales y casero.
Gas combustible
embotellado.
Motores de combustión
interna.
Combustión para jet, uso
casero.
Velas.


 NOMENCLATURA COMÚN DE ALCANOS:
En la nomenclatura común se usa los prefijos “n” para números de cadena lineal o normal, si no hay ramificación
en el hidrocarburo. “iso” cuando en el 2° carbono hay un grupo CH3 – unido a él, “Neo” → cuando en el 2°
carbono hay 2 grupos CH3 – unidos a él.
Ejemplo: CH3 – CH2 – CH3 propano; CH3 – (CH2)2 – CH3 n – butano;

 NOMENCLATURA IUPAC DE ALCANOS RAMIFICADOS:
1. Elegir la cadena principal que es la cadena continua más larga de átomos de carbono y la más
ramificada.
2. La cadena raíz o principal es la que da el nombre básico del alcano.
3. En la cadena raíz el carbono N° 1 es el extremo más próximo a una ramificación o sustituyente de un
hidrógeno.
4. Los nombres de los grupos alquilos unidos a la cadena principal se anteponen al nombre de cada
cadena básica. Dichos grupos deben nombrarse en orden alfabético. Si algún sustituyente se repite se
usa los prefijos di, tri, tetra, etc.; luego se coloca la raíz que debe indicar el número de C y el sufijo
“ano”.
5. Si la cadena principal se unen varios grupos alquilos diferentes, nómbrelos en orden alfabético.
CH
CH3
CH3
CH3 isobutano

Alcanos de Cadena Lineal
N° de
Orden
Raíz
Fórmula
Global
Nombre IUPAC Fórmula Condensada
Punto de
Ebullición (°C)
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
met-
et-
prop-
but-
pent-
hex-
hept-
oct-
non-
dec-
CH4
C2H6
C3H8
C4H10
C5H12
C6H14
C7H16
C8H18
C9H20
C10H22
Metano
Etano
Propano
Butano
Pentano
Hexano
Heptano
Octano
Nonano
Decano
CH4
CH3CH3
CH3CH2CH3
CH3CH2CH2CH3
CH3CH2CH2CH2CH3
CH3 (CH2)4 CH3
CH3 (CH2)5 CH3
CH3 (CH2)6 CH3
CH3 (CH2)7 CH3
CH3 (CH2)8 CH3
-161
-89
-40
-0,5
36
68
98
126
151
174

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