Este documento presenta una introducción a la química como ciencia. Explica que la química estudia la materia y sus transformaciones, buscando conocer la composición estructura de la materia. También clasifica la materia en sustancias puras y mezclas, y define sustancias puras como aquellas formadas por un solo tipo de átomo o molécula.

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PARIS
AMOR A SOFIA
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Artemio Chávez Salar
Jaime Hub'' S;
Editores

2. Ü3 química y nosotros: estudio de la
materia
Lectura de motivación 13
Química 14
Materia 15
La química en nuestra vida cotidiana 34
Resolvemos juntos - 37
Practiquemos lo aprendido 51
Estructura atómica
Lectura de motivación 59
Reseña histórica 60
Concepto actual del átomo 62
Núclido 64
Relación entre núclidos 65
Ion o especie química electrizada 67
Resolvemos juntos 72
Practiquemos lo aprendido 86
Organización de los electrones
en el átomo
Lectura de motivación 93
Estructura electrónica del átomo
o zona extranuclear 94
Orbital atómico o nube electrónica 95
Subnivel de energía 98
Nivel de energía (n) o capa 99
Energía relativa [ER
) 101
Configuración electrónica
o distribución electrónica 102
Especies isoelectrónicas 109
Números cuánticos 110
Resolvemos juntos 118
Practiquemos lo aprendido
T a fo
i_a DPriótííra dp !or: Q pnv *■ns
129
Químicos
i
Lectura de motivación 135
Breve reseña histórica 136
Tabla periódica moderna 139
Elementos más resaltantes por grupos 154
Resolvemos juntos 158
Practiquemos lo aprendido 172
La unión de los átomos:
E l enlace químico
Lectura de motivación 179
Definición 180
Factores a tomar en cuenta en
un enlace químico 181
Clasificación del enlace químico 187
Resolvemos juntos 200
Practiquemos lo aprendido 214

3. Nomenclatura inorgánica
Lectura de motivación 221
Concepto 222
Conceptos previos 222
Función química inorgánica 226
Resolvemos juntos 242
Practiquemos lo aprendido 253
Le medición de los sustancies y :.;ui
partículas: cálculos qtlímicos
Lectura de motivación 259
Definición 260
Unidades de masa y conteo 260
Interpretación de una fórmula química 276
Resolvemos juntos 280
Practiquemos lo aprendido 295
Estado gaseoso
Lectura de motivación 301
Concepto 302
Propiedades generales 302
Variables de estado o variables
termodinámicas 304
Teoría cinética molecular de los gases 308
Ecuación universal de los gases
ideales (EUGI) 310
Resolvemos juntos 318
Practiquemos lo aprendido 334
Lectura de motivación 341
Definición 342
Clasificación de las reacciones químicas 349
Balance de ecuaciones químicas 360
Resolvemos juntos 367
Practiquemos lo aprendido 382
Lectura de motivación 389
Concepto 390
Conceptos previos 390
Leyes estequiométricas 395
Términos técnicos empleados en
estequiometría 402
Recomendaciones para resolver
problemas de estequiometría 405
Resolvemos juntos 409
Practiquemos lo aprendido 425

4. Mezclas homogéneas: soluciones Introducción a la químic?. orgár i/
"
*«
3«
Lectura de motivación 433
hidrocarburos
Definición 434
Lectura de motivación 515
Componentes de una solución 435
Química orgánica 516
Características de una solución 437
Hidrocarburos 520
Clasificación de las soluciones 438
Resolvemos juntos 534
Unidades de concentración 443
Practiquemos lo aprendido 547
Operaciones con soluciones 450
Resolvemos juntos 455
punciones oximel ícKc'.-o
Practiquemos lo aprendido 470
Lectura de motivación 555
Concepto 556
Ácidos / bases Función alcohol 557
Lectura de motivación 477
Función éter 561
Propiedades generales 478
Funciones carbonillas 563
Teorías 483
Función ácido carboxílico 566
La autoionización del agua 487
Función éster 569
Electrolito fuerte 488
Resolvemos juntos 574
Potencial de hidrógeno (pH) 489
Practiquemos lo aprendido 586
Resolvemos juntos 495 Glosario 593
Practiquemos lo aprendido 508 Bibliografía 598

5. ' •
' —,

6. Si por un momento cerramos los ojos y respiramos profun­
damente hasta llenar nuestros pulmones con aire, y luego
exhalamos lentamente, ¡qué bien nos sentiríamos! ¿Verdad?
Sin embargo, ¿nos hemos puesto a pensar en toda la quí­
mica involucrada en esta acción tan simple? La respuesta
mayormente sería no.
La verdad es que pasamos por alto principios y elementos
fundamentales involucrados en procesos cotidianos, como
respirar, alimentarnos y hasta comunicarnos.
Veamos otro caso. Si de repente recibimos una llamada y
sacamos del bolsillo el celular para contestar, ¿pensamos si­
quiera que en él se sintetiza gran parte del avance científico
de la humanidad? Aquí la química ha aportado con los di­
versos materiales usados en sus componentes.
Nos valemos de muchos productos elaborados gracias a la
química para cubrir diversas necesidades, pero ¿no le gus­
taría, además de aprovecharlos, saber un poco más de su
composición y el porqué de sus propiedades?
Ingresemos a una de las ciencias que permiten esto, inicie­
mos un recorrido por el mundo de la química.
AMOR A SOFÍA
Aprendizajes esperados
• Comprender qué es la química y su campo de estudio, así
como su importancia en el desarrollo de la humanidad.
• Clasificar la materia según sus propiedades y la forma en
que se presenta.
• Diferenciar los cambios que sufre la materia por la variación
en su composición.
¿Por qué es necesario este conocimiento?
Nos permite diferenciar la química de las otras ciencias
naturales. Además, los conceptos que aquí se estudian sir­
ven para hacer uso correcto de términos como sustancias,
compuestos, mezclas, fenómenos y otros, necesarios en la
comprensión de los capítulos posteriores.

7. .......
■iva
La experiencia práctica es; la
esencia de! aprendizaje cien­
tífico.
El medioambiente es nuestro
primer laboratorio, por ello
debemos cultivar el hábito de
la observación y el cuestiona-
miento.
Para comprender mejor una
ciencia, debe relacionarla con
otras y ver todo como algo inte­
gral. Las ciencias no se desarro­
llan de manera aislada.
estudio de ía materia
1, QUÍMICA
El ser humano siempre ha deseado saber más para conocer
la realidad que lo rodea. La naturaleza ha sido y es el cam­
po donde realiza sus observaciones y ensayos, en ella se dan
constantes cambios que nutren, nuestra curiosidad y permiten
el desarrollo del conocimiento.
Los griegos fueron los primeros en aportar hipótesis sobre la
composición de la materia (vi a.n.e.), y dar explicación a los
hechos y fenómenos observables; sin embargo, debimos es­
perar el desarrollo del método científico (xvi d.n.e.) para el
surgimiento de las ciencias, entre ellas la química (xvm d.n.e.),
para ir comprendiendo los principios y leyes que gobiernan la
naturaleza.
En ese sentido, ¿qué es la química?, ¿cómo nos ayuda a com­
prender la realidad?
La respuesta es simple: la química es la ciencia natural que es­
tudia la materia y sus transformaciones. Para ello, la química
busca conocer la composición efe la materia (de qué está for­
mada) y su estructura (cómo está formada), y dar sustento a
sus propiedades y transformaciones.
La química, por.ende, no es ajena a la naturaleza, sino que
forma parte intrínseca de ella.
Muchas sustancias química:. son extraídas de lo natural«?; o

8. Aplicación 1
En una empresa productora y comerdalizadora de sal común
se hacen las siguientes pruebas:
I. Determinación de la composición de la sal y las impurezas
que contiene
II. Tipo de estructuras de sus cristales
III. Cantidad de sal según el tipo de envasado para su comer­
cialización
¿Cuáles no corresponden al campo de estudio de la química?
Resolución
1
. Sí corresponde
Determinar la composición de la sal es averiguar de qué
elementos está formado, y conociendo cuáles son las impu­
rezas (sustancias extrañas), sabremos cuál es su calidad
II. Sí corresponde
A parte dé la composición, la química estudia la estructura
de la materia, en este caso la sal común; es decir, cómo se
agrupan los átomos de los elementos presentes.
III, No corresponde
La cantidad de sal según el envase o recipiente correspon­
de a estudios económicos y de marketing.
2. MATERIA V V"'
Es todo aquello que nos rodea, todo de lo que estamos form a­
dos; todo el universo es materia.
Viéndola de esta manera, parece algo muy amplio y complejo,
por tal razón vamos a delimitar su estudio.
Como hemos aprendido en nuestra etapa escolar, la materia es
todo aquello que posee masa y ocupa un lugar en el espacio.
Ejemplos
1. Una roca, el aire, el agua, las plantas y nosotros mismos
somos materia.
La materia está en constan­
te movimiento, no hay nada
estático: no hay materia sin
movimiento ni movimiento sin
materia.
Los griegos, a partir del pensa­
miento aristotélico, sostenían
que la materia es la combina­
ción de cuatro elementos.

9. 2. El amor por un ser querido o la idea de un proyecto no
se considera materia, pues un sentimiento o una idea no
poseen masa ni ocupan un volumen determinado.
Para el estudio de la materia, es
mejor clasificarla y jerarquizarla;
esto nos permitirá comprender
también temas posteriores.
¿Qué pasa con la luz-y el calor?
¿Podremos incluirlos en esta
clasificación de la materia?
Aplicación 2
Un niño patea una pelota y esta impacta con el vidrio de una
ventana y la rompe. Él se asusta y llora, pues piensa que será
castigado no pudiendo usar su tablet.
Del párrafo anterior, ¿cuántos cuerpos materiales se mencionan?
Resolución
De acuerdo al concepto básico de materia, esta debe poseer
masa y ocupar un espacio, (volumen); por ello, la clasificación
de lo material y no material sería la siguiente;
Material No material
niño susto
pelota piensa
vidrio
tablet
2.1, Clasificación
Tomemos un caso específico
como punto de partida. El
agua potable que tenemos
en casa, ¿será agua pura?
Sabemos que no. En ella hay
muchas sustancias disueltas
formando una mezcla.
Por ejemplo, está presente el elemento oxígeno y compues­
tos como sales, que si bien no se pueden ver, su existencia está
comprobada.

10. Fijémonos en los términos resaltados en el párrafo anterior.
Justamente la clasificación de la materia nos aclarará aquello.
MATERIA /
í
sustancias puras mezclas
-■TI. Sustancias puras
Partamos de dos ejemplos conocidos: el agua y el cobre.
¿Cómo sabernos, en la práctica, cuál es el agua y cuál es el
cobre? La respuesta nos resulta evidente, el agua es el líquido
incoloro que hierve a nivel del mar a 100 °C, además de otras
cosas; mientras que el cobre es el sólido metálico rojizo usado
como conductor eléctrico. Estas son dos sustancias puras, las
reconocemos claramente por sus propiedades, y no por dife­
renciar los átomos y las moléculas que las conforman.
Densidad: 1 g/mL ■
Temperatura de ebullición: 100 °C
Temperatura de congelamiento: 0 °C
■
)brt-
♦ Densidad: 8,96 g/cc
• Temperatura
de fusión: 1084,6 °C
r .ren os do robu
Entonces podemos concluir que una sustancia pura es aquella
que tiene propiedades físicas y químicas definidas que la carac­
terizan y la diferencian. Sin embargo, a nivel de partículas, está
formada por un solo tipo de unidades estructurales (átomos o
moléculas).
Al agua se le denomina común­
mente el líquido elemento; sin
embargo, se trata de un com­
puesto químico.'
La mayoría de los elementos no
se encuentran en forma libre en
la naturaleza, el hombre los ob­
tiene a partir de sus compuestos.
Por ejemplo, el sodio se obtiene
a partir de la sal común; es de­
cir, del cloruro de sodio.
7

11. En la Edad Media, los alquimis­
tas estaban en la búsqueda de
la piedra filosofal, una sustan­
cia capaz de convertir un metal
cualquiera en oro.
Los elementos químicos se re­
presentan con símbolos, y los
hallamos ordenados en la tabla
periódica.
Elementos
hidrógeno
carbono
oxígeno
sodio
azufre
calcio
cloro
Símbolos
H
C
O
Na
S
Ca
Cl
a. Sustancias simples o elementales
Como el caso del cobre, una sustancia simple es aquella que
está-constituida por una sola clase de átomos; es decir, por
átomos de un solo elemento.
En forma experimental, y desde el surgimiento de la química,
una sustancia simple es aquella de la cual no se puede obtener
otra sustancia.
Ejemplo
Por reacciones químicas, es imposible transformar el cobre en
oro; entonces el cobre es una sustancia simple o elemental, al
igual que el oro.
Dicho de otra manera, en procesos químicos, los átomos de un
elemento no cambian para formar átomos de otro elemento.
Aplicación 3 <■
¿Cuántas de las siguientes sustancias son elementales?
• Una llave de bronce
Cloro gaseoso encerrado en un balón
Una barra de titanio
Un puñado de azufre en polvo
Una gota de ácido sulfúrico
Resolución
Analicemos cada caso y tengamos en cuenta que las sustancias
elementales, llamadas también elementos químicos, las encon­
tramos ordenadas en la tabla periódica.
• Bronce: no es elemento.
• Cloro (Cl): sí es elemento.
• Titanio (Ti): sí es elemento
• Azufre (S): sí es elemento.
• Ácido sulfúrico: no es elemento
?
o.
'

12. Los átomos de un elemento se pueden agrupar o unir formando
diversas estructuras.
Ejemplo
Oxígeno molecular (02)
En el caso del oxígeno, cada molécula está formada por la unión
de dos átomos de este elemento; mientras que, en el caso del
ozono (0 3), se agrupan de a tres.
: •.
I I
, V . I
Sabemos que el agua está formada por hidrógeno y oxígeno,
y cada molécula de este compuesto tiene tres átomos unidos;
dos de hidrógeno enlazados a uno de oxígeno.
De ello podemos deducir que un compuesto resulta de la com­
binación de dos o más elementos en una proporción definida.
Ejemplos 'J v'
1. La descomposición del agua es un proceso químico me­
diante el cual este compuesto se transforma en sus ele­
mentos constituyentes.
Desde la Antigüedad se pensa­
ba que el agua era un elemento.
Sin embargo, en 1781, Henry Ca­
vendish descubrió que se trata
realmente de un compuesto.
Los compuestos químicos se re­
presentan con fórmulas que nos
dan a conocer qué elementos
se hallan combinados y en qué
proporción.
Compuestos
agua
cloruro de sodio
dióxido de carbono
glucosa
Fórmulas
h 2o
NaCI
co2
^6^12^6
■
.Av., y

13. 2. La descomposición del clorato de pota­
sio (KCI03) Por acción del calor forma un
compuesto más sencillo y un elemento.
2KCI03 KCI + 302
compuesto compuesto ejemctitp
En general, a partir de un compuesto se
pueden obtener sustancias más simples
por descomposición.
Aplicación 4
El estand de un laboratorio de química cuenta
con recipientes en cuyas etiquetas se muestran
lo siguiente:
KCI, Sr, AgN03, P4 y
¿Con cuántos compuestos cuenta el estand?
Resolución
Los compuestos resultan de -la combinación
de dos o más elementos y se representan con
fórmulas.
Veamos cada caso.
Sustancia Tipo
KCI compuesto
Sr elemento
AgNOB compuesto
P4
elemento
^ 6^ 12^6
compuesto
Aplicación 5
Si X, Y y Z son los símbolos respectivos de tres
elementos, indique la proposición correcta.
I. La notación Y2 corresponde a un com­
puesto.
II. XY2 es la fórmula de un compuesto ter­
nario.
III. ZY3 es la fórmula de un compuesto binario
triatómico.
IV. X3Z2 es la fórmula de un compuesto bina­
rio pentatómico.
V. Z2 representa al elemento en forma binaria.
Resolución
I. Incorrecta
Y2es la notación del elemento en su forma
molecular diatómica, como el oxígeno (0 2).
II. Incorrecta
XY2 es la fórmula de un compuesto bina­
rio, formado por la combinación de dos
elementos: X y Y. Por el número de áto­
mos unidos formando la molécula, es tria­
tómico.
III. Incorrecta
ZY3 representa a un compuesto binario,
pero tetratómico.

14. IV. Correcta
X3Z2 es la fórmula de un compuesto binario, pues solo dos
elementos están combinados; y es pentatómico pues en la
molécula hay 5 átomos unidos, posiblemente así:
V. Incorrecta
Z2 es la representación del elemento Z en su forma diató­
mica, como el N2.
2 .1. 2 . Mezclas
Tomemos como referencia inicial a algunos materiales cono­
cidos. Por ejemplo, el vinagre, que a simple vista parecería
una sustancia pura, pero no lo es. Este está formado por agua
(HzO) y ácido acético (CH3COOH), siendo este último el que
le otorga su olor característico. Decimos, entonces, que es una
mezcla homogénea, pues todo se aprecia uniforme. Por otro
lado, al observar un pedazo de roca como el granito, vemos
que el color varía debido a que se trata de una mezcla irregular
de mica, cuarzo y otras sustancias. Décimos, entonces, que es
una mezcla heterogénea, pues no hay uniformidad.
y A simple vista, no diferenciamos
Vinagre los componentes.
tí
Granito
mica
cuarzo
A simple vista, se aprecian partículas
de sus diferentes componentes.
En síntesis, una mezcla es la reunión o agrupación de dos o
más sustancias que mantienen sus propiedades. Resaltemos
esto último, ya que en el caso del vinagre, el agua sigue siendo
agua pese a estar mezclado con el ácido acético.
i ■ • Z
I
En la naturaleza, ia mayoría de
los materiales son mezclas; por
ejemplo, el agua de mar, el aíre,
la arena, entre otros.
Las proporciones de los compo­
nentes de una mezcla pueden
variar. Por ejemplo, las bebidas
alcohólicas ^son mezclas cuyo
porcentaje de alcohol varía se­
gún el tipo de bebida.

15. a. Mezcla homogénea
Preparemos una mezcla que sirva de ejemplo.
Adicionemos una cucharadita de cloruro de
sodio (NaCI), sal de mesa, a un recipiente que
contenga un litro de agua. Luego, agitemos
hasta que toda la sal se disuelva y finalmente
se aprecie que “solo quedó agua”.
NaCI
Ejemplos
1. El suero comercial pareciera que fuese úni­
camente agua por su aspecto uniforme;
sin embargo, al probarlo nos damos cuen­
ta de que no es así. Comprobamos al leer
la etiqueta del producto que además de
agua, contiene glucosa (C6H120 6), cloruro
de sodio (NaCI), cloruro de potasio (KCI),
entre otros.
Mezcla;.
H20 y NaCI
Componentes:
H20
(-6'"l'!2(-)6
NaCI
Como vemos, una mezcla homogénea es
aquella donde las sustancias agrupadas (com­
ponentes) forman una sola fase, es decir, tiene
la apariencia de ser una sustancia pura debido
a que todo se aprecia uniforme.
En una mezcla homogénea
• no es posible ver y diferenciar las partícu­
las de sus componentes, ya que se hallan
a nivel de átomos y moléculas distribuidos
uniformemente.
. sus componentes no se separan al dejarla
reposar. Por ejemplo, en el suero, la glucosa
no se asienta o cae al fondo del recipiente
por más tiempo que se halle en el mostra­
dor de una farmacia.
2. El aire es una mezcla homogénea de ele­
m entos com o el oxígeno (O ,), nitrógeno
(N2), y compuestos como el dióxido de
carbono (C02) y vapor de agua (H20).
3. Eí bronce que tenemos en la chapa de
nuestras puertas es una mezcla homogé­
nea de cobre (Cu) y estaño (Sn).

16. Aplicación 6
De la siguiente relación, identifique las mezclas homogéneas.
I. Agua oxigenada al 20% en volumen de H20 2
II. Caliza al 80% en masa de CaC03
III. Gas natural al 90% en volumen de metano (CH4)
Resolución
I. El agua oxigenada la podemos tener en el botiquín de la
casa. Parece a simple vista solo agua, pero por la informa­
ción, el 20% de su volumen es H20 2y el 80% debe ser H20.
II. En principio, la caliza es un tipo de roca, y, por el dato, solo
el 80% es CaC03, el resto no sabemos. Las rocas no tienen
apariencia uniforme.
I. Cualquiera sea la mezcla de gases, esta será homogénea.
En este caso, en el gas natural, el CH4 representa el 90%, lo
demás son otros gases.
Por lo tanto, í y ill son mezclas homogéneas, •
i
Í X J
rfezcli '¡i.. •
: ■
é
a
Preparemos una mezcla agregando un puñado de arena a un
balde con agua y agitemos; el agua se pone turbia y las partí­
culas de arena se dispersan, pero no se disuelven, todavía se
aprecian; y si dejamos de agitar, poco a poco van cayendo al
fondo del balde. Esto es una mezcla heterogénea.
En las mezclas heterogéneas
hay la posibilidad de que sus
componentes se separen al
dejarlas reposar. Esto se fa­
vorece cuando las partículas
de las sustancias dispersas
son ''grandes”; por ejemplo,
Ja pintura guardada durante
un largo tiempo.
Así como hay mezclas diver­
sas en la naturaleza, tarñbién
el hombre, según sus nece­
sidades, produce sus propias
mezclas; así tenemos alea­
ciones como el acero (Fe y
C), el latón (Cu y Zn), el agua
oxigenada (h20 y H¿0 ,), la
mayonesa, las gaseosas, en­
tre otras.
Concluimos, entonces, que una mezcla heterogénea es aquella
donde las sustancias agrupadas forman dos o más fases; es
decir, sus componentes se pueden apreciar a simple vista o con
ayuda de algún instrumento (una lupa, por ejemplo).

17. 1. Un jugo de frutas es un típico caso de
mezcla heterogénea, pues al observarlo
de cerca se aprecian los pedacitos de las
diversas frutas; además, al dejarlo reposar,
se asientan.
2. La leche es otro ejemplo. A'simple vista
quizás parezca homogénea, pero no debe­
mos confundirnos. Al colocar una gota de
leche bajo el microscopio, se puede apre­
ciar las partículas de grasa dispersas.
A plicació n 7
¿Cuáles de las siguientes muestras materiales
corresponden a mezclas heterogéneas?
I. Limaduras de hierro mezclados con arena
II. Vapor de agua en aire
III. Gasolina dispersa en agua
Resolución
I. Las limaduras de hierro y las partículas de
arena se pueden diferenciar a simple vista
o con ayuda de una lupa, incluso el hie­
rro lo podemos separar fácilmente con un
im
án- AMOR A SOFÍA
II. El vapor de agua es agua en estado gaseo­
so y su presencia en el aire no la podemos
apreciar a simple vista. A la mezcla de aire y
vapor de agua se le denomina aire húmedo.
III. Sabemos que la gasolina no se disuelve en
agua, y por su menor densidad se ubica en
la superficie del agua, apreciándose inclu­
so en presencia de luz diversos colores.
Por lo tanto, I y III son mezclas heterogéneas.
; Hay mezclas heterogéneas que fácilmente se
confunden con las homogéneas, tal es el caso
de la leche, la gelatina, la mayonesa, etc. En
estos casos, para diferenciarlos se puede hacer
uso del microscopio para observar sus diferen­
tes tipos de partículas.
Como se dijo antes, los componentes de una
mezcla no sufren cambios; mantienen su iden­
tidad. Por ello, sus propiedades físicas y quími­
cas pueden utilizarse para separarlas.

18. Los componentes de una mezcla se pueden
separar usando diferentes técnicas. Veamos
algunos casos.
Aplicación 8
En la figura se muestran las moléculas de dos
líquidos agrupados:
• Evaporación
La mezcla de agua y sal común podemos
separarla en sus componentes simplemen­
te calentándola; así, el agua se irá evapo­
rando y quedará en el recipiente la sal. Esto
es posible debido a que la sal soporta altas
temperaturas sin sufrir cambios, mientras
que el agua hierve a 100 °C.
|¡Su
■í-VVv'v-'Lj
y t V
En el caso de la mezcla de agua y arena,
esta última se puede separar del agua
usando un papel filtro colocado en un em- i
budo.
De ello es correcto afirmar:
I. El líquido/A es insoluble en el líquido B.
II. A y B forman una mezcla homogénea.
III. El líquido B es más denso que el líquido A.
Resolución
I. Correcto
De la figura se observa claramente que
ambos líquidos son inmiscibles, es decir, A
no se disuelve en B.
II. Incorrecto
Se han formado dos fases líquidas, como
el agua y el aceite. Se trata de una mezcla
heterogénea.
III. Correcto
En esta mezcla líquida de dos fases, el
líquido de mayor densidad, B, se ubica en
la fase inferior.
Si mezclamos azúcar y agua, ¿qué tipo de mez­
cla se formara? Además, ¿como podríamos se­
parar nuevamente sus componentes?
Averigüe más sobre las técnicas de separación
aplicadas a mezclas.
filtración de una mezcla heterogénea

19. El azufre en polvo al inicio que­
da en la superficie del agua, y
luego de agitar la mezcla, el
azufre ya humedecido cae al
fondo del recipiente.
El término fenómeno en cien­
cias naturales no hace referen­
cia a algo anormal, sino a algún
.; cambio o transformación.
Aplicación 9
Cuando el azufre en polvo se agrega a un recipiente que con­
tiene agua y luego se agita, se forma una mezcla que luego de
un tiempo muestra la sedimentación de las partículas sólidas
del elemento.
Según la información dada podemos afirmar lo siguiente:
I. La mezcla formada es heterogénea.
II. La mezcla presenta dos fases.
III. El azufre se disuelve en el agua.
Resolución
I. Correcto
Si se observa la sedimentación de las partículas de azufre,
quiere decir que se puede diferenciar los componentes de
la mezcla a simple vista; por lo tanto, es heterogénea.
II. Correcto
La mezcla es difásica: una fase líquida formada por el agua
y la otra fase sólida formada por el azufre.
III. Incorrecto
El azufre no se disuelve en el agua, porque si fuera así, sus
partículas no se observarían a simple vista, ni habría sedi­
mentación.
2.2. Fenómenos de ll^ ^ teria
Sabemos que la materia está constantemente cambiando, pero
estos cambios no son todos del mismo tipo, por ello es necesa­
rio establecer las diferencias.
¿Qué pasa si derramamos en el piso un poco de alcohol me­
dicinal?
Nos damos cuenta de que este se va evaporando y al poco
tiempo ya no lo vemos, pero percibimos su olor característico.
<C?HsOH)
Vapor
(C2h so h )
l [quicio
(C2H5OH)
[ocio r,o evaporei
Liquido

20. Ahora, si vertimos ese mismo alcohol en un recipiente abierto
y acercam os un palito de fósforo encendido, ¿acaso el. alco­
hol no enciende? Claro que sí, se quema hasta agotarse por
completo.
iu. ;i „i* ¡su;./
Líquido . (C2HfjOH)
En am bos casos, el alcohol sufre cambios.
2.2.1. Cambios físigps (fenómenos físicos)
Son aquellos donde la sustancia sufre cambios que no alteran
su com posición y, por ende, su identidad; es decir, la sustancia
sigue siendo la misma.
En el caso de la evaporación del alcohol medicinal, de líquido
pasa a gaseoso (vapor), pero sigue siendo alcohol.
El hielo, al calentarse, se derrite y
forma agua líquida. Si el calenta­
miento continúa, pasa a ser va­
por de agua; pero sigue siendo
agua, por lo tanto, es un cambio
físico.
C2H5OH(() ■
-* C2H5OH(g)
donde
- (fi): líquido
- (g): gaseoso
Ejemplo
Al estirar un resorte de acero, se está produciendo un cambio,
pero este es físico, dado que la composición del resorte no se
ha alterado, sigue siendo de acero.
^ acero
. acero

21. Aplicación 10
Eai^rfianfc'é
Al ¡mpactar la copa de vidrio
contra el suelo, esta se rompe
derramando el contenido. Ni el
vidrio ni el contenido modifican
! . su composición química en este
: fenómeno. Es un cambio físico.
Hay otro tipo de cambios de la
materia, y muy comunes en el
universo, específicamente en las
estrellas, se trata de los cambios
nucleares.
De los siguientes cambios que sufre la materia, ¿cuántos son
físicos?
I. Romper una copa de vidrio.
II. Disolver alcohol etílico en agua.
III. Derretir un cubo de hielo.
IV. Carbonizar un trozo de pan en el horno.
Resolución
I. Que el vidrio se rompa no implica que deje de ser vidrio. Es
un cambio físico.
II. Al disolver.alcohol en agua, las moléculas del primero se
dispersan en el segundo pero siguen siendo moléculas de
alcohol. Es un cambio físico.
III. Cuando el cubo de hielo se calienta, se derrite; es decir,
pasa del estado sólido al líquido y sigue siendo agua. Es un
cambio físico.
IV. Si un trozo de pan se calienta demasiado en el homo, se
carboniza formando cenizas, una nueva sustancia. No es un
cambio físico.
2.2.2. Cairibios químicos (fenómenos químicos)
Se llama así cuando el cambio en la sustancia implica una mo­
dificación en su composición; en otras palabras, esta sustancia
se transforma en otra u otras diferentes.
En el caso de la quema del alcohol, este compuesto junto al
oxígeno del aire forman dos nuevas sustancias: el dióxido de
carbono y el agua.
C2H50H(g)+02(g) C 0 2(g) + H P (g )
Esta representación simbólica de las sustancias involucradas en
el cambio se denomina ecuación química.

22. Ejemplo
La oxidación de un clavo es un cambio quími­
co, ya que' el hierro interactúa con el oxígeno
del aire y forma óxido férrico.
Aplicación 77
Indique cuáles de los siguientes fenómenos
son químicos:
I. Sancochar un huevo.
II. Corrosión de una calamina.
III. Quemar un trozo de madera.
IV. Cortar un filete de pescado en trozos.
Resolución
I Cambio químico
Al sancochar un huevo, cambian sus pro­
piedades como el color, olor y sabor, pues
se están formando nuevas sustancias.
II. Cambio químico
Al corroerse la calamina, se produce oxida­
ción de los metales que lo componen.
III. Cambio químico
Todo lo que es quemar produce sustancias
diferentes a las iniciales.
IV. Cambio físico
La carne de pescado al ser cortada en tro­
zos sigue siendo carne de pescado.
Aplicación 12
El material extraído de una mina contiene 20%
de sulfuro de zinc (ZnS), compuesto a partir
del cual se extrae el zinc metálico. Casi el 50%
del zinc obtenido se emplea para el galvaniza­
do del acero, cuyos principales componentes
son el hierro y el carbono, reduciendo la posi­
bilidad de formar herrumbre (Fe20 3).
De acuerdo al texto, indique la verdad (V) o
falsedad (F) de cada proposición:
I. El material extraído de la mina es una mezcla.
II. Para extraer el zinc metálico del sulfuro de
zinc (ZnS) se requieren cambios químicos.
III. La formación de herrumbre en el acero es
un fenómeno físico.
Resolución
I. Verdadera
Las rocas extraídas de las minas son mez­
clas heterogéneas que contienen una o
más sustancias valiosas a partir de las cua­
les se obtienen los metales. En este caso
20% de ZnS y el resto está formado por
otros materiales.
II. Verdadera
La extracción de elementos de los com­
puestos que forman requieren cambios
químicos.
III. Falsa
El hierro del acero por diversos cambios
químicos se transforma en Fe20 3.

23. Al calentar azúcar en una olla
observamos que se derrite con
facilidad oscureciéndose, si el
calentamiento continúa se en­
negrece más y se calcina. Su
composición química se modifi­
có y deja de ser sacarosa. Es un
cambio químico..
I
i
Aplicación 13
El azúcar de mesa, cuyo nombre químico es sacarosa (C12H22Oll)
es muy soluble en agua, pero al ser calentado severamente se
carboniza dejando un residuo que contiene carbono.
Con respecto al texto, marque verdadero (V) o falso (F) en cada
proposición.
I. Se menciona a un compuesto ternario y a un elemento no
metálico libre.
II. Se hace referencia a una propiedad física de! azúcar.
III. Se indica un fenómeno químico que sufre la sacarosa.
Resolución
I. Verdadera
El compuesto ternario mencionado es la sacarosa
(Ci2H220 11), ya que se halla formado por tres elementos.
El elemento no metálico al que se hace referencia es el
carbono (C).
II. Verdadera
La propiedad física que se indica en el texto es la solubilidad
del azúcar en agua. El azúcar al disolverse en agua no modifi­
ca su composición química, sigue siendo sacarosa.
III. Verdadera
Al carbonizarse el azúcar debido a su calentamiento severo
altera su composición química formando diversas sustan­
cias, entre ellas el carbono.

24. Capítulo t
2.3. Estados de agregación de la materia
Desde pequeños estamos acostumbrados a usar los términos
sólido, líquido y gaseoso. Por ejemplo, decimos que el oro es
sólido; el agua líquido, y el oxígeno gaseoso. Al decir esto, en
realidad, estamos haciendo referencia a los estados de agre­
gación de la materia. Estos estados se clasifican tomando en
cuenta la agrupación de partículas y el tipo de movimiento que
tienen, además de sus propiedades macroscópicas (observa­
bles), como forma y volumen.
2.3.1. Estado sólido
Aquí, el material, como en el caso de un lingote de oro, tiene
una forma definida, así como un volumen fijo, y aunque resulte
imposible ver en este elemento los átomos que lo constituyen,
se sabe que estos se hallan juntos y con un movimiento de
traslación restringido.
-y
2.3.2. Estado líqufe«#
El material no posee forma definida (adopta la forma del re­
cipiente que lo contiene), pero su volumen es fijo. En el caso
del agua, sus moléculas están agrupadas o juntas, pero tienen
libertad para desplazarse de un punto a otro.
Existe un cuarto estado de agre­
gación llamado estado plas­
mático, y no es algo raro en el
universo, por el contrario, es la
forma más común de la mate­
ria que hallamos en las estrellas
como nuestro Sol. {Anímese a
investigar!
I

25. wo oIvíc
Hay dos factores muy impor­
tantes de los cuales depende
el estado de agregación de una
sustancia: la presión y la tempe­
ratura.
2.33. Estado gaseoso
Tomemos el caso del oxígeno. Este material no posee ni for­
ma ni volumen definido (adopta la forma y el volumen del
recipiente que lo contiene), y las partículas que lo confor­
man (moléculas) están separadas y con movimiento desor­
denado.
Veamos los términos que se emplean cuando una misma
sustancia pasa de un estado de agregación a otro, conocido
también como cambios de fase.
Dato'curioso. i
-
•
— - . |
Todos sabemos que el agua es
una sustancia importantísima j
para la vida que, en forma na­
tural, la encontramos en sus tres
estados de agregación en el pla­
neta, y en cada uno cumpliendo
una función diferente.
o
i»
L
vr'v-V
O
O o':
GAS °
O O
W
M
Ci ’ I 1 IIr'>
ivr) >
l[ivt*li

26. Aplicación 74
Sacamos un cubo de hielo del refrigerador y lo
dejamos en una olla, observando que al cabo
de una hora se derrita totalmente. Luego ca­
lentamos el agua en la cocina hasta que hierva
y vaporice completamente.
Del texto anterior afirmamos lo siguiente:
I. En el cubo de hielo inicial, las moléculas de
agua se hallan agrupadas y con movimien­
to de traslación.
II. Al derretirse el hielo se lleva a cabo la su­
blimación.
III. En la etapa de vaporización, las moléculas
de agua se van separando.
IV. En el vapor de agua final, las moléculas de
agua se hallan separadas.
Resolución
I. Incorrecto
El hielo es agua sólida. En este estado de
agregación, principalmente las moléculas
poseen movimientos de vibración.
II. Incorrecto
Cuando el hielo se derrite, el agua pasa del
estado sólido al líquido; a ello se le deno­
mina fusión.
III. Correcto
En la vaporización, el agua pasa de líquido
a gaseoso; es decir, las moléculas adquie­
ren mayor en energía y se separan.
IV. Correcto
Al final, nos dice el texto que todo el agua
se vaporizó. No hay moléculas de agua
agrupadas, todas se hallan separadas. El
agua se halla en estado gaseoso.
; Aplicación 75
i En un balón tenemos dos gases reunidos: oxí-
'• geno y dióxido de carbono. Entonces podría-
mos afirmar lo siguiente:
I. Se trata de una mezcla homogénea.
II. Uno de los gases es una sustancia simple.
III. Uno de los gases es una sustancia com­
puesta.
IV. El oxígeno y ei dióxido de carbono se com­
binan.
Resolución
I. Correcto
Toda mezcla gaseosa es homogénea.
II. Correcto
El oxígeno es una sustancia simple o ele­
mental, pues sus moléculas están forma­
das por átomos de un mismo elemento.
III. Correcto
El dióxido de carbono es la sustancia com­
puesta. Sus moléculas están formadas por
átomos de oxígeno y carbono.
IV. Incorrecto
El oxígeno y el dióxido de carbono se ha­
llan reunidos o mezclados; no hay combi­
nación que forme una nueva sustancia

27. • El agua potable y los pro­
ductos de aseo se obtienen
gracias a la química.
• La industria del vestido se
beneficia cada vez más de
los aportes de la química.
Lo habitual y correcto es iniciar el día aseándonos, posible­
mente empezamos con un duchazo. Reflexionemos ahora.
Esas tuberías que conducen y distribuyen el agua por la casa
están echas de un producto químico llamado policloruro de
vinilo, más conocido como PVC. El agua misma ha sido potabi­
lizada gracias al cloro y esto nos libra de enfermedades como
el cólera.
El desarrollo de la química ha permitido disponer de jabones,
champús y pastas dentales que contribuyen a mejorar nuestras
condiciones higiénicas.
Y al vestirnos, ni hablar... Desde hace ya mucho tiempo nos
beneficiamos de las aplicaciones de la química en el campo
textil. Recordemos que el nailon y el poliéster revolucionaron
la moda en la segunda mitad del siglo xx.
Pasemos al desayuno. Los alimentos que ingerimos son quími­
ca pura. Productos como la leche, el yogur, el azúcar, las frutas
y el pan han seguido un tratamiento químico para hacerlos
aptos para el consumo humano.
Mejor lo dejamos allí para que por su cuenta investigue más.
Simplemente nos queda decir que nosotros mismos y todo lo
que nos rodea... somos química.
La química permite comprender nuestro mundo y cómo
funciona. Es una ciencia práctica de gran aplicación en
nuestra vida diaria.

28. I Demócrito de Abdera
Nadó el 460 a.n.e. en Abdera, Tracia.
Fue discípulo de Leucipo y es autor de numerosas obras.
Diógenes Laercio le atribuye 73 obras, que trataban de matemáticas, física,
gramática y ética. De todas ellas, solo algunos fragmentos han llegado hasta
nosotros.
I '
Según su teoría atómica de la materia, todas las cosas están compuestas de
partículas diminutas, invisibles e indestructibles de materia pura que se mue­
ven por la eternidad en un infinito espacio vacío. Los átomos son de la misma
materia, pero difieren en forma, medida, peso, secuencia y posición. Sostenía
la creación de mundos como la consecuencia natural del incesante movimien-
to giratorio de los átomos en el espacio.
Además escribió sobre la ética, proponiendo ja felicidad como el mayor bien. Esta se podía alcanzar a
través de la moderación, la tranquilidad y la liberación de los miedos. Murió el 370 a.n.e.
En un vaso con agua, disuelva dos cucharaditas de azúcar agitando
vigorosamente. ¿Qué tipo de mezcla se ha formado? Ahora, si qui­
siera separar el azúcar del agua, ¿que haríamos? ¿Acaso se podría
calentar la mezcla para que el agua se evapore y quede el azúcar?
¡Eso no es recomendable! El azúcar es sensible al calentamiento y se
formaría una especie de caramelo; entonces, ¿qué podemos hacer?
Una recomendación sería colocar la mezcla en la refrigeradora para
que se enfríe. Al bajar la temperatura, se irán formando cristales de
azúcar en el fondo del vaso. ¡Anímese a hacer la prueba!

29. MATERIA
S
ii d.isi
1 y '
/ Æ X
1 <
» # n .-í í-
X / i M r
Sustancia pura 1
!
puede ser
i
i
f : i
j
# éi X X .,
Sustancia Sustancia
___
Mezcla Mezcla
simple compuesta homogénea* heterogénea
Ejemplos Ejemplos Ejemplos /f% Ejemplos
• oro (Au) • agua (H20) • agua potable • ' jugo de frutas
• oxígeno (02
) • cloruro de • aire #Çg agua y aceite
• azufre (S) sodio (NaCI) %
X¡*

30. i
sus estados de agregación son .
-----------------------------i
i
Sólido Líquido Gaseoso
.... ^
forma y forma variable forma y
volumen y volumen volumen
definido definido variable

31. o
Problema N/ 1
¿Cuál de los siguientes estudios no correspon­
de al campo de la química?
A) La determinación de la fórmula de la glu-
cosa (C6H,20 6)
B) El establecimiento de la estructura del
dióxido de carbono (C 02)
C) La obtención del sodio a partir de la sal
común
D) La oxidación del hierro
E) La velocidad con la que cae una gota de
lluvia
Resolución ^ '
■
Como sabemos, la química es una ciencia que
estudia la composición, la estructura, las pro­
piedades y los cambios de la materia. Analice­
mos cada caso.
a) Corresponde
Determinar una fórmula química es deter­
minar la composición de un compuesto;
es decir, conocer qué elementos se ha­
llan combinados y en qué proporción.
En el caso de la glucosa, cuya fórmula es
C5H120 6, hallamos tres elementos: carbo­
no, hidrógeno y oxígeno, y por cada molé­
cula hay seis átomos de carbono, doce de
hidrógeno y seis de oxígeno.
b) Corresponde
Establecer la estructura de un compuesto
como el dióxido de carbono nos permite
conocer cómo se unen los átomos para for­
mar la molécula, y qué forma tendrá esta.
c) Corresponde
La sal común, llamada cloruro de sodio
(NaCI), puede sufrir cambios o transfor­
maciones provocados por el hombre, es el
caso de su descomposición para obtener
los elementos que la constituyen.
NaCI -> Na +CI2
d) Corresponde
Un cambio muy conocido en los metales
es la oxidación, es decir, su reacción con el
oxígeno para formar el óxido correspon­
diente.
Fe+0 2 -> Fe20 3
e) No corresponde
La velocidad que adquieren los cuerpos al
caer se estudia en el campo de la física.
Clave
Indique él caso qúe no hace referencia a un
cuerpo material.
A) Gas natural usado como combustible ve­
hicular
B) Cable de cobre empleado como conductor
eléctrico
C) Vinagre que utilizamos en la preparación
de los alimentos
D) La idea de un proyecto de trabajo
E) La hoja de papel donde escribimos nues­
tros apuntes
Resolución
En forma práctica, para que algo sea consi­
derado materia, debe poseer masa y tener un
volumen. Pasemos a analizar los casos.
a) El gas natural vehicular (GNV) se halla en el
vehículo confinado en un balón y ocupa un
determinado volumen; presenta una masa
que va disminuyendo conforme se va que­
mando.

32. b) El cobre es un metal muy usado como con­
ductor eléctrico. Si tomamos un pedazo de
cable, este tendrá una masa y ocupará un
volumen.
c) El vinagre es una mezcla líquida que lo te­
nemos en una botella. Ciertamente tiene
masa y volumen.
d) El tener la idea de algo, en este caso un
proyecto grande o pequeño, no conlleva a
que tenga masa ni mucho menos que ocu­
pe un lugar en nuestro cerebro. Definitiva­
mente, no es materia.
e) Una hoja de papel es un cuerpo material
que posee masa y volumen.
Problema N/ 3 _____________________________
Clasifique cada una de las siguientes sustan­
cias en elemento (E) o compuesto (C) y luego
indique la secuencia correcta.
I. aluminio del marco de la ventana
II. cloruro de sodio de la sal común
III. cubo de hielo
IV. mercurio del termómetro
A) EECE B) ECCE C) ECEE
D) EEEE E) CECE
Resolución
Si la sustancia la encontramos en la tabla pe­
riódica, se trata de un elemento; por otro lado,
si está formada por dos o más elementos, es
un compuesto. Veamos cada caso.
I. Elemento
El aluminio lo ubicamos en la tabla perió­
dica. Se trata de un elemento cuyo símbolo
: es Al.
: II. Compuesto
Su nombre nos indica la presencia de dos
elementos: el cloro combinado con el so­
dio (NaCI).
III. Compuesto
El hielo es agua en estado sólido; entonces
se trata del compuesto cuya fórmula es H20.
IV. Elemento
i El mercurio lo ubicamos en la tabla perió­
dica. Su símbolo es Hg.
i f Clave
De las siguientes muestras, indique la secuen-
: cia correcta según sea sustancia pura (P) o
; mezcla (M).
: I. alcohol yodado
:. II. oro de 24 quilates
i III. dióxido de azufre
• IV. agua gasificada
A) MMPM B) PMMM C) MPPM
D) MMPP E) MMMP
j Resolución
: I. Mezcla
El alcohol yodado tiene dos sustancias
mezcladas: alcohol y yodo.
; . II. Sustancia pura
El oro de 24 quilates es oro puro, un ele­
mento metálico precioso.

33. III. Sustancia pura
El dióxido de azufre es un compuesto
formado por azufre y oxígeno (S02). Los
compuestos y elementos se categorizan
como sustancias puras.
IV. Mezcla
El agua gasificada es una mezcla de agua y
dióxido de carbono (C 02), entre otras sus­
tancias.
Clave
c) Incorrecto
Solo hay nitrógeno; entonces es una sus
tancia pura.
d) Incorrecto
Es nitrógeno diatómico (N2).
e) Incorrecto
De un elemento no es posible, por méto­
dos químicos, obtener otro elemento.
Clave
Problema N/ 5
¿Qué podemos afirmar- luego de analizar el
siguiente gráfico?
A) El gas encerrado es una sustancia com­
puesta.
B) El elemento nitrógeno se halla en forma
diatómica.
C) Se trata de una mezcla.
D) Es un gas monoatómico.
E) De este gas se puede obtener oxígeno.
Resolución
a) Incorrecto
Este gas es una sustancia elemental. Está
formado por moléculas donde se aprecia
un solo tipo de átomos.
b) Correcto
Se trata de nitrógeno molecular (N2); dos
átomos se unen para formar la molécula.
El sulfuro de hidrógeno es un gas tóxico de
olor desagradable. ¿Qué podemos afirmar con
relación al siguiente gráfico?
I. Se trata de un compuesto.
II. Las moléculas de esta sustancia son triató­
micas.
III. Es una mezcla homogénea de hidrógeno y
azufre.
A) solol B) I y II C) solo II
D) HY III E) solo III
Resolución
I. Correcto
Es un compuesto formado por la combina­
ción de los elementos hidrógeno y azufre.
II. Correcto
Cada molécula de esta sustancia está for­
mada por tres átomos (triatómica): dos de
hidrógeno unidos a uno de azufre. Fíjese
en la fórmula (H2S).

34. III. Incorrecto
Los compuestos son sustancias puras y no
mezclas. Además, en un compuesto los ele­
mentos están combinados, no mezclados.
Clave
Problema N
.° 7
Indique cuáles de las mezclas que se mencio­
nan a continuación son homogéneas.
I. una ensalada de frutas
II. agua y arena de un acuario
III. pisco peruano
IV. el aire limpio encerrado en un globo
A) solo I B) solo II G) I y II
D) solo III E) III y IV
ResoLución ■
En una mezcla homogénea, todo es uniforme,
incluso se puede confundir con una sustancia
pura. Veamos cada caso.
I. Mezcla heterogénea
Una ensalada de frutas no es uniforme, ya
que podemos apreciar a simple vista las di­
versas frutas reunidas.
II. Mezcla heterogénea
La arena no se disuelve en el agua, ade­
más, se puede observar que en el acuario
la arena se asienta o sedimenta (cae al fon­
do por su mayor densidad).
III. Mezcla homogénea
El pisco parece que fuera solo agua, es
totalmente uniforme; pero sabemos que
contiene también alcohol etílico.
IV. Mezcla homogénea
El aíre es una mezcla de diferentes gases:
N2, 0 2, C 0 2, Ar, etc., y, como sabemos,
toda mezcla de gases es uniforme.
Clave
Si reunimos en un balón dos sustancias gaseo­
sas: ozono (0 3) y cloruro de hidrógeno (HCI),
indique la secuencia correcta de verdad (V) o
falsedad (F).
I. Se forma una mezcla heterogénea.
II. Se mezclan una sustancia elemental y una
compuesta.
III. El ozono se puede separar del cloruro de
hidrógeno.
A) FVV B) FFV . C) FFF
D) VVF E) VFF
Resolución
Grafiquemos.
I. Falso
La agrupación de dos o más gases forma
siempre una mezcla homogénea.
II. Verdadero
El ozono (0 3) es la sustancia elemental,
oxígeno; mientras que el cloruro de hidró­
geno (HCI) es el compuesto.
III. Verdadero
Toda mezcla se puede separar en sus
componentes, para ello se debe tomar en
cuenta las propiedades de las sustancias
agrupadas.
Clave ¿

35. Problema tV B______
Si agregamos una cucharada de aceite a un
litro de agua y agitamos vigorosamente hasta
observar lo siguiente:
c£T;>
t~ gofa :ie ai te
— agua
señale la proposición incorrecta al respecto.
A) Se formó una mezcla heterogénea.
B) El aceite no se disuelve en agua.
C) Al reposar el aceite se ubica sobre el agua.
D) Se aprecian dos fases. .
E) Se formó una mezcla homogénea.
Resolución • ^
Analicemos todo de manera integral. E! agua
y el aceite forman una mezcla heterogénea, ya
que el aceite se ha dispersado; pero no se ha
disuelto, se observa a simple vista sus gótitas.
Hay dos fases líquidas: una acuosa y la otra
aceitosa.
Ctave
Problema M* 10 • ______
¿Qué acciones servirían para separar la siguien­
te mezcla: limaduras de hierro y azúcar?
I. Agregar agua para disolver el azúcar y se­
pararlo del hierro.
II. Acercar un imán para atraer las limaduras
de hierro.
III. Calentar la mezcla para evaporar el azúcar.
Las limaduras de hierro y el azúcar son dos
sólidos diferentes que forman una mezcla he­
terogénea.
Tomemos en cuenta nuestra experiencia prác­
tica y analicemos.
!. Sin/e ,f
Al agregar agua, el azúcar se disuelve y
luego con facilidad podemos separar el
/ hierro por filtración; es decir, hacemos pa-
K-.r sar todo por una tela que retenga las lima-
■ . auras de hierro.
II. Sirve
Al acercar eí imán, las limaduras de hierro
serán atraídas, separándose del azúcar.
III. No sin/e
Al calentar la mezcla, el azúcar se derrite y
puede llegar hasta quemarse adhiriéndose
más al hierro.
Clave
De la siguiente lista de sustancias, señale cuán­
tas de ellas son simples.
N2 Ag, Fe20 3. P4, Kl
B) 2
A) solo I
D) II y III
B) I y II C) solo II
E) solo III
A) 1
D) 4
C) 3
E) 5

36. Resolución
Identificamos las sustancias simples como
aquellas que están constituidas por átomos de
un mismo elemento. De la lista, las sustancias
simples son N2, Ag y P4
Clave
Con relación a! ácido sulfúrico (H2S04), indi­
que la proposición incorrecta.
A) Es un compuesto químico ternario
B) Su atomicidad es 7.
C) Se puede descomponer en sustancias más
simples.
D) Por cada una de las moléculas, hay cuatro
átomos de oxígeno.
E) Su composición es variable.
Resolución
a) Correcta
Para un compuesto formado por dos ele­
mentos se dice binario, y por tres elemen­
tos, como en este caso (H, S y O), se deno­
mina ternario.
b) Correcta
La atomicidad es el número total de áto­
mos por'unidad estructura! del compuesto;
es decir, en el H2S04, por molécula hay
1 átomo de azufre
4 átomos de oxígeno
2 átomos de hidrógeno
7 átomos en total
Por lo tanto, su atomicidad es 7.
c) Correcta
Todo compuesto, por métodos químicos,
se puede descomponer en sustancias más
simples.
H2S04 -> h 2o +s o 3
d) Correcta
Lo apreciamos en la atomicidad.
1 molécula —
> 4 átomos
H2S04 de oxígeno
e) Incorrecta
Es un compuesto químico, la composición
es constante y definida; por ello, su fórmu­
la química es siempre la misma y con ella
se identifica.
Clave
Una de las sustancias más importantes para
nuestro organismo es la glucosa (C5H120 6)
. por ser fuente de energía. Con respecto a ella,
'indique la secuencia correcta de verdad (V) o
; falsedad (F).
I. Es una sustancia pura.
II. Se trata de un compuesto binario.
III. Es una mezcla de tres elementos.
: A) VVV B) VVF C) FVV
D) VFF E) FFF
I. Verdadero
Los compuestos, como es el caso de la glu­
cosa, al tener composición y propiedades
definidas, caen en la categoría de sustan­
cias puras.
II. Falso
La glucosa está formada por tres elemen­
tos; C, H y O; es decir, es un compuesto
ternario.

37. e) Incorrecto
Corno se representa con una fórmula quí­
mica, sabemos qué tipo de materia es:
compuesto.
III. Falso
Todo compuesto se forma por la combina­
ción de elementos. En la glucosa, hay tres
elementos combinados, no mezclados.
Con la siguiente información de un material:
“un líquido incoloro con fórmula química de­
finida hierve a 65 °C". De este material pode­
mos afirmar que
A) se trata de una sustancia simple.
B) es un compuesto químico.
C) es una mezcla homogénea.
D) es una mezcla heterogénea
E) no se puede determinar el tipo de materia.
a) Incorrecto
Las sustancias simples o elementales se
representan con símbolos químicos que
hallamos en la tabla periódica.
b) Correcto
Como este material se representa con una
fórmula química, se trata de un compues­
to. Además, de forma complementaria, nos
dan algunas propiedades físicas caracterís­
ticas de ella.
c) Incorrecto
Si fuera una mezcla, deberían indicarnos
por lo menos dos componentes diferentes.
d) Incorrecto
Los compuestos son sustancias puras y no
mezclas.
El ozono (0 3) es una sustancia........................que
según su cantidad de átomos por molécula es
A) compuesta - ternaria
B) compuesta - triatómica
C) simple - triatómica
D) simple - ternaria
E) simple - binaria
El ozono es un gas formado por moléculas que
resultan de la unión de tres átomos de un mi­
mo elemento: oxígeno.
J 0
(o}~vó
Entonces es una sustancia simple triatómica o
de atomicidad 3.
Clave
Clasifique las siguientes muestras químicas se­
gún corresponda:
bronce, oro, cloruro de sodio
A) elemento, mezcla y compuesto
B) mezcla, elemento y compuesto
C) compuesto, mezcla y elemento
D) mezcla, compuesto y elemento
E) compuesto, elemento y mezcla

38. Resolución
Analicemos en cada caso.
Bronce: Es una mezcla homogénea de dos
metales: cobre y estaño. También se le deno­
mina aleación de cobre y estaño (Cu y Sn).
Oro: Es un elemento conocido como un metal
precioso (Au).
Cloruro de sodio: Es un compuesto binario
formado por la combinación de sodio y cloro
(NaCI).
Clave
e) Corresponde
N2: elemento diatómico
Agua oxigenada:
mezcla heterogénea (hl20 y H20 2)
Clave
Prnbfw m i-i.' Tú
El vidrio común contiene principalmente sili­
catos, como el CaSi03, que se forman cuando
reaccionan el Si02 y el CaC03. Del texto ante­
rior, podemos afirmar que
Problema N.‘ 17
Seleccione la alternativa que muestra un ele­
mento diatómico y una mezcla homogénea.
A) 0 2 y agua turbia
B) CO y jugo de frutas
C) F2 y yogur
D) K! y salmuera
E) N2 y agua oxigenada
Resolución
Veamos caso por caso:
a) No corresponde
0 2: elemento diatómico
Agus turbia: mezcla heterogénea
b) No corresponde
CO: compuesto binario
Jugo de frutas: mezcla heterogénea
c) No co-responde
F2: elemento binario
Yogur: mezcla heterogénea
d) No corresponde
Kl: compuesto binario
Samuera: mezcla homogénea (H20 y NaCI)
A) se mencionan a tres mezclas homogéneas.
B) los silicatos son sustancias simples.
C) hay dos compuestos binarios mencionados.
D) dos de los compuestos mencionados son
ternarios.
E) el vidrio común es un compuesto.
Según el texto, se mencionan tres compuestos:
S¡02: binario (2 elementos), y CaSi03 y CaC03:
ternarios (3 elementos).
a) Incorrecto
Se mencionan tres compuestos.
b) Incorrecto
Los silicatos como el CaSi03 son compuestos.
c) Incorrecto
Solo hay un compuesto binario: el Si02.
d) Correcto
Son compuestos ternarios: CaSi03 y CaC05.
e) Incorrecto
El vidrio común es principalmente una
mezcla de silicatos.
Clave

39. Capítulo i
Problema N
L* 19
Marque la alternativa que no es considerada
como cambio químico.
A) oxidación del hierro
B) freír papas
C) fermentación del jugo de uvas
D) picado de verduras
E) combustión de alcohol
Resolución
Un combo químico implica una modificación
en la composición y propiedades del material.
a) Cambio químico *
„ fi *
£
&
■<
■'
En esta oxidación, el hierro (Fe) se combina
con el oxígeno (0 2) y forma el óxido co- J
rrespondiente (Fe20 3). I
b) Cambio químico
Al freír la papa, el calor provoca cambios
en su composición observándose una mo­
dificación en su color, olor y sabor.
t%. ^>
W
c) Cambio químico
Cuando se fermenta el jugo de Uva, se
forman nuevas sustancias, principalmente
alcohol etílico (C2H5OH).
d) Cambio físico
Las verduras al ser cortadas en trozos más
pequeños no alteran su composición ni sus
propiedades.
e) Cambio químico
La combustión de alcohol requiere oxíge­
no (0 2) del aire y luego forma nuevas sus­
tancias, como el dióxido de carbono (C 0 2)
y el agua (H20).
Clave
Problema N.° 20 _____________ _ __
En un balón de acero se tiene nitrógeno (N2) y
oxígeno (0 2) a temperatura y presión ambien­
tal. Si al aumentar la temperatura y la presión
se forma dióxido de nitrógeno (N 02), ¿qué se
puede afirmar?
A) En el balón inicial tenemos una mezcla he­
terogénea.
B) Los elementos iniciales son monoatómicos.
C) Al formarse el N02 se ha producido un
cambio químico.
D) El compuesto formado es ternario.
E) El texto hace mención a un cambio físico.
riQSollidÓÍ1
Esquematicemos el problema.
N02: c5^
producto de la
combinación
del 0 2y N2
a) Incorrecto
El N2 y 0 2 son gases, y toda mezcla gaseo­
sa es homogénea.
b) Incorrecto
Los dos elementos iniciales son diatómi­
cos. Sus moléculas están formadas por dos
átomos.
c) Correcto
El nitrógeno y el oxígeno al aumentar la
presión y la temperatura se combinan for­
mando una nueva sustancia: el dióxido de
nitrógeno.

40. d) Incorrecto
El N 02 formado es. un compuesto binario
(N y O).
e) Incorrecto
Al formarse una nueva sustancia, el cambio
producido es químico.
Clave
III. Cambio químico
Al poner carne al fuego se produce su coc­
ción, lo que provoca modificación en la
composición y estructura de las proteínas
y las grasas.
Clave
y o
n
3
L
Imaginemos que vamos a preparar una parri­
llada. Señale las acciones que impliquen cam­
bios químicos.
I. Partimos los trozos grandes de carbón ve­
getal y los colocamos en la parrilla.
II. Encendemos el carbón hasta que se ponga
al rojo vivo. f I f , |;
III. Ponemos sobre la parrilla un trozo de car­
ne hasta que esté bien cocida.
A) solo I # B) solo II C) I y II
D) II y III E) solo
Tengamos en cuenta lo siguiente: '%
Se coloca hidrógeno y oxígeno gaseoso en un
recipiente y luego por acción de una chispa se
transforman en agua, según se muestra a con­
tinuación:
fyj? # -
o
,é
-. J
Indique la afirmación correcta,
f. Mezclar hidrógeno y oxígeno, al inicio, es
un fenómeno físico.
II. La chispa provoca un cambio químico.
III. Al final, el hidrógeno y el oxígeno se hallan
combinados.
cambio químico ~fenómeno químico
Cambio físico
El partir o romper un material como el car­
bón representa un fenómeno físico, pues
los trozos pequeños formados siguen sien­
do de carbón.
Cambio químico
Encender el carbón significa provocar su
combustión; es decir, aprovechar su trans­
formación en sustancias nuevas y generar
calor.
A) solo I B) solo II C) solo III
D) I y II E) todas
I. Correcta
Cuando dos gases como el hidrógeno y el
oxígeno se mezclan, cada uno mantiene su
identidad, por lo que se trata solo de un
fenómeno físico.
II. Correcta
La chispa provoca una transformación, un
cambio químico. Se ha formado una sus­
tancia nueva: el agua.

41. III. Correcta
Al inicio, el hidrógeno y el oxígeno están
mezclados, pero luego, por acción de la
chispa, se combinan formando el agua.
Clave
Problema H.° 23
Según el siguiente esquema:
Problema M" 2 4
Observe el siguiente gráfico:
'p é
:>e caborna
_ J L * l
/
Q
identifique la afirmación incorrecta, :
W /
A) Al inicio, la sustancia es sólida.
B) Al final, la sustancia es gaseosa.
C) La sustancia inicial sufre una sublimación.
D) Solo ocurrió un cambio físico.
E) Ocurrió un cambio químico.
Resolución
La sustancia al inicio se halla en estado sólido.
Sus partículas están agrupadas y en posiciones
definidas. Luego estas se separan y adquieren
mayor movimiento; es decir, la sustancia se su­
blimó pasando al estado gaseoso.
El pasar de un estado de agregación a otro, sin
modificar la composición de la sustancia, es un
cambio físico y no químico.
Clave
Ahora determine la verdad (V) o falsedad (F)
de cada proposición y elija la secuencia co­
rrecta.
I. El agua se encuentra en sus tres estados de
agregación.
II. Hay tres sustancias, cada una en un estado
de agregación diferente.
III. Hay una sola sustancia compuesta.
j j A)¿VW B) FW C) VFV
: D) FFV E) FFF
I. Verdadera
Además del agua líquida, tenemos el hielo
que es agua sólida, y el vapor de agua que
es agua en estado gaseoso.
II. Falsa
Se trata de una misma sustancia (el agua).
III. Verdadera
Solo hay agua, que es un compuesto for­
mado por hidrógeno y oxígeno.
Clave

42. COLECCIÓN ESENCIAL
Problema N.c25
Existe un tipo de roca llamada piedra caliza,
es de color blanco y contiene principalmente
carbonato de calcio (CaC03), y en menor can­
tidad, arcilla, cuarzo y otras sustancias. Entre
sus aplicaciones podemos citar la producción
de cal (CaO), cemento y vidrio; pero también,
bloques de este material se pueden usar en la
construcción de edificaciones.
De acuerdo al texto anterior, indique las pro­
posiciones incorrectas.
I. La piedra caliza es una mezcla heterogénea.
II. La producción de cal (CaO) a partir de la
caliza (CaC03) requiere de un cambio quí­
mico.
III. Formar bloques de caliza para la construc­
ción implica un cambio químico. _•_. ,
*fíb
v
.• .?
/ •
/
Incorrecta
Dar forma de bloques a una roca para
usarla en construcción solo involucra un
cambio físico.
A) solo
D) I y II
B) solo II C) solo III
E) 1
1y líl '
Resolución J k %
I. Correcta
Toda roca es una mezcla heterogénea de
diversas sustancias.
-'7
Interprete correctamente el siguiente gráfico
y elija la secuencia correcta de verdad (V) o
falsedad (F) respecto a las siguientes propo­
siciones.
o átomo de H
O átomo de O
Q átomo de Cl
I. Se trata de una mezcla de tres sustancias.
II. Una de las sustancias presentes es el HCI.
III. Hay dos sustancias compuestas y una ele­
mental.
rcXÓW -■
'
-y*1
- /■
* : '
p
itd
'JfC
i
Correcta
Por calentamiento, el carbonato de calcio
se descompone formando dos sustancias:
óxido de calcio (CaO), llamado cal viva, y
dióxido de carbono (CO?).
CaCO, CaO +CO.
A) W V
D) FFF
B) VFV C) VFF
E) FVV
Resolución
I. Verdadera
Analizando las moléculas contenidas en
el recipiente, vemos que hay tres tipos de
sustancias reunidas:
OO <Q>

43. Verdadera
Las sustancias son el HCI, 0 2 y H20.
Verdadera
Las sustancias compuestas son el HCI y el
H20, y la elemental es el 0 2.
Clave
I. Correcta
Las tres sustancias son:
N2 (nitrógeno)
O0 0 C02 (dióxido de carbono)
C (carbono)
Problema N.V27
Observe el siguiente gráfico:
ir
, c gases v?;
Incorrecta
Es cierto que la fase gaseosa es una mezcla
gaseosa, pero de un elemento (N2) y un
compuesto (C02).
Correcta
El sólido está formado solo por átomos de!
elemento carbono.
O í
A J r
Clave
Atomo
©
©
O
X
-'-
W
V o *
Elemento
nitrógeno
oxígeno
carbono
De acuerdo a los siguientes gráficos, indique la
secuencia correcta de verdad (V) o falsedad (F)
según corresponda.
O átomo de flúor
Indique las proposiciones correctas.
I. En el recipiente se encuentran tres sustan­
cias.
II. La fase gaseosa es una mezcla homogénea
de dos compuestos.
III. La fase sólida está formada por un elemento.
# ü s u j O átomo de
^ hidrógeno
I. El balón 1contiene una mezcla de dos sus­
tancias.
II. El balón 1 contiene los elementos flúor e
hidrógeno diatómicos.
III. El balón 2 contiene una sola sustancia.
A) solo I
D) I y III
B) solo II C) I y II
E) II y III
A) VFV
D) FFF
B) VVV C) FFV
E) VVF

44. Resolución
I. Verdadero
El balón 1reúne dos sustancias; se aprecian
dos tipos de moléculas.
I!. Verdadero
Las sustancias elementales diatómicas son
©O hidrógeno (H2)
©©•flúor (F2)
III. Verdadero
La única sustancia en el balón 2 es el fluo­
ruro de hidrógeno (HF): <3©
Clave
■<
>
Problema M° 29 f « Z A
¿Qué casos se relacionan con la siguiente frase?
“La química imita la naturaleza, y a veces para
preservarla, la sustituye”.
I. La producción de fibras textiles para la
confección de ropa, en lugar de usar lana
o algodón.
II. La producción de fibra de vidrio para la
carrocería de mototaxis, en lugar de usar
planchas metálicas.
III. La producción de abonos sintéticos en lu­
gar de usar estiércol de ganado para ferti­
lizar las tierras de cultivo.
A) solo l B) I y II C) todos
D) solo II E) II y III
Resolución
I. Se relaciona
El poliéster, el dralón, el orlón, entre otros,
se usan desde el siglo xx para reducir el
empleo de fibras naturales como el algo­
dón y la lana.
II. Se relaciona
La fibra de vidrio se usa como reforzamien­
to de plásticos y es fácil de moldear. Puede
reemplazar a la madera o a las planchas
metálicas.
III. Se relaciona
Según el tipo de suelo y los nutrientes que
requiera, se puede hacer uso de fertilizan­
tes producidos gracias a la química, por
ejemplo, la úrea.
Clave
Problema tv
.» .
El desarrollo de la química a lo largo de la his­
toria ha permitido hacernos la vida más
I. larga, ,-v
II. sana:- .
III. cómoda. ' ’
Relacione los ítems anteriores con los produc­
tos o procesos químicos siguientes:
a. medicamentos como antibióticos y anal­
gésicos
b. potabilización del agua para el consumo
humano
c. materiales para ¡a construcción de viviendas
A) la, llb, lile B) Ib, lie, Illa C) le, llb, Illa
D) la, lie, lllb E) Ib, lia, lile
Resolución
Los medicamentos y fármacos, en general, han
aumentado el promedio de vida de la pobla­
ción. La potabilización del agua ha permitido
mejorar las condiciones de salubridad, y los
materiales para la construcción han brindado
una mayor comodidad en nuestros hogares.
Clave

45. PRACTIQUEMOS LOAPRENDIDO
1. Supongamos que vamos a analizar un só­
lido desconocido. ¿Cuál de las siguientes
pruebas no corresponde al campo de la
química?
A) Determinar su pureza.
B) Si se tratara de un elemento, determi­
nar la forma como se unen sus áto­
mos.
C) Hacer pruebas para saber si es infla­
mable.
D) Determinar la dureza del material.
E) Conocer cuán rápido se oxida al estar
expuesto al aire.
2 . ¿En cuál de los siguientes enunciados no se
menciona un cuerpo material? ¿|K ,.
I %
| pfy J
g
&
y íi
A) La aguja de acero usada por la cos­
turera.
4SW
B) La tinta del lapicero que se emplea
para escribir.
C) La idea que se tiene para solucionar un
problema leído.
D) La lágrima de un niño cuando llora,
% É&'
E) El teclado de la computadora que se
usa para digitar. ' •/
3. De la siguiente relación de materiales,
identifique las sustancias puras.
I. sopa de trigo
II. barra de plata
III. jugo de fresa
IV. gas monóxido de carbono
I. cromo
II. cloruro de potasio
III. óxido de aluminio
IV. silicio
A) ECCE
D) EEEC
B) ECCC C) EECC
E) CCCE
5. Veamos la siguiente representación, donde
cada esfera representa un átomo de fós­
foro.
Respecto a lo anterior, indique las afirma­
ciones incorrectas.
I. Se trata de una sustancia elemental.
II. Es el fósforo tetratómico.
III. 'También se puede representar como P4.
IV. Es una sustancia compuesta.
C ? . ’
B) II y III C) todas
E) solo IV
*' A) I y II
I T..;D) solo
A) solo II
D) III y IV
B) II y C) solo II!
E) II y IV
4, Coloque en cada caso, E para el elemento
y C para el compuesto, y elija la secuencia
correcta.
8. Analice el siguiente gráfico e identifique el
enunciado correcto.
;>
.; v '' ;.v-"l
. T 9as ■
0
I
A) En el globo hay un compuesto diató­
mico.
B) El gas encerrado es una sustancia ele­
mental.
C) Cada molécula está formada por cinco
átomos.
D) Es una mezcla de dos elementos.
E) Es un elemento gaseoso.

46. 7. De las siguientes mezclas, identifique las
homogéneas.
I. oxígeno y helio gaseosos
II. arcilla en agua
III. oxígeno disuelto en agua
IV. mármol del piso
A) solo I
D) III y IV
B) ly C) solo III
E) solo IV
8. Si a un vaso con agua le adicionamos una
cucharada de alcohol etílico formando una
mezcla, indique la afirmación incorrecta.
A) Se ha formado una mezcla homogénea.
B) Se ha formado una mezcla heterogénea.
C) El alcohol se disolvió en el agua.
D) El alcohol ya no se diferencia del agua.
E) A simple vista parece una sola sustancia.
9. Luego de observar la siguiente figura, elija
la secuencia correcta de verdad (V) o fal­
sedad (F). y
o
donde
Átomo
O
o o
Elemento
argón
cloro
I. Se trata de una mezcla homogénea.
II. Hay dos sustancias mezcladas.
III. Un componente de la mezcla es el clo­
ro diatómico.
IV. En la mezcla hay un elemento y un
compuesto.
A) VVVF
D) W FF
B) VVVV C) FVVV
E) VFFF
Si en un recipiente cerrado nos dicen que
hay tres sustancias cuyas representaciones
son las siguientes: N 02, F2 y Me, ayudán­
donos con una tabla periódica, determine
la verdad (V) o falsedad (F) de las siguien­
tes proposiciones y señale la secuencia co­
rrecta. -•¿
I. De las tres sustancias, una es compuesta.
II. Hay dos sustancias simples.
III. El flúor es un elemento diatómico.
V A) VVV
D) FFF
B) VVF C) VFF
E) FVV
¿Cómo separaría los componentes de la
mezcla de granos de quinua revueltos con
frijoles?
A) agregando agua caliente para disolver
la quinua
B) agregando agua fría para hacer flotar
a todos los frijoles
C) usando una malla, cernir la mezcla, así
se retienen los frijoles y cae la quinua
D) agregando alcohol para disolver la
quinua
E) separando manualmente el frijol de la
quinua
'

47. A! colocar gasolina en un recipiente abier­
to, al cabo de unos segundos percibimos
su olor característico debido a que se eva­
pora con facilidad; luego con mucho cuida­
do acercamos un palito de fósforo encen­
dido y el vapor de la gasolina comienza a
arder, ¿qué se puede afirmar al respecto?
I. La evaporación de la gasolina es un fe­
nómeno físico.
II. Cuando la gasolina comienza a arder,
se produce un cambio químico:
III. La gasolina no es inflamable.
A) solo I B) solo II C) solo III
D) I y II ,-E) If y M
I'<
>
,
/ • A
Si adicionalmente nos dicen que todas las
moléculas son iguales, entonces indique
las afirmaciones correctas.
I. En el recipiente hay una sola sustancia.
II. Se aprecian dos estados de agregación.
III. La sustancia puede ser elemental o
compuesta.
A) I y II B) solo II C) II y III
D) todas E) solo III
V De los siguientes cambios que a continua­
ción se mencionan, señale el que sea un
fenómeno físico.
A) Sacar el sarro del baño con ácido sul­
fúrico.
B) El oscurecimiento de la pulpa de una
manzana luego de darle una mordida.
C) Encender un palito de fósforo.
D) El cambio de olor de la carne luego de
varios días de estar fuera de la refri­
geradora.
E) Picar las verduras para preparar una
ensalada.
Identifique cuáles son cambios químicos.
I. evaporación de la acetona usada para
sacar el esmalte de las uñas
II. formación de hielo dentro de la conge­
lador del refrigerador
III. ennegrecimiento del azúcar al calen­
dario en un recipiente
A) solo f B) solo II C) solo III
‘ D);;i:y lL E) II y III
>i "
iÓ
>■
•
;>
,.0
Interprete correctamente el esquema si­
guiente y elija la secuencia correcta de ver­
dad (V) o falsedad (F).
O átomo de oxígeno
L Solo hay un elemento presente.
II. Hay dos tipos de moléculas.
III. Las sustancias mezcladas se pueden
representar como Q
-¿ y 0 3.
IV. Hay un elemento y un compuesto.
A) VW V B) VVVF C) VFFV
D) FVW E) FFVV

48. COLECCIÓN ESENCIAL
17. De acuerdo al siguiente gráfico, ¿qué es
correcto afirmar?
- Gas C
2,/ o
^ Gas D ; O H
Sólido
A) En el recipiente se tiene una mezcla
homogénea.
B) Las sustancias A y B no se pueden se­
parar.
C) Las sustancias C y D forman entre ellas
una mezcla homogénea.
D) Se observan cuatro sustancias y una
sola fase. /
E) Las sustancias mezcladas solo pueden
ser compuestos.
1- Complete la expresión.
En el balón inicial hay dos sustancias
.................. que luego de sufrir un cam­
bio .................... forman una sola sustancia
A) compuestas - físico - simple.
B) elementales - químico - compuesta.
C) elementales - físico - simple.
D) compuestas - químico - simple.
E) elementales - físico - mezclada.
19. ¿Cuál no es un cambio químico?
A) limpiar monedas oxidadas con vinagre
B) mezdar témpera blanca con témpera azul
C) quemar un trozo de cartón
D) fermentar la leche
E) sacar el sarro de las tuberías de agua
con ácido muriático
Complete la siguiente frase:
Para reconocer una sustancia pura se
hace uso de sus .......................; por ejem­
plo, en el caso del oro, su temperatura de
.......................es aquella por la cual pasa de
sólido a líquido.
A) propiedades - solidificación
B) propiedades - ebullición
C) propiedades - fusión
D) fórmulas - sublimación
E) símbolos - fusión
Determine en cada caso si el proceso es
físico (F) o químico (Q).
I. Una persona pica verduras para prepa-
9 rar su ensalada.
II. Junta las verduras picadas y agrega
aceite de oliva; luego, revuelve todo.
IIL Se alimenta con la ensalada.
A) FFQ B) FQQ C) QQQ
D) QFF E) FFF
Relacione los siguientes hechos con el
campo de estudio de ia física (F) o la quí­
mica (Q).
I. El balón de fútbol impactó con gran
velocidad en el parante del arco y re­
botó hacia un costado.
II. Los balones actuales de fútbol se hacen
con productos químicos sintéticos y no
de cueio natural.
III Se debe llegar a producir un gras sinté­
tico que no produzca quemaduras por
fricción en los jugadores de fútbol.
A) QFQ B) FFQ C) FFF
D) FQQ E) QQQ

49. 23. Lea el siguiente párrafo:
“[...] fácilmente tomamos un analgésico
cuando tenemos dolor de cabeza, o un an­
tiácido cuando una comida resulta pesada,
y no le prestamos la mayor atención”.
Al respecto, ¿qué aporte de la química a
nuestro quehacer cotidiano se resalta?
A) los nuevos materiales para la construc­
ción
B) los productos fitosanitarios para mejo­
rar las cosechas
C) la preservación de los alimentos enva­
sados
D) la salud y la medicina .•••
•
«
•
E) la salud y el ejercicio físico
Complete el siguiente párrafo:
Al igual que el agua, todos los ..............
están formados por ....... ............ que no
pueden........................en otras sustancias más
simples mediante cambios........................
A) elementos - compuestos - separarse -
físicos. v.;'
B) elementos - compuestos - separarse -
químicos.
C) compuestos - elementos - descompo­
nerse - químicos.
D) compuestos - elementos - descompo­
nerse - físicos.
E) compuestos - elementos - mezclarse
- químicos.
A) elemento, mezcla homogénea y mez­
cla heterogénea.
B) compuesto, mezcla homogénea y
mezcla homogénea.
C) elemento, mezcla homogénea y mez­
cla homogénea.
D) compuesto, mezcla homogénea y
mezcla heterogénea.
E) elemento, mezcla heterogénea y mez­
cla homogénea.
Respecto del concepto de química, indique
la proposición que no corresponda.
A) Es una ciencia natural.
B) Estudia las propiedades, transforma­
ciones y aplicaciones de la materia.
C) . Se relaciona con otras ciencias como
la física, biología, geografía, etc.
- D) Sus leyes se basan en estudios experi­
mentales sobre la materia.
% E):-Su razón de ser es el análisis de los fe-
•X / ' nómenos físicos y nucleares.
De la siguiente relación de muestras mate­
riales, indique aquella que no es una sus­
tancia pura.
A) un cable de cobre
B) cristales de cloruro de magnesio
C) una gota de agua destilada
D) una gota de mercurio
E) uaclavo de acero
25 “No todas las partículas que forman una
mezcla son visibles, tal es el caso del
oxígeno disuelto en el agua potable y
como parte del aire”.
Los términos resaltados corresponden,
respectivamente, a
Indique la sustancia compuesta binaria de
mayor atomicidad, es decir, la que presenta
mayor número de átomos por molécula.
A) SnCI2 B) H2S
D) H2C 0 3
C) C2HbOH
E) CH3CH3

50. 29. Identifique e indique la relación incorrecta.
A) CH3COOH: compuesto ternario
B) 0 3. sustancia simple poliatómica
C) Fe20 3: sustancia pura
D) F20 : sustancia ternaria diatómica
E) CaCI2: sustancia pura binaria
3;. Indique el par de mezclas que sean homo
génea y heterogénea, respectivamente.
A) acero y aire seco
B) leche de magnesia y bronce
C) crema de rocoto y suero fisiológico
D) salmuera y crema de papa a la huan
caína
E) gas natural y ozono
30. Determine si las siguientes proposiciones
son verdaderas (V) o falsas (F) y elija la se­
cuencia correcta.
Respecto de la clasificación de la materia,
indique la relación incorrecta.
31
I. Las moléculas de un compuesto pue­
den ser monoatómicas.
II. Un compuesto tiene prppiedades dife­
rentes a las de sus elementosjconstitu-
yentes. ^
III. Un elemento se descompone por me-
todos químicos.
w
V
A) FVF
B) FVV
C) VFV
D) W F
E) FFF
jS
&
Las mezclas homogéneas como e l...............
tienen una apariencia uniforme y sus com­
ponentes no se pueden distinguir visual­
mente, mientras que las m ezclas................
como un jugo de fresa con leche son sis­
temas ................
A) estroncio: elemento
B) bromuro de potasio: compuesto
C) dióxido de azufre: compuesto
D) kerosene: mezcla heterogénea
E) mayonesa: mezcla heterogénea
■
x& k v
-
*
%
.:.y ^ j*
S '*
<
&
&
&
' f ¿
v
4 Las transformaciones que sufre la materia se
'■-C*denominan.................Son.................si modifi-
..cania estructura interna, pero serán...............
si la sustancia sigue siendo la misma.
A) propiedades - físicas - químicas
B) cualidades - químicas - físicas
C) movimientos - químicas - físicas
D) cambios - físicas - químicas
E) fenómenos - químicas - físicas
3E. Se tuesta cacao a fuego lento y luego de
enfriarse es triturado. Indique los fenóme­
nos que acontecieron en el orden respec­
tivo.
A) aceite - heterogéneas - monofásicos.
B) bronce - heterogéneas - monofásicos
C) latón - heterogéneas - polifásicos.
D) hierro - heterogéneas - monofásicos.
E) cobre - homogéneas - polifásicos.
A) físico - físico
B) químico - físico
C) físico - químico
D) químico - químico
E) nuclear - físico

51. ¿Qué sustancias simples podremos mez­
clar para formar una mezcla homogénea?
A) Au y N2 B) Br2 y 0 2 C) FeyXe
D) C 0 2 y He E) C y P4
Un compuesto ternario está formado por
moléculas tetratómicas. ¿Cuántos átomos,
como máximo, puede tener cada elemento
que lo constituye?
39. Identifique a la mezcla cuya separación de
componentes se puede realizar por calen­
tamiento.
A) azufre en polvo con gránulos de carbón
B) helio y oxígeno
C) metano (CH4) y oxígeno
D) cloruro de potasio (KCI) y agua
E) fósforo blanco y oxígeno
A) 1
D) 4
B) 2 C) 3
E) 5
30. En una mezcla heterogénea, difásica for­
mada por dos líquidos podemos afirmar
que.
A) los líquidos son miscibles entre sí; ' i
B) el líquido menos denso se ubica en la
fase inferior.
C) los líquidos son inmiscibles entre sí., f
D) el líquido de la fase superior tiene me-
ñor punto de ebullición. C % *
E) el líquido de la fase inferior tiene ma­
yor punto de fusión. %
40. Cortamos un tubo de PVC en dos partes.
Una de las partes se coloca en agua para
analizar su solubilidad, y la otra parte se
quema para analizar su inflamabilidad. Con
respecto a los cambios sufridos por el PVC
podemos afirmar lo siguiente:
I. Cortarlo en dos partes corresponde a
un cambio físico.
II. 'En el análisis de la solubilidad se espera
un.cambio químico.
% III.;-Al analizar la inflamabilidad el PVC su-
4 / fre un cambio químico.
A) solo I B) I y II C) I y III
D) solo II E) II y III
Claves
1 6 11 16 : 21 ; 26 31 36
2 7 12 17 22 . 27 32 .37
3 8 13 * 18 23 28 33 38
4 9 14 19 24 29 34 39
5 10 15 20 25 30 35 40

53. % •
Comprender el concepto de átomo.
• Interpretar correctamente la notación de un núclido.
• Relacionar a los átomos como isótopos, isóbaros e isó-
tonos.
• Diferenciar los conceptos de catión y anión.
¿Poir qué es necesario esta conocimiento?
Los cuerpos materiales y las propiedades de estos depen­
derán en parte de la identidad de los átomos que los con­
forman.
En los próximos capítulos se ampliará el conocimiento sobre
el átomo en función del elemento químico al que correspon­
de ya que en el presente capítulo solo resaltaremos la com­
posición estructural y la forma de presentación del átomo
neutro y del átomo ionizado.
El estudio analítico de la naturaleza en diferentes estados
físicos, como sólido, líquido o gaseoso, concluye que está
formada por diferentes partículas pequeñas llamadas molé­
culas, átomos e iones. Por ello sabemos que el agua de mar
es una mezcla líquida compleja que contiene moléculas de
agua, H20 (molécula triatómica), iones monoatómicos tales
como el cloruro, Cl1~
, sódico, Na1
+
, cálcico, Ca2+
, también io­
nes poliatómicos tales como carbonato, CO3“, mientras que
el suelo es otra mezcla que contiene sílice, Si02 (molécu­
la triatómica); el aire es otra mezcla que contiene oxígeno
molecular, 0 2 (molécula diatómica), nitrógeno molecular,
N2, helio atómico, He, etc. En la actualidad se sabe que los
cuerpos materiales naturales y sintetizados están formados
de partículas muy pequeñas llamadas átomos, que se rela­
cionan con iones y moléculas. Los átomos, por su tamaño, no
pueden ser observados a través de un microscopio ordinario,
pero a la fecha se tiene mayor conocimiento de estos porque
ha sido posible analizarlos con el microscopio de efecto túnel
(en inglés, Scanning Tunneling Microscope o STM), un instru­
mento para tomar imágenes de superficies a nivel atómico.

54. bstruciur c -M U I i
tienen diferente significado.
: ' Se diferencian en el nivel de
i desarrollo alcanzado: una teoría
TEpT'.'muestra un ámbito menos ex­
tenso que el de un modelo, es
$ £ 5 Un conjunto de enunciados que
i explican un conocimiento, sea
y este real o abstracto; un modelo
es la respuesta a una investiga­
ción según el método científico
del objeto de estudio de tal ¡n-
: . vestigación.
1. RESEÑA HISTÓRICA
El hombre buscó describir la composición de la materia em­
pleando el término átomo. Si bien se ha mantenido esta deno­
minación, su concepto ha ido cambiando. A continuación, se
presentan los más importantes conceptos del átomo a través
del tiempo.
1.1. Demócrito ($. v a.n.e.)
Sin evidencia científica, pero con análisis filosófico, Demócrito
pensaba que la materia está formada por partículas muy pe­
queñas e indivisibles llamadas átomos.
1.2. Teoría atómica cíe John Dalton (ICOS)
Propone una nueva teoría sobre la materia, planteando que
esta puede ser un elemento químico o un compuesto químico.
Los elementos químicos están constituidos por unidades fun­
damentales llamadas.átomos (partículas indivisibles).
1.3. Me■ ‘ -
Plantea un modelo con la existencia del electrón (partícula
negativa). El átomo es de forma esférica, con masa com pacta
positiva incrustada de electrones vibrando y en cantidad sufi­
ciente para ser un átomo eléctricamente neutro. Actualmente,
se sabe que la carga positiva corresponde al protón.
Posteriormente, el descubrimiento de nuevas partículas y los
experimentos llevados a cabo por Rutherford demostraron la
inexactitud del modelo, llamado también “budín de pasas”.
1.4. Modelo atómico de Rutherford (1911)
El átomo es un sistema dinámico, con un núcleo muy pequeño
de carga positiva y los electrones giran a su alrededor, siguien­
do trayectorias circulares y concéntricas a una gran velocidad,
de tal modo que se neutraliza la fuerza de atracción eléctrica
que ejerce el núcleo. Por lo tanto, los electrones estarían giran­
do en estado de equilibrio.
El modelo tuvo que ser abandonado, pues el movimiento de
los electrones suponía una pérdida continua de energía; por
esa razón el electrón terminaría describiendo una trayectoria
en espiral y precipitándose hacia el núcleo. Sin embargo, este
modelo sirvió de base para la teoría de su discípulo Boh'r.

55. Capítulo 2
1.5. Teoría atómica de Bohr (1913)
Propone explicar el átomo abandonando las consideraciones
de la física clásica y tomando en cuenta la teoría cuántica de
Planck. Toma como base al átomo de hidrógeno con los si­
guientes postulados:
• El electrón gira alrededor del núcleo en trayectoria circular
en estado de equilibrio.
• En forma estable, el electrón solo debe girar en ciertas re­
giones permitidas llamadas niveles u órbitas.
• Mientras que el electrón gira en un nivel permitido, no emi­
te ni absorbe energía, porque dichas órbitas son estados
estacionarios de energía cuantizada.
• El átomo emite o absorbe energía únicamente cuando el
electrón realiza transiciones electrónicas de un nivel a otro.
Este modelo, si bien se, ha perfeccionado con el tiempo, ha
servido de base al modelo mecano-cuántico.
1 .6. Modc-|b ijí» P ^ánticl) TÚ;'
Se fundamenta en lo siguiente:
• Estados'cuantizados de energía. Fue iniciado por Bohr (1913).
• Propiedad dual de la materia. Fue planteada por De Broglie
(1924).
• Principio de incertidumbre. Fue planteado por Heisenberg
(1927).
Los rayos catódicos son co­
rrientes de electrones obser­
vados en tubos de vacío, a los
que se equipa con un cátodo
(electrodo negativo) y un ánodo
(electrodo positivo). Sometido
al efecto de un campo eléctrico
(placa negativa y placa positiva),
se orienta hacia la placa positiva
y se demuestra que los electro­
nes son partículas cargadas ne­
gativamente.

56. 2. CONCEPTO ACTUAL DEL ÁTOMO
Como mencionamos, la concepción del átomo ha sido cambiante a medida del avance de la cien­
cia y la tecnología. En la actualidad, podemos afirmar lo siguiente:
• El átomo es la partícula más pequeña de un elemento químico, que conserva la identidad de
este último.
• Es un sistema organizado, dinámico y energético en equilibrio. Es organizado ya que está cons­
tituido por dos partes bien definidas; es energético porque las partículas subatómicas están en
interacción y movimiento.
• Se considera una partícula esférica eléctricamente neutra.
Esquema: átomo de helio
Del esquema, se deduce que el átomo tiene dos partes que influyen en las propiedades del átomo.
ÁTOMO
»
■ . . . . .
Zona 11¡
<
: • únicamente carga el volumen
extranuclear electrones
t ....... j
negativa j atómico
Núcleo
protones y
neutrones
fundamentalmente
i>''^ 1 carga | C
'M
er/r'in
a | la masa
T ......1
atómica
v J

57. 2.1. Características de las partículas subatómicas
fundamentales v
Electrón
(1e")
Thomson
(1897)
-1 -1,6x10“19C 9,11x10-28 0,00055
Protón
(1 p+)
Rutherford
(1919)
+
1 +1,6+10"1
9C 1,672x10~2
4 1,00730
Neutrón
(1 n°)
Chadwick
(1932)
0 0 1,675x10~2
4 1,00870
I
1
—*
■es necesario manejar
donde
X
urna es la unidad de masa, atómica.
Equivalencia mutua •
1 uma=1,66x 10 24 g
-1 g=6,022 x 1023 urna
Del cuadro informático se deduce lo siguiente:
• Respecto de la masa ^
X
le < 1 p
Respecto de la cantidad de carga eléctrica (Q)
O.relativa
^aUSQ
lliU:_
1.6X 10 "' C
• Los protones y los neutrones son los nucleones fundamen­
tales, porque se encuentran en el núcleo y permiten fun­
damentar las propiedades de aquel; también existen otros
nucleones.
• Cada una de las posibles agrupaciones de nucleones se de- ;
nomina núclido.
Respecto del descubrimiento
del núcleo, podemos afirmar
que los experimentos llevados
a cabo en 1911 bajo la dirección
de Ernest Rutherford modifica­
ron las ¡deas existentes sobre
la naturaleza del átomo. Ru­
therford y sus colaboradores
bombardearon una fina lámina
de oro con partículas alfa (nú­
cleos de helio) procedentes de
un elemento radiactivo. La ma­
yoría atravesaban la lámina y
solo algunos se desviaban. Se
concluye que el átomo es prác­
ticamente vacío y tiene solo un
núcleo atómico muy pequeño.

58. 3. NUCLtDO
Es la representación de la composición del nú­
cleo de un átomo. Para ello se requiere tres in­
formaciones simultáneas: número de masa (A),
número atómico (Z) y el símbolo del elemento,
organizados de la siguiente manera:
zEa O ae
‘--a
-símbolo del elemento Químico
3.1. Núm ero atóm ico (Z)
Aplicación 2
¿Cuál será el número de masa del ^He?
Resolución
La ubicación del número de masa respecto del
símbolo es el superíridice izquierdo o derecho.
Por lo tanto, el número de masa (A) es 4.
Usualmente A y Z son datos para cada átomo.
Llamado también carga nuclear; permite iden­
tificar al elemento químico y para cada átomo
esto indica lo siguiente:
(siempre)
:xw
L
l - e (solo en átomo neutro)
Aplicación 7
¿Cuál será el número atómico del ,He?
Resolución
La ubicación del número atómico respecto del
símbolo es el subíndice izquierdo. Por lo tanto,
el número atómico (Z) es 2.
Ejemplo
El átomo de helio puede ser representado de
las siguientes dos formas:
ÍHe o ,He4
o '
Aplicación 3
Para los núclidos ^Kr, 1
ygAu y ^ H g , identifi­
que A y Z, luego determine #n°, #p+y #e-.
Resolución
Se realiza una tabla de cuatro filas y seis co­
lumnas; la primera columna para los núclidos y
luego completamos lo solicitado.
3.2. Número de masa (A)
Llamado también número másico; para un
elemento químico toma varios valores y para
cada átomo índica la cantidad de nucleones
fundamentales, es decir,
A =# ( p V #(n°)
< ,
> 84 36 48 36 36
I
9
79AU 197 79 118 79 79
280H9 200 80 120 80 80
A= Z + N

59. Aplicación 4
Para el núclido ^Mn, interprete la zona extranuclear y el nú­
cleo, además, indique el nombre.
Resolución
El símbolo representa a un átomo neutro del elemento manga­
neso con las siguientes características:
z Z Z Z U p M n
La zona extranuclear
Posee 25e_.
L" Orelativa =25(-1)=-25
l— 0 abso|uta=25(-1,6x10-19 c)=-4x10~18 C
1
— ( El ilúcleo
/ Posee. (55-25) =30 n°. -
| ' Posee =25 p
25(+‘1) =+25 ^
% Qabsóluta=^“*í+^;§fjp®-^ C )?+ 4x10-'8 C
Nombre: manganeso-55
4. RELACIÓN ENTRE V ’
Entre dos o más núclidos diferentes se pueden establecer cier­
tas relaciones, por lo cual estos pueden ser isótopos, isóbaros
o isótonos, y cumplen ciertas condiciones como las que se ob­
servan a continuación:
1V
6^
isó to p o s = * = ¿ diferentes ¡guales
“ s 32 P
15r
isó b a ro s * = * * diferentes diferen tes
39i/
19r'
37CI
17u
isó to n o s * * * = diferen tes d iferentes
Existen radioisótopos que ma­
nifiestan desintegración alfa, en
esta desintegración radiactiva
un núcleo atómico inestable
emite una partícula alfa y se
convierte en otro núcleo con
dos unidades menos de núme­
ro de neutrones y dos unidades
menos de protones (número
atómico). Esquemáticamente se
representa así.
De estos, los más importantes son los isótopos (hílidos). Todo
elemento químico está formado por isótopos, los cuales pue­
den ser estables (núcleo estable) o inestables (núcleo inesta­
ble), estos reciben el nombre de radioisótopos.
i

60. 4.1. Isótopos
Son aquellos átomos (núclido) del mismo ele­
mento químico pero tienen diferente cantidad
de neutrones.
A cada átomo se le denomina núclido o isótopo.
Aplicación 5
¿De cuántos isótopos naturales está formado
el hidrógeno y cuál es el nombre de cada uno?
Además, descríbalo comparativamente.
Aplicación 6
Indique el nombre de los isótopos 33Na y 3^Na.
Resolución
Para nombrar a cada isótopo se utiliza el nú­
mero de masa. Entonces, tenemos estos serán
los siguientes:
-Na sodio-23 Na-23
Resolución
El hidrógeno es el elemento más abundante
del universo. Está formado por tres-isótopos
naturales; son los únicos isótopos con nombre
/ /$& % ■
específico.
i V
................... __ í mkxw M ifmM? I;
, ‘ . . . • ' . ‘•'•' . • *
.'■ *’*
• •
’ w %■
Nombre protio deuterio tritio
específico (H) (D) (T)
Núcleo estable estable inestable
Abundancia
porcentual
99,985% 0,015% muy poco
Tipo de H?0
D20 t2o
agua que agua agua
forma
agua
pesada superpesada
2
^Na sodio-24 Na-24
Aplicación 7
El isótopo natural más abundante del cloro
jp
(Z=17) sé denomina cloro-35. Indique la no-
§>% W '
tación del isotopo.
f C ? '
Resolución
El enunciado señala directamente el Z=17 y del
nombre cloro-35 obtenemos (A).
cloro-35
A
Entonces, la notación es 3yCI.
Son aquellos átomos (núclidos) de elementos
diferentes que tienen igual número de masa (A).
A mayor número de masa, le corresponde ma­
yor masa (isótopo pesado). .
Los tres isótopos presentan propiedades quí­
Z 19 20
micas iguales; ello demuestra que, al combi­ A 40 40
narse con oxígeno, los tres isótopos producen
Nombre potasio-40 calcio-40
agua.
•i*

61. /
4.3. Isótonos
Son aquellos átomos (núclidos) de elementos diferentes que
tienen Igual número de neutrones (# n°).
z 6 6
#n°
® 8
Nombre carbono-14 nitrógeno-14
5. ION O ESPECIE QUÍMICA ELECTRIZADA '
Es aquel átomo eléctricamente cargadores decir, tiene carga
positiva o negativa, pdr lo que hay dos tipos de iones.
1
yN3-
ion n e g a tivo
7+3=10
anión
(anión) trivalente
56Fe3+
26he
ion p o sitivo
26 26-3=23
catión
(cation) trivalente
Generalmente, los iones se originan desde el átomo neutro por
reducción u oxidación. Estos son procesos químicos porque en
el átomo se altera la zona extranuclear, pero el núcleo mantie­
ne su identidad; es decir, no cambian el número atómico (Z)
y el número de masa (A), por lo tanto, es el mismo elemento
químico.
A continuación, describimos los tipos de iones.
5. 1. Anión o ion negativo
Átomo eléctricamente negativo debido a la ganancia de uno o
más electrones (reducción).
En el siguiente dispositivo eléc­
trico, el voltímetro indica un va­
lor diferente de cero, es decir,
se trata de un circuito eléctrico
donde se muestra un fenómeno
químico (reducción y oxidación)
y a la vez un fenómeno físico
(conductividad eléctrica), con el
movimiento de electrones por
el cable conductor y movimien­
to de iones dentro del líquido a
la vez por el puente salino. Es
decir, los iones son capaces de
conducir corriente eléctrica.
Se cumple lo siguiente:
• # p+=Z
• # p+< #e~
• Generalmente, los átomos de elementos no metales se re­
ducen.

62. COLECCION ESENCIAL
Aplicación 8
Explique la formación de 13N3~a partir del áto­
mo neutro 13N.
Resolución
La carga (3-) del anión indica que contiene
3 e más que el número de protones (Z); de-
bido a la ganancia de 3 e"
tenemos
del átomo neutro,
a) í2
5Mg2+
13k, se reduce ganando
7 3 electrones
> 3-
b) 17CI
anión
6 n ‘ 6n':
monovalente
! o e } ° “ a' So5'
c) 24(~
r 18
5.2. Catión o ion positivo / ^
Átomo eléctricamente positivo debido a la |
pérdida de uno o más electrones (oxidación).
Se cumple lo siguiente:
• # p+=Z
• # p+>#e”
• Generalmente, los átomos de elementos
metálicos se oxidan.
,/
íM
K
a
-
, é
?'
■V
Aplicación 9
Explique la formación de s
26
6Fe3+ a Partir del
átomo neutro ^gFe.
Resolución
La carga (3+) del catión indica que contiene
3 p+ más que el número de electrones debido
a la pérdida de 3 e~ del átomo neutro.
56Fe
26he
se oxida perdiendo
3 electrones
56Fe3+
26he
)
1^r.fcta
30 iv
f ; : : }
n , n o
Aplicación 10
Complete los casilleros y espacios vacíos para
cada especie química electrizada.
Resolución
Completamos lo que se solicita.
, %
/ '
# P +=Z=12
# e“=12 - 2=10
denominación: catión divalente
b) •1
7
q i-/ -- anión monovalente (dato)
c)
# p+=Z=17
#e"=17 +1=18
# p+=Z=24
# e~=18 (dato)
es decir, el átomo neutro
perdió 6 e~, entonces, la
carga es 6+.
denominación: catión hexavalente
24Cr

63. Es decir
i2
5 Mg2
+ 1 2 1 0
catión
divalente
M a 'h ‘ (17; 18
anión
monovalente
2 4 Cr6
+ 24 18
catión
hexavalente
Aplicación 1
1
El isótopo 2 gN¡ se oxida hasta perder dos elec­
trones. ¿Cuál es la notación del ion?
Resolución
% '' ¡y j f
Si el isótopo neutro pierde dos electrones, sex
transforma en un catión divalente cuya nota­
ción se puede presentar de tres formas.
5 9 n ¡+
+ 5 9 n¡ + 2
2 8 i n i 2 8 i n i
28N
¡2+
Aplicación 12
-
El isótopo 3 °Br se reduce ganando un electrón.
¿Cuál es la notación del ion?
Resolución
Si el isótopo neutro gana un electrón, se trans­
forma en un anión monovalente cuya notación
se puede presentar de tres formas.
80nr" 80n - 1
3 5tír 35br
80n1-
35br
Los iones reciben nombres específicos, reco­
nocidos por la IUPAC (Unión Internacional de
Química Pura y Aplicada). Algunos de ellos,
son los siguientes:
Na1
+ion sódico Cl1_ ion cloruro
Ca2+ ion cálcico S2~ ion sulfuro
Pb4+ ion plúmbico N3- ion nitruro
Estos nombres son usados para nombrar a los
compuestos iónicos.
Ejemplos Q::;
f*% jp
: 0- ■
*
, ..vwjf /
• NaCI: e- cloruro sódico
: • Na2 S: -e- sulfuro sódico
• . Ca3 N2: <
— nitruro cálcico
Se analizará con mayor detalle en los capítulos
de enlace químico y nomenclatura inorgánica.
Aplicación 13
El plomo es un metal que se oxida por la trans­
ferencia de cuatro electrones. ¿Cuál es la de­
nominación que recibe?
Resolución
Usando el símbolo del plomo, la oxidación es
*. S e O »!U -i
; ti e n s i l a r e J e * - • - - *
Pb >
r> ; Pb4+ + 4 e~
catión tetravalente

64. COLECCIÓN ESENCIAL <yidiÉy^ÉiiHHSi
Aplicación 14
El oro (Z=79) es un metal que se oxida lenta­
mente hasta perder tres electrones por átomo.
¿Cuál es la cantidad de protones y electrones
del catión formado?
Resolución
Usando el símbolo y Z para el oro, se describe
la oxidación.
79Au 7 9 Au 3+ + 3 e~
#p+=Z=79 .
#e“ =79-3=76
la oxidación/
Aplicación 15
El fósforo (Z=15) es un no metal que se reduce
hasta ganar tres electrones por átomo.
¿Cuál es la cantidad de protones y electrones
del anión formado?
Resolución
Usando el símbolo y Z para el fósforo, se des­
cribe la reducción.
15P + 3 e' p3'
# p +=Z=15
#e“=15 +3=18
t f
" - ' J L - '
i antes oe
Iri r e d u c c i ó -
d
...
(y-v
% %
X
Biografía
Werner Karl Heisenberg
Nació el 5 de diciembre de 1901 en Würzburgo y estudió en la Universidad de
Munich. En 1923 fue ayudante del físico alemán Max Born en la Universidad
de Gotinga, y de 1924 a 1927 obtuvo una beca de la Fundación Rockefeller para
trabajar con el físico danés Niels Bohr en la Universidad de Copenhague. Es co­
nocido sobre todo por formular el principio de incertidumbre, una contribución
fundamental al desarrollo de la teoría cuántica. Este principio afirma que es
imposible medir simultáneamente de forma precisa la posición y el momento
lineal de una partícula. Heisenberg fue galardonado con el Premio Nobel de
Física en 1932. El principio de incertidumbre ejerció una profunda influencia en
la física y en la filosofía del siglo xx. Murió en Munich el 1de febrero de 1976.
A
nM
O
)
)lu’üuCi

65. r
ÁTOMO
“ “ ì
partes
descubierto
p o r
Núcleo
c o n c e n tr a
La masa
! del átomo
Zona extranuclear
d
eterm
in
e)
El volumen y
tamaño atómico
c o n tie n e
Ernest Rutherford
(1911)
Protones,
neutrones, etc
Solo a los
electrones
Joseph Thomson
(1897)
-, Iones
... lv
$ .Á
*
Z..f ., . ...
..s;:'"' %
-ÿ
■,-rfW* , r# - 1---
l5Ótonos j Catión
Igual número
atómico
V _____ _______ ■
Igual número 1 Igual número
de masa de neutrones
son del
i
_____ L
Mismo
elemento
sonrie
S
fcp
ro
d
u
cer
Cuando el
átomo pierde
electrones
, se p r j d ’j r e
I
Anión
Cuando el
átomo gana
electrones
1
2
r
6
>
1
4
c
6 I
Elementos
diferentes
,4c
6
*
“
..
>
br óo
Carga neta
positiva
Carga neta
negativa
S I
____/
■
:pcum
pleque ser.r-.-rieeue
#p+ > #e->) #p+ < #e~
6i/'

66. Problema N£ 1 _____________
Observar los átomos ha sido el sueño de mu­
chos científicos. En 1981 se inventó el micros­
copio de efecto túnel (STM) en el que los áto­
mos se ilustran como
A) círculos.
B) circunferencias.
C) esferas.
D) diferentes formas geométricas.
E) elipses.
Resolución
Un microscopio de efecto túnel, en inglés
Scanning Tunneling Microscope (STM), es un
instrumento para observar imágenes de su­
perficies a nivel atómico. Cuando tiene una
resolución adecuada, los átomos se ¡lustran
como esferas. Fue inventado en 1981 por Gerd
Binnig y Heinrich Rohrer.
Clave
I m p o r t a n t e
Para representar los cuerpos materiales
se utilizan figuras geométricas.
Círculo. Figura geométrica plana (bidi-
mensional).
círculo
x Im p o r t a n t e
Esfera. Figura geométrica espacial (tridi­
mensional); el átomo se analiza en tres
<
> dimensiones.
En el siglo va.n.e., el filósofo griego Demó-
crito postuló, sin evidencia científica, que el
universo estaba constituido por partículas muy
pequeñas e indivisibles llamadas átomos. Sin
embargo, los avances científicos han demos­
trado que es divisible, es decir, el nombre se
mantiene pero el concepto cambió (modelo
atómico); el modelo actual se conoce como
modelo
A) de Dalton.
B) de Thomson.
C) de Rutherford.
D) de Bohr.
E) mecano-cuántico.
Resolución
El término átomo significaba 'sin división'
(a: 'sin'; tomo='d¡vis¡ón'). En el tiempo ha to­
mado diferentes conceptos y en la actualidad
se acepta el modelo mecano-cuántico (los
átomos tienen un comportamiento diferente
al comportamiento del cuerpo macroscópico).
Clave E

67. Capítulo 2
Problema N
/3
Según el modelo atómico actual, todo ele­
mento químico está formado por partículas
denominadas átomos, cuya estructura consta
de dos partes denominadas
A) electrón y protón.
B) electrón y neutrón.
C) electrón y núcleo.
D) orbital y núcleo.
E) zona extranuclear y núcleo.
Resolución
Todo átomo eléctricamente neutro, consta de
dos partes: núcleo y zona extranuclear.
■
/ '■
■
i; 4;:-
i ^ Clave ?
%~ é
% /y
. f
Problema 4 ________
Considerando el núcleo de los átomos, indi­
que la secuencia correcta de verdad (V) o fal­
sedad (F) de las siguientes proposiciones':*,. "
I. Necesariamente posee uno o más protones.
II. Determina el volumen de los átomos.
III. Posee carga eléctrica positiva.
A) VFV
B) VVV
C) FFV
D) FFF
E) FVF
Resolución
I. Verdadera
La condición para ser núcleo es contener al
menos un protón, lo cual permite diferen­
ciar a los elementos químicos.
Ejemplos
El átomo de hidrógeno posee un protón.
El átomo de helio posee dos protones.
El átomo de litio posee tres protones.
El átomo de livermorio posee 116 protones.
II. Falsa
El núcleo está rodeado de la zona extranu­
clear. Considerando el espacio que ocupa
el núcleo, es muy pequeño; por lo tanto,
la zona extranuclear determina el volumen
atómico.
III. Verdadera
La presencia del protón (partícula subató­
mica positiva) determina que el núcleo sea
eléctricamente positivo.
f X j t Clave
frrohfÉifha N/ 5
Considerando la notación de cada átomo
(núclido), indique las notaciones correctas.
I. 9Be4 II. «F III. 6C14
A) I y II B) II y III C) I y III
D) todas E) solo II
Resolución
Recordemos que a cada átomo neutro le co­
rresponde la notación con tres informaciones
(Z, A y símbolo del elemento químico) escritas
en una de las dos formas siguientes:
donde numéricamente A > Z.

68. Entonces, evaluando cada notación, tenemos
lo siguiente:
I. Incorrecta
La ubicación de A y Z es incorrecta.
9Be4
Lo correcto es
4Be9
II. Correcta
Las tres informaciones (Z, A y símbolo del
elemento químico) están correctamente
denotadas.
III. Correcta
Las tres informaciones están correctamen­
te denotadas. Cabe indicar que en el len­
guaje o idioma químico es usual el manejo
del símbolo químico para cada elemento
, . 1 1 ,<
<- #
químico.
Clave .
Problema N.' 6 _____________________
Considerando el átomo neutro 6C14 utilizado
como fechador de restos fósiles, indique la al­
ternativa incorrecta.
Entonces, evaluamos cada alternativa desde la
interpretación del átomo neutro.
L
a) Correcta
El núcleo contiene seis protones y ocho neu­
trones.
b) Correcta
Los nucleones fundamentales son el pro­
tón y el neutrón; estos suman 14.
c) Correcta
Por ser átomo neutro, la cantidad de pro­
tones es igual a la cantidad de electrones.
d) Incorrecta
Contiene más neutrones (8 n°) que elec­
trones (6 e~).
c) Correcta
Las partículas subatómicas fundamentales
son protón (6 p+
), neutrón (8 n°) y electrón
(6 e~); estos suman 20.
Clave
a {# n°=14-6= 8 nc
i í.
en /.orid
A) Contiene seis protones y ocho neutrones.
B) Contiene catorce nucleones fundamentales.
C) Contiene seis protones y seis electrones.
D) Contiene más electrones que neutrones.
E) Contiene veinte partículas subatómicas
fundamentales.
Problema N.’ 7
Usualmente, al átomo se le denomina especie
química, tal como 410Ca. Indique la cantidad de
carga eléctrica absoluta del núcleo en la espe­
cie química señalada.
Resolución
Con frecuencia encontramos información adi­
cional a la incógnita (fechador de restos fósi­
les) que no influye en la evaluación. Dicha in­
formación a veces nos puede distraer.
A) +6,4x10~19 C
B) +6,4x 10~2°C
C) -f6,4x10~18 C
D) +3,2x1(T20 C
E) +3,2x 10“18C

69. Resolución
Analizamos la especie química
41 Ca
20^a
que contiene veinte protones en el núcleo.
Debemos saber que
1 protón Q=+1,6x 1(T19 C
[ cantidad de carga
eléctrica absoluta
Entonces, para veinte protones tenemos
CW,eo=20(+ l6x ic r ,9 c)
0 „ úc,eo =+ 3 2 x 1 ° M 9 C
En notación científica será
■
ívi'fc: :•
........V
‘ 10
O™v,m=+32x10-19 C x -
ios
• Q „ , 3.2x 1<T18C
núcleo
Clave
Problema N. 0
La cantidad de carga eléctrica del núcleo de
”"18
cierta especie química neutra es +5,6x10 C.
Indique la carga nuclear de la especie química.
A) 15
D) 45
B) 25 C) 35
E) 55
| Resolución
Nos piden la carga nuclear, es decir, el número
atómico (Z).
Para el átomo, se cumple lo siguiente:
z(+i,6xicr1
9c)=on
ú
C
ie
o
!
Entonces, reemplazamos el valor dado, luego
despejamos a Z y simplificamos.
Z(+1,6x10’ 19 c )= +5,6x 1(T'8 C
+5,6x10~18 /
+i,6xio-1
9,e
Z =3,5x10~18x1019
Z=3,5x10=35
Clave
Se analizó la zona extranuclear de un átomo
eléctricamente neutro y se determinó masa
despreciable, cierto volumen y carga eléctrica
-2,88x10~18 C. Identifique al elemento quími-
^.s H
í sí'
co cuyo átomo fue analizado.
A) C(*Z=6)
B) • Ne(Z=10)
C) S(Z=16)
D) Ar(Z=18)
E) Fe(Z=26)
Resolución
Nos piden identificar al elemento químico cuyo
átomo neutro fue analizado; en otras palabras,
nos piden determinar el número atómico (Z).
Por ser neutro, se cumple que
Luego, la cantidad de carga eléctrica de la
zona extranuclear (Q) será
#e~ (—
1,6x10-19 c)=Q
!

70. Entonces, reemplazamos el valor dado, luego
despejamos Z y simplificamos.
z(-1,6x10“1
9c)=(-2,88x10-'8c)
- 2 ,88x 10~18 /
- 1,6 x 1<T19 /
Por lo tanto, (Z)=18, el cual corresponde al ele­
mento argón.
Clave
Problem a N.’ 10
El cloro es un elemento halógeno constituido
por los isótopos estables abundantes Cl -35 y
CI-37. Calcule la suma de los nucleones fun-
damentales de los isótopos. ;,
W $Sw /
% íw
W
/ Jp
Nos piden la suma de los nucleones fundamen­
tales, es decir, la suma del número de masa (A).
Realizamos la notación-de cada isótopo consi­
derando el número atómico (Z).
Cl - 35 -> fC I
A) 34
B) 37
C) 70
D) 74
E) 72
Resolución
CI-37 -> 3
*
*
*
Z
7CI
Por lo tanto, la suma resulta 35 +37=72.
Clave
El magnesio representa el 2,08% de abun­
dancia en la corteza terrestre. Este elemento
es el conjunto de tres isótopos: Mg-24, Mg-25
y Mg-26. Indique la suma de neutrones si se
sabe que la carga nuclear del isótopo liviano
es 12.
A) 39 B) 40 C) 41
D) 37 E) 36
K
1 *
c
*rq|
}<
;j
fJr’V
v
Nos piden la suma de neutrones. Para ello,
debemos determinar la cantidad de neutrones
de cada isótopo. Así tenemos que
A
$
%
kr
, <
p
'' ...........
Los isótopos poseen igual número atómico
(Z)=12.
Finalmente, realizamos la notación ordenada
de los isótopos.
12 13 14
Por lo tanto, la suma es 12+13+14=39.
Clave
Problema N7 12
El isótopo más abundante del hierro es Fe,
aquel es isótono con el isótopo de otros ele­
mentos químicos. Identifique al isótopo que
no es isótono del ^Fe.

71. Resolución
Debemos manejar de manera clara el concep­
to de isótopo: es cada átomo de un elemento
químico.
Entonces, ordenamos los seis átomos para cal­
cular la cantidad de neutrones de cada átomo
y comparamos.
56Fe
26he |jMn 54r r 57f 58ki¡
24cr 27lo 28iji 2gClJ
30 n° 30 n° 30 n° 30 n° 30 n° 34 n°
Es isótono con cad-a átono.
Por lo tanto, el 2gCu es el isótopo que no es
isótono con el ^Fe. f 0 á í /
! % Ü a v e :p
4
'
*
<
.
"
7
Problema N.* 13 ____________
El isótopo natural más abundante del elemento
níquel es 2gN¡ y aquel es isóbaro con el isótopo
de otros elementos. Identifique el átomo que
no es isóbaro con este isótopo. '^ ' ?;-
Así tenemos
j . 28Nl J :
Comparamos con cada alternativa.
a) hierro-58 y níquel-58: isóbaros
b) cobalto-58 y níquel-58: isóbaros
c) manganeso-58 y níquel-58: isóbaros
d) cromo-58 y níquel-58: isóbaros
e) cromo-57 y níquel-58: no son isóbaros
porque tienen diferente número de masa.
Clave
La representación iónica del hierro es 27Fe2'".
Indique el significado de la representación de
la especie química iónica.
* y
v
. •
*
%
.; .;»
•
£
/*
f
'.j
* .«x J&
7 >
< o
* 0r ... £>' f.t t}
A) anión divalente
: | B) catión diatómico
C) Contiene más electrones que protones.
D) Se genera al ganar dos protones.
E) Se genera al perder dos electrones.
A) hierro-58
B) cobalto-58
C) manganeso-58
D) cromo-58
E) cromo-57
Resolución
Nos piden identificar el átomo que no es isó­
baro con el 2qN¡.
Los isóbaros son dos o más átomos de elemen­
tos diferentes con igual número de masa (A); por
lo tanto, lo podemos reconocer por la notación
completa del átomo o por el nombre del isótopo.
Entonces, debemos suponer que la especie
iónica proviene del átomo neutro.
56Fn 56rv2+
#p+=26 #p+=26
#e =26 #e“ =26-2=24
Clave

72. Problema N.* 15
En la parte superficial del papel de aluminio se
concentra el ion 13AI3+. Si el número de masa
del ion es 27, determine el número de partícu­
las subatómicas fundamentales.
A) 37
D) 33
B) 40 C) 27
E) 29
Resolución
Nos piden determinar #p++#n°+#e~.
Entonces, es necesario escribir la notación
completa del ion para interpretarlo.
r
27M 3+
13a i
*'i íX5
ra|D
#p‘ =13;
#e- =13—
3 =10
#n°= 27-13 =14
Por lo tanto, la cantidad de partículas funda­
mentales es 13+14+10 =37.
Analizamos cada proposición interpretando la
notación del ion.
A 3
7
ci1
-
Z 1 +
Correcta
#p+=Z=17
#e~=(17+1)=18
I. Incorrecta
El número de nucleones fundamentales se
mantiene en la ionización, es decir, A=37.
II. Correcta
El anión es una especie química eléctrica­
mente negativa.
La carga eléctrica se puede expresar de
dos formas:
Oanion = ~ 1 = + 6 x 1 0
-19
c
Clave
Problema N. 16
La salmuera contiene ion cloruro yC] . Indi­
que las proposiciones que son correctas.
I. Contiene más electrones que protones.
II. Contiene 38 nucleones fundamentales.
-19
III. La carga eléctrica absoluta es-1,6x10 C
A) solo I
D) I y III
B) solo II C) I y II
E) todas
Clave
Un anión trivalente consta de 38 nucleones
fundamentales eléctricamente neutros. Si el
número de neutrones excede en cinco unida­
des al número de protones, calcule la cantidad
de electrones del anión indicado.
A) 30
D) 39
B) 35 C) 36
E) 31

73. Resolución
Nos piden la cantidad de electrones del anión;
para ello, es necesario conocer el valor de Z.
Debemos precisar que los nucleones funda­
mentales eléctricamente neutros son los neu­
trones.
Entonces, representamos al anión trivalente
como sigue:
donde #e =Z+3. (*)
Nos piden para el anión el número de elec­
trones (partículas subatómicas en la- zona
extranuclear).
Debemos precisar que los nucleones funda­
mentales positivos son los protones (Z), así con­
sideramos Z1 para el anión y Z2 para el catión.
Como se conoce el Z del anión ( z j se deter­
mina el número de electrones, para ello repre­
sentamos a cada ion.
Ahora, respecto de la condición, planteamos
. #n°--38: #n°-#p+
nu'>ones
fundamenwie<
ole''.'! r,r
.argente
M
O
U
U
t'S
Luego, reemplazamos el valor conocido y des
pejamos Z.
38-Z=5
2-33
Finalmente, en la ecuación (*)
#e“=33 +3 =36
Clave
Zi+3 22-2
Ahora) expresarnos las dos condiciones con
/. >/' >
:->
J
una ecuación matemática.
Poseen igual número de electrones.
; f ‘ . Z? ~2=Z] + 3
* V Z 1= S (I)
La cantidad total de nucleones fundamentales
positivos es
Z2+z1=35 (II)
Problema N, 18 ______ ________________
Se evalúa que los iones del fósforo (p3-) y cal­
cio fca2+) tienen la misma cantidad de elec­
trones; además, la cantidad total de nucleo­
nes fundamentales positivos es 35. Indique el
número de partículas subatómicas en la zona
extranuclear del anión.
Luego, sumamos las ecuaciones (I) y (II).
2(Z2)=40 —
> Z2=20
Así, en (II) tenemos
Z1=35—
20=15
Finalmente, para el anión
#e~=15+3
#e~=18
A) 15 B) 18 C) 17
D) 20 E) 19 Clave

74. Problema N. 1 9 _________
El isótopo 1
5
2
/ l participa en diferentes procesos químicos de forma secuendal: se reduce con un
electrón, se oxida perdiendo seis electrones y, finalmente, se reduce ganando dos electrones. Indi­
que la notación final del ion.
A) 1
537IV B) 1
5f l l+ C) 1
¿ 7I3+ D) 1
52
37l5+ E) £ 7I+7
Resolución
Nos piden la notación final del ion; para ello, debemos precisar el significado de procesos químicos.
* Reducción: la especie química gana uno o más electrones.
• Oxidación: la especie química pierde uno o más electrones.
En cualquier proceso químico se conservan A y Z.
Entonces, analizamos cada especie química.
Partiendo el átomo neutro se forma el ion respectivo con una cantidad de carga eléctrica relativa
Q¡on, la cual se puede calcular de dos formas:
I Q ,o.r#P :
• f'0 nr~
‘V . ; 0 ! .
- i i
') ¡i"; ,f)f>
r¿7. 127,1- 127,5+ 127,3+
53 53 53 53
#e"=53 #e“=53+1 #e“=54-6 -
►
#e~=48 +
' (#e"=54) (#e~=48)
0
LD
II
1
C
U
íb
#p+=53 . * #p+=53 #pf =53 #p+=53
i |
.—i Q .. 11 ( ~ - Ì
0 - +-
o i Ì O - t 3 !
f_El I i <
< ?n ú d » = 53(+ 1)= + 53
Qzona extranuclear" "b ~
Oan¡ón=M7)+(+53)=-1 o 1“
De manera similar para los otros iones.
Clave

75. Problema N/ 20________
En el isótopo de bromo se cumple que por
cada siete protones hay nueve neutrones, a su
vez, es isóbaro con Kr-80. Calcule el número de
electrones del catión pentavalente del bromo.
A) 32 B) 30 C) 34
D) 31 E) 28
Resolución
Nos piden el número de electrones del catión
y para esto es necesario conocer Z. Para iden­
tificar el número de masa del isótopo de bro­
mo, usamos el concepto de isóbaro.
•HQIkr
80^ isóbaro 80D 5+
Im -7d!
- — 77T*» 7B r, | .... m a
(igual A) Z
Finalmente, reemplazamos y tenemos
80- Z 9
— - 7 -> Z=3S
Por lo. tanto, el número de electrones es
35-5=30. ' ^ r ...
Clave
Problema N. 21____________________________
Considerando los átomos eléctricamente neu­
tros, indique verdadero (V) o falso (F) según
corresponda.
I. Todos los átomos poseen electrones.
II. Los isótopos tiene igual número de proto­
nes, pero son átomos diferentes.
III. El N-14 y el N-15 son isóbaros.
A) VVV B) VFV C) VFF
D) FVF E) VVF
Resolución
Nos piden reconocer la verdad (V) o false­
dad (F) de cada proposición.
I. Verdadero
En un átomo neutro, #e“=#ph=Z; donde
Z>1.
II. Verdadero
La condición para ser isótopos es la si­
guiente:
figual: #p+
! diferente: #n°
III. Falso
Analizando la información dada tenemos
lo siguiente:
N-14 N-15 14 N 13 N
•
> ■
•:K
Clave
Problema N.“22
Los átomos son una forma de presentación de
la especie química. ¿Cuáles de las siguientes
especies químicas son hílidos?
A) 40Ca
20 L a
40 v
19 K
B)
4° f
20L a
39 ,(
19 K
C) 40 Ca
20L d 42 f a
20
D)
40/~_
20L a 40 Ar
18 Ar
E) 40C a
2üL a 37 Cl
17

76. Resolución
Nos piden reconocer a los hílidos (isótopos),
que son dos o más átomos del mismo ele­
mento químico (igual Z); tienen igual símbolo
químico, pero diferente número de masa (A).
La única alternativa que cumple es la C.
40,- 42,- 1
2qC3 2qL-3 ! '.¿•'í.iv
Clave
Problema N/ 23S
i
Si la suma de los números de masa de tres
isótopos es 39 y las cantidades de neutrones
de estos son números consecutivos, determine
el número de masa del isótopo más pesado.
■
¥ i
A) 11 B) 12 %Q 13
D) 14 E) 15 ^
Resolución JL
Nos piden el número de masa (A) del isótopo
pesado. y "
~* Z+N r
ZL
Z + N + V
ZL j
Z+N+2
Z
f N
N+1 N+2
Se cumple que
(Z +N) +(Z +N+1) +(Z +N+2)=39
Ordenando obtenemos
(Z+N)-f*(Z-f N) +1+(Z-t*N)+2=39
3(Z +N)=39-3
Despejamos (Z+N) =12
Entonces, al isótopo pesado le corresponde
A = Z +N+2 = 14
Clave
Cierto átomo neutro es isótono con el S - 32
(Z=16) y a su vez es isóbaro con el P - 30 (Z=15).
Calcule el número atómico del átomo neutro.
A) 1
1 B) 12
D) 14
C) 13
E) 17
■
i 4
Vi <'.¥v..U
SC
-J»■
iü
'1i
» ' .
Nos piden el .número atómico (Z) del átomo
neutro que cumple dos relaciones a la vez.
• £4*^ .. ... .
: # J?. /p-^
% :- r-lv
-‘ 32c
| .# %
..p I6b
. . .
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Zb 1SK
i i
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n;L 1
6j" [ -*tv
° r 1
Clave
• ............. « . . . 't»..«*
Problema M
.° 25
Si el número de masa de un átomo es 70 y su
•carga nuclear es 31, determine el número de
neutrones y electrones, respectivamente.
A) 31 y 39 B) 101 y 70 C) 101 y 39
D) 39 y 31 E) 39 y 32

77. Nos piden dos informaciones para un átomo:
#n° y #e~ (considerando átomo neutro).
Los datos son los siguientes:
* Carga nuclear (Z)=31
* Número de masa (A)=70
* La representación es
I. Incorrecta
Para nombrar se indica el número de masa
(A), después del símbolo.
Xenón -131 o Xe -131
II. Incorrecta
El núcleo no contiene a los electrones.
II!. Correcta
El número de nucleones fundamentales se
indica por el número de masa (A).
A - 131
Clave
Clave
■
ff.v
■
V ::t A) Al ■
El xenón es un elemento químico en estado
gaseoso cuya molécula es monoatómica; es
decir, un átomo de notación.
•131Vp
54 Ae
Respecto de este, indique las proposiciones
correctas.
I. El nombre es xenón-54.
II. El núcleo contiene 54 electrones.
III. Almacena 131 nucleones fundamentales.
Un catión trivalente presenta igual número de
electrones que la especie química ,6S2-. De-
terminé el número de protones del catión in­
dicado.
C) 20
E) 22
Nos piden la cantidad de protones del catión
trivalente (Z =#p+
).
A) 18 B) 19
D) 21
A) solo I B) solo III C) I y II
D) I y III E) Il y III zE
Nos piden indicar las proposiciones correctas
para una m o lé c u la m o n o a tó m ic a (a la v e z un
átomo), cuya representación está completa (A,
Z y símbolo químico).
Z—
3=18
Z-10+3
Z=21
#p4=21
#e~=Z+2
#e"=16+2=18
Clave

78. P ro b le m a N.‘ 2 8 P ro b le m a N.’ 2 9
Respecto de la especie química 14S¡4+, cuyo
número másico es 29, indique las proposicio­
nes incorrectas.
I. Contiene quince partículas denominadas
neutrones.
II. Es un anión tetravalente.
III. Alcanza a tener dieciocho electrones.
A) solo I B) solo II C) solo III
D) I y II E) II y III
,Resolución
Nos piden reconocer las proposiciones inco­
rrectas. Entonces, analizamos las proposicio­
nes interpretando la información disponible j
de la especie química iónica; j
V
Í%
ís
tt ..
— 29<-¡'4+' ' v .cw*
I. Correcta «o,
#n°=A-Z=29-14=15
II. Incorrecta
Es un catión tetravalente.
III. Incorrecta
El átomo neutro tenía catorce electrones;
luego de perder 4 e", alcanza a tener diez
electrones.
Clave
Respecto de la especie química 15PJ-, cuyo nú­
mero másico es 32, indique las proposiciones
correctas.
I. Contiene dieciséis partículas denominadas
neutrones.
II. Es un anión triatómico.
III. Alcanza a tener dieciocho electrones.
A) solo I B) solo II C) solo III
D) I y III E) I y II
Nos piden reconocer las proposiciones correc­
tas. Entonces, analizamos las proposiciones,
interpretando la información disponible de la
especie química iónica.
... 4
I. Incorrecta
#n°=A-Z=32-15=17
II. Incorrecta
Es un anión trivalente, no es triatómico.
III. Correcta
El átomo neutro tenía quince electrones;
luego de ganar tres electrones (3 e~), al­
canza a tener dieciocho electrones.
Clave

79. oxioauur
El átomo de cobre (cobre metálico) contie­
ne 34 neutrones y 29 protones; por efecto
de cierto ácido se oxida hasta catión cúprico
(Cu2+
). Indique las proposiciones incorrectas.
I. El núcleo atómico no se altera; por lo tanto,
posee 63 nucleones fundamentales.
II. La carga absoluta del ion es +1,6x10"19 C.
2 +
Correcta
En la oxidación, no se altera la composición
del núcleo; el átomo mantiene su número
de masa.
El número de electrones es mayor respecto
del número de protones.
A) solo
D) Il y II
B) solo II C) solo III
E) I y II
II. Incorrecta
^relativa
^absoluta =+2(l,6x10-1
9c)
=+3,2x10-19 C
V
/ ¿pr a , ■
Nos piden las proposicionesáncorrecta&Orde-
nando la información, tenerlos que •
/
' f
% ‘Slsiv J í80* $
A=#p+
+#n°
A=29+34=63
V
/
W
;-í-"
Incorrecta
W*J63r ,2+
.py29^^
.#ÍL ij'!
I fp #
■
V ^ .O vv*
'f
e
s
A # %
fe
íí. A
‘’S
-
X
X
ífe
. ¿
f
e
% .#
Clave

80. PRACTIQUEMOS 10 APRENDIO©
1. Respecto al átomo eléctricamente neutro,
indique la alternativa incorrecta.
A) Necesariamente, la cantidad de pro­
tones es igual a la cantidad de elec­
trones.
B) Es una partícula submicroscópica divi­
sible.
C) Es la partícula más pequeña que con­
serva la identidad de un elemento quí­
mico.
D) Su masa se concentra en el núcleo.
E) Todos poseen neutrón.
II. El electrón es la partícula más ligera
(la de menor masa).
III. La masa del protón es idéntica a la
masa del neutrón.
A) I y II B) II y III C) I y III
D) solo II E) solo III
5. A cada átomo neutro le corresponde hasta
dos notaciones (representación simbólica).
Indique las notaciones incorrectas.
I. 31P15 II. 3
7CI'7 III. 2
0
ca4
2
En el átomo del elemento químico oróylas
partículas subatómicas fundamentales son
* -« » 'A
A) protón, neutrónico y electrótíjp
B) positrón, neutrón y électrón#j|
C) protón, neutrón y electrón.
D) positrón, neutrino y electrón.
E) protón, neutrino y neutrón.
S
Según el modelo atómico .mecano-
cuántico, sobre la zona extranuclear no
podemos afirmar que
a ^ i
-«¡¡.i a
W 8
m
*
's
%
A) solo III
D) I y II
B) solo II C) solo I
E) II y III
9
Cada núclido se representa con tres infor­
maciones simultáneas: símbolo del ele-
. .mentó químico reconocido por la IUPAC,
número atómico (Z) y número de masa (A).
Indique aquel que no cumple con los re­
quisitos.
A) !h
D)
V
127l
53 1
B) ?B C) “ N
E) £°X
A) contiene uno o más electrones.
B) los electrones se desplazan en torno al
núcleo con trayectoria definida.
C) determina el volumen atómico.
D) su masa no influye en la masa del átomo.
E) en un proceso químico se altera.
4. Indique las proposiciones incorrectas res­
pecto de las partículas subatómicas funda­
mentales.
I. El neutrón y el protón están agrupados
en el núcleo.
Uno de los isótopos utilizados como ma­
terial fisionable en la bomba atómica es el
92U236 Analice e indique el enunciado que
no le corresponde.
A) Contiene 236 nucleones fundamentales.
B) Contiene 92 protones y 134 neutrones.
C) Contiene menos electrones que neu­
trones.
D) Contiene más neutrones que protones.
E) Contiene 328 partículas subatómicas
fundamentales.

81. Para la especie química ^Ne, calcule la
cantidad de carga eléctrica de la zona ex­
tranuclear.
Datos: le"; Qab!oluta=-1,6x1<r19 c
A) -1,6x10-20 C
B) -1,6x10-18 C
C) -3,2x10-18 C
D) -4,8x10-18C
E) -6,4x1o-18C
La cantidad de carga eléctrica de la zona
extranucíear en un átomo eléctricamente
neutro es -2,4x10“ 18 C. Identifique-elele­
mento químico al cual pertenece el átomo
El níquel es un elemento químico con cinco
isótopos naturales. Indique el isótopo más
pesado.
A) Ni-60
B) Ni-58
C) Ni-64
D) Ni-62
E) Ni - 61
El silicio es un elemento carbonoide (fami­
lia del carbono) constituido por tres isóto­
pos estables: Si -28, Si -29 y Si -30. Calcule
la suma de nucleones fundamentales de
los tres isótopos.
descrito.
A) Mn(Z=25)
B) P(Z=15)
C) S(Z=16)
D) Ca(Z=20)
E) Sc(Z=21)
WM.
'¿
W
J
-
A). 77 / ,
C/s’-
s
...
tí Z?
B) 76
(D) 97
C) 87
E) 85
y> v<
J f
tk
% %
V
,.
El núcleo del átomo está electrizado positi­
vamente. Señale el isótopo del núcleo con
mayor carga eléctrica.
Elpotasio representa el 2,6% de abJndan-
s
í?
’ él .
%cia:en la certeza terrestre. Sus tres isótopos
son K-39, K-40 y K-41. Indique la suma de
neutrones si se sabe que el número atómi­
co del isótopo pesado es 19.
A)
D)
129v P
54 Ae
B) 127l C)
108
47
63Cu
29^ü E)
197
79
A) 63
D) 57
B) 60 C) 120
E) 64
Au El isótopo más abundante del potasio e;
K3', el cual es isótono con uno de lo<
isótopos de otros elementos químicos
Identifique a este último isótopo mencio­
nado.
19
En nuestro planeta existe una variedad de
núclidos. Evalúe e indique aquel con mayor
contenido de neutrones.
14°| q
57 La
B) 137Ba C)
132C
55 LS
A) 35CI
17 U B) 2?Ca C) 41
20
54° Xe E)
128,
53 1 D) 37CI
17 E)
36
17
Ca
Cl

82. 16 El isótopo natural de núcleo inestable (ra-
diactivo) del elemento potasio es 19K, el
cual es isóbaro con uno de los isótopos de
otros elementos. Identifique a dicho isótopo.
A) cloro-37
B) argón-40
C) calcio-41
D) argón-41
E) escandio-43
17 Los elementos químicos metálicos están
formados por isótopos y fácilmente se oxi­
dan (pierden 1 o más electrones)...r¡:
Evalúe los cationes e indique aquel que se
genera por la pérdida de mayor número
de electrones desde el isótopo neutro.
A) K1+ B) Sr2+ C) Pb4+ /
D) A¡3+ E) ‘ Zn2+
Los elementos químicos no metálicos es­
tán formados por isótopos. Estos fácilmen­
te se reducen (ganan uno o más electro­
nes). Evalúe los aniones e indique aquel
que se genera ganando mayor número de
electrones desde el isótopo neutro.
C) contiene menos protones que electrones.
D) es un catión trivalente.
E) se genera al ganar tres protones.
El Na2S contiene ion sulfuro . Indique
cuáles son las proposiciones incorrectas.
I. Contiene más protones que neutrones.
II. Contiene más electrones que protones.
III. Se conoce que la carga eléctrica abso­
luta es -3,2x10~19 C.
A) solo I
B) solo II
C) solo III
D) II y III
E) I y II
El anión bivalente de! selenio contiene 45
nucleones fundamentales eléctricamente
neutros. Si el número de neutrones excede
en nueve unidades al número de electro­
nes; calcule la cantidad de protones del
átomo neutro del selenio.
A) 34 B) 32 C) 36
D) 35 E) 33
A) S2“ B) CI1" C) P3“
D) O2" E) C4~
Y: Una representación iónica del cobalto es
2yCo3C esto significa que
A) se genera por reducción del isótopo
neutro.
B) contiene más electrones que neutrones.
Se evalúa que los iones de rubidio Rb1+ y
selenio Se^ tienen la misma cantidad de
electrones; además, la cantidad total de
nucleones fundamentales positivos es 71.
Indique el número de partículas subatómi­
cas en la zona extranuclear del catión.
A) 34 B) 35 C) 37
D) 36 E) 38

83. . El isótopo 1
5
| 7Te participa en diferentes
procesos químicos de forma secuencial: se
reduce con dos electrones y se oxida pro­
duciendo siete electrones, finalmente se
reduce ganando tres electrones. Indique la
notación final del ion.
A)
D)
127Te4+
52 Ie B) 1
527Te6+ C) 127Te2+
52 Ie
12? T 2-
52 Ie E)
127j J -
52 Ie
En el isótopo de zinc se cumple que por
cada seis protones hay siete neutrones; a
su vez, es isóbaro con Cu-65. Calcule el
número de partículas subatómicas funda­
mentales del catión divalente del zinc.
A) 95
B) 97
B) 93 C) 91
E) 90
25. Seleccione la proposición incorrecta res­
pecto de los isótopos (átomos) de todos
los elementos químicos.
A) El protón de oro es idéntico, aí protón
de hidrógeno,
B) El neutrón de plata es idéntico al neu­
trón de uranio.
C) La trayectoria del electrón es circular
y elíptica.
D) Existe isótopo sin neutrón.
E) En la mayoría de isótopos, hay más
neutrones que protones.
C) 135B y 1^C: isótonos
D) 1
^B y 1¿B: isótopos
E) 1
^B y 1gC: isóbaros
La notación 79Au197 corresponde al isótopo
estable si participa en una oxidación. Indi­
que la proposición que no corresponde.
A) Es isótopo del Au-198.
B) Es isóbaro con Hg-197.
C) Es ¡sótano con ^H g.
D) El producto es catión trivalente.
E) El producto es anión monovalente.
Un átomo neutro puede perder uno o más
m fW
electrones de la zona extranuclear. A partir
del N(Z=7), indique el catión que no puede
formarse.
A) N1+ B) N2+ C) N8+
D) N5+ E) N7+
Respecto del átomo y su estructura, indi­
que las proposiciones correctas.
I. Es la mínima partícula que conserva las
propiedades químicas del elemento.
II. Está constituido únicamente por proto­
nes, neutrones y electrones.
III. Es indivisible.
Indique la relación incorrecta.
A) 1
¿C y 1£C: hílidos
B) 1
7N y 1gC: isóbaros
A) solo I
B) solo II
C) solo III
D) I y II
E) II y III

84. Respecto del protón, indique las proposi­
ciones correctas.
I. El protón es la partícula subatómica
más pesada.
II. El protón tiene carga opuesta a la del
neutrón.
III. Los nucleones fundamentales son el
protón y el neutrón.
A) solo I
B) solo II
C) solo III
D) 1y II
E) Il y III
......
Indique cuál de las siguientes representa
ciones es correcta. 1' 4--'£ & ,
1 * ' '
A) $C a B) *P
C) “ Zn "
D) ®jAu E) yLi ^
Si un átomo neutro presenta 24 electro­
nes en la zona extranuclear y su número
de masa es 52, calcule el número de neu­
trones que contiene el átomo luego de la
oxidación.
A) 24 B) 26 C) 28
D) 22 E) 20
33. Indique cuál de las siguientes relaciones es
correcta.
A) isótopos: diferente número atómico
B) isóbaros: propiedades físicas iguales
C) isóbaros: igual masa atómica
D) isótopos: propiedades químicas iguales
E) isótopos: solo pueden ser naturales
34. Respecto de la estructura atómica, indique
las proposiciones correctas.
I. El núcleo es la zona más densa del átomo.
II. La zona extranuclear presenta carga
neta negativa.
III. El núcleo contiene a la mayoría de las
partículas subatómicas.
A) solo I
B) solo II
C) I y II
D) II y III
E) 1,11 y III
Indique las proposiciones incorrectas.
I. Los electrones, ante la acción de un
campo eléctrico, se desvían hacia el
' polo negativo.
II. Los nucleones carecen de carga eléctrica.
III. ..C o d o s lo s á to m o s c o n tie n e n p ro to n e s .
A) solo I
B) solo II
C) I y II
D) II y III
E) I y III
•Indique verdadero (V) o falso (F) según co­
rresponda.
I. El protón del átomo de azufre es igual
al protón del átomo de kriptón.
II. Dos átomos de elementos diferentes
pueden tener igual número atómico.
III. Los hílidos tienen igual número de masa.
A) VFF B) FVF C) VFV
D) FFV E) VVF

85. 37. Respecto de los iones, indique verdade­
ro (V) o falso (F) según corresponda.
I. Sus propiedades químicas son iguales
a las de su átomo neutro.
II. Un catión tiene más protones que su
respectivo átomo neutro.
III. Los aniones se forman por reducción
del átomo neutro.
En cierto ion se cumple que el número
de electrones es al número de neutrones
como 4 es a 5. Si se sabe aue el número de
partículas subatómicas fundamentales del
ion es 93 y contiene 35 nucleones neutros,
determine la carga del ion.
A) 2 - B) 3+ C) 2 +
D) 1+ E) 1-
A) FVF
B) VFV
C) FFV
D) FVV
E) FFF
Indique verdadero (V) o falso (F), según co­
rresponda.
I. El Ca y el Ca¿+tienen propiedades dife­
rentes.
38 La suma de los números de masa conse-,
cutivos de tres isótopos es 201, además,
el isótopo más ligero tiene 36 neutrones.
Calcule el número másico del isótopo más
pesado.
II. En los aniones hay mayor repulsión de
electrones que en el átomo neutro,
III. Modificar la composición del núcleo es
más sencillo que modificar la zona ex­
tranuclear.
A) 68 B) 67
D) 65
C) 66
E) 64 ¿H
A) FVF
D) FFV
B) VVV C) VFF
E) VVF
í
í
Claves
1
i
6 11 i 16 21 26 31 36
2
* • '
7 12 17 22 27 32 37
3 8 13 18 23 28 33 | 38
4 9 14 19 24 29 34 : 39
5 10 15 20 25 30 35 40

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«
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M T E R R U P 1 O K
c
N
%
—>
Los cuerpos materiales están formados por átomos, los cua­
les participan en procesos (fenómenos) físicos o químicos,
tal como se muestra en el circuito eléctrico.
En el generador eléctrico (batería) ocurren fenómenos quí­
micos en los que se producen electrones (el polo negativo
de la batería abastece de electrones al circuito). El conduc­
tor eléctrico muestra cierta resistencia al flujo de electrones
(se genera calor), esto se incrementa en el filamento de la
lámpara calentándose, causando la excitación de los átomos
gaseosos (los electrones pasan a niveles superiores). Dicho
proceso es temporal, porque rápidamente los electrones pa­
san a niveles inferiores produciendo la luz (radiación electro­
magnética), es decir, existe una relación entre la energía de
la luz generada y la energía de movimiento de los electro­
nes, lo que hace que se modifique la organización de estos
(fenómenos físicos).
Finalmente, los electrones con energía llegan por el polo
positivo para ser aceptados por otros átomos (fenómeno
químico llamado reducción). Para comprender estos fenó­
menos, es necesario describir la organización de los electro­
n e s e n el á to m o .
^ i& rentífeofe ci
* Interpretar los componentes energéticos de la zona ex­
tranuclear.
* Interpretar el comportamiento energético de los electrones.
* Realizar la distribución electrónica de átomos y explicar
la propiedad de estos.
* Interpretar los números cuánticos para un electrón en el
átomo.
B A J E W A ,
esue ( i t no onnclmiento?
Facilita explicar las propiedades físicas y químicas de los ele­
mentos químicos tomando como referencia el átomo. Ade­
más, sirve como base para los próximos capítulos tal como
la tabla periódica moderna, enlace químico y nomenclatura
inorgánica.

88. V'.v
■:
■
( 'i.1
-
'
iv
.y ■
C
.tsY
j{¡J
tT
v
T■
La figura mostrada a continuación
es la forma clásica de representar
un, átomo,, en la que se resaltan
las dos.partes: el núcleo, que es la
parte central y cüya carga eléctri­
ca es positiva, y la zona extranu-
clear, llamada también envoltura
electrónica, donde se encuentran
lose electrones en, movimiento,
por tanto, posee energía.
; 11*
!
.
I
1. ESTRUCTURA ELECTRONICA DE
EXTRANUCLEAR
Las propiedades de los elementos químicos (átomo) depen­
den, sobre todo, de cómo se distribuyen sus electrones en la
zona extranuclear. Aunque los conocimientos actuales (la me­
cánica cuántica) son bastante complejos, las ideas básicas son
las siguientes (considerando a todos los elementos químicos,
cuyos átomos se encuentran en estado basai):
* Existen siete niveles de energía o capas donde pueden si­
tuarse los electrones.
° A su vez, cada nivel tiene electrones repartidos en distintos
subniveles, que pueden ser de cuatro tipos: s, p, d, f.
- En cada subnivel Hay un número determinado de orbitales.
Así, hay un orbital tipo s, tres orbitales tipo p, cinco orbita­
les tipo d y siete orbitales tipo f.
* Como máximo, en cada orbital hay dos electrones.
ZONA EXTRANUCLEAR
posee
niveles de energía
contienen
subniveles de energía
formados por
o rb itales
con
1 electrón o 2 electrones

89. Como no fue posible determinar una trayectoria definida (ór­
bita), para cada electrón surge una región llamada orbital o
reempe (región espacial energética de manifestación probabi­
listica electrónica). Cada orbital puede contener un máximo de
dos electrones con rotación opuesta.
j* De un orbital lleno: U }
■
jé /áÉfíP ■
representación;^C^fá?,
I | V ® ,
% De un orbital semilleno: 1 }
'V“
* M 4r%
4 £C
'^
/v
Cada orbital tiene tres características: tamaño, forma (geome­
tría) y orientación.""’
/ A / *
Geometría de los orbitales
Son las formas espaciales de los orbitales atómicos.
,
2.1. Orbita! sh¿>
Tiene la forma esférica alrededor del núcleo. Se puede repre­
sentar de dos formas: en la primera, la probabilidad de encon­
trar al electrón (representada por la densidad de puntos) dis­
minuye a medida que nos alejamos del centro; en la segunda,
se representa el volumen esférico en el que el electrón pasa la
mayor parte del tiempo. Por la simplicidad, la segunda es la
más usual.
Los electrones dentro de un or­
bital actúan como microimanes,
es decir, se atraen mutuamente
por atracción magnética. Por
ello, como máximo, en un orbi­
tal hay 2 electrones, sin impor­
tar su tamaño ni forma.

90. 2,2. Los orbitales principales (p)
Cada subnivel principal (p) está formado por tres orbitales.
La forma geométrica es dilobular achatada hacia el punto de
contacto (el núcleo) y orientada según los ejes de coordenadas
X, Y, Z.
--- í~
«■
—
---1
Es imposible conocer con exac­
titud, simultáneamente, la posi­
ción y la velocidad' del electrón
en un atomo. La causa de esta
imposibilidad radica en que es
imposible determinar la posición
del electrón sin producir un cam­
bio brusco en su velocidad, por­
que tanto la medida de la posi­
ción como la velocidad implican
una perturbación del electrón
con la luz.
Por lo tanto, es imposible esta­
blecer la trayectoria de un elec­
trón, en consecuencia, surge un
nuevo concepto denominado
orbital.
!i r.v ....................
2.3. O rbital«? difu
i?
Cada subnivel difuso (d) está formado por cinco orbitales cua­
tro de ellos tienen forma tetraiobular y el otro es un dilobular
rodeado por un anillo.

91. 2.4. Orbitales fundamentales (í)
Las formas geométricas que presentan estos orbitales son complejas. Cada subnivel (f) está for­
mada por siete orbitales.
Conclusión
Es posible comparar los orbitales por su forma, tamaño y orientación. Así, por ejemplo, para tres
orbitales por cada caso tenemos lo siguiente.
Por su
forma
esférica
(orbital s)
dilobular
(orbital p )
r
Comparación
de tres
orbitales
Por su ft
tamaño
Por su
orientación
O - r
orbitaMs * '
■í % J ,v w
aumentale! tam año (
n
)
, ...............
gS;. y ,
W T ¡
MX I
orbital 2px orbital ?i
V
! í
■
■
■
í
x
-
orbiti:
del mismo tamaño (n=2) y forma dilobular, pero
diferente orientación.
Ejemplos
1. Para dos subniveles sharp (s), cada uno posee un orbital.

92. 2. Para un subnivel principal (2p)
Los tres orbitales corresponden a un subnivel principal,
es decir, tienen el mismo tamaño {n=2) y forma dilobular,
pero diferente orientación.
Es aquella región espacial ener­
gética donde hay mayor proba­
bilidad de encontrar al electrón,
es decir, es la región espacial
energética donde un electrón
pasa mayor tiempo moviéndose
en torno al núcleo. El siguiente
orbital esférico puede contener
1 o 2 electrones.
J P j ¡
• I /
/
f f /
.. . V:-_ --- *
.
■
w
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y
jf' •X
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J- 4|W
'
Está formado por un conjunto impar de orbitales atómicos.
Es una subdivisión de un nivel de energía.
Se aceptan hasta cuatro tipos.
i ..'v 'Y
sharp (s)
o
ii
~
k
' >
:*
’ ■
> ••
•’
L J v
s» — 'V/
S s2
principal (p) ^ '0=1, Px Py Pz p6
difuso (d) 0=2 cinco (—) d1
0
fundamental (f) 0=3 siete (— ) fU
Representación completa de un subnivel
Muestra tres informaciones a la vez.
Ejemplos
)!
ír.
El subnivel sharp (s) del nivel n =1, con 2 electrones; es decir,
un subnivel lleno (saturado).

93. 2 . 2 p5
El subnivel principal (p) del nivel n=2, con cinco electrones,
es decir, un subnivel que está ocupado de electrones, pero
no está lleno (le falta un electrón para estar lleno).
4. NIVEL DE ENERGÍA (n) O CAPA
• Está formado por subniveles de energía.
• Cada nivel energético puede contener un número limitado
de electrones.
• Son regiones energéticas alrededor del núcleo. Su valor au­
menta a medida que se aleja del núcleo.
• Para los elementos químicos, sus átomos pueden tener
Regla práctica
Para un nivel (n)<4
Cantidad de subniveles=(n)
U Cantidad de orbitales^/i)'
Cantidad máxima de
electrones distribuidos=2(n)
2
En 1916, Arnold Sommerfeld, con
la ayuda de la teoría de la rela­
tividad de Albert Einstein, hizo
las siguientes modificaciones a la
teoría de Bohr:
• Los electrones se mueven al­
rededor deí núcleo, en órbitas
circulares o elípticas.
• A partir del segundo nivel
energético existen dos o
más subniveles en el mismo
nivel.
En consecuencia, el modelo ató­
mico de Sommerfeld es una ge­
neralización del modelo atómico
de Bohr, desde el punto de vista
relativista; aunque no pudo de­
mostrar las formas de emisión de
las órbitas elípticas, solo descartó
su forma circular.
Los electrones, a medida que se
alejan del núcleo, aumentan su
energía.

94. Aplicación 7
Para el n = 3 o capa =M, indique la cantidad de subniveles,
orbitales y la cantidad máxima de electrones que puede con­
tener.
Resolución
Hacemos el esquema y aplicamos la regla práctica para n=3.
cuHm o EE;
Número máximo de electrones
:.rf admitidos-2-n^
donde n es el número del nivel.
Ejemplos
. .
.;j • nivel 1 2x12=2
| - nivel 2 -» 2x22=8
Esta fórmula empírica, en la
práctica, solo se cumple hasta
el nivel 4. Para los niveles ma­
yores no se cumple, pero teó-
„ ricamente se puede utilizar; así,
tenemos
■ yj
:• nivel 5 -> 2(5)2=50
! i ií I
3d1
0
( i i i l i )
3p6( l i i )
n- 1
n=2
3s‘t i )
•
*
.v
-'
':77-3
'i ...
3 subniveles=3s 3p 3d
(3)2=9 orbitales
I ' V
' 2(3) =18 e como máximo
%
'
•
-
■
4
2
P
'
Conclusiones para el nivel de energía (n)=3
• El subnivel sharp Í3s2) a la vez es el orbital sharp (3s2).
• El subnivel principal Í3p5) está formado por tres orbitales,
en el que la notación permite diferenciarlo.
3p5= 3px2 3pv 3P2
• El subnivel difuso (3d10) está formado por cinco orbitales.
3d™= 3d^ 3d2
c 3d|2 3d^ Sd2
^

95. Se debe tener en cuenta que un orbital posee dos electrones.
3d10 —-*• hs incorrecto porque como máxi-
x y me, un orbital posee 2 electrones
(véase la notación anterior. 3tr>.y)
* No existe 3f14, ya que el subnivel f se encuentra a partir del
nivel de energía (n)=4.
• Los subniveles 3s, 3p y.3d energéticamente son diferentes
(véase la energía relativa).
5. ENERGÍA RELATIVA (ER)
Está asociada al tamaño y la forma del orbital.
r ,. - n+i
U- Se calcula para cada subnivel de energía en un átomo
polielectrónico (2 o más electrones).
U . Es válido para cada orbital.
v Es válido para cada electrón. -
JíW' i í A '
■
’
a '
Calculamos para los subniveles del nivel (n)=3.
-
fe
t .
3s2 ^ {3 " 0 3
3 p Í 3 1 4
3d10 3 2 5
;;
’ 3p6= (3p¿ 2 3P>. 2 fp z
)
r ■ r r
4 £.
rj i )i orbif.ilr*' ri*-'9,’.
r t-irrn'io* i 'OKjuo -u in ■ 1
1•
fr«n‘ !i’
{/••nostr» c.v.o en la onontsioón c p.ici;»!) pero no
cuuii eneirjui i*
..■
i.o
1
1
vj
En un nivel
La estabilidad de
los subniveles
3s2 > 3p6 > 3d
10 3s2 < 3p6 < 3d10
La energía es una cu alid ad de la
m ateria, m ide el m o vim ien to y la
interacción entre los cu erp o s. En
el caso del electrón, su en erg ía
está cuantizada, pero fá cilm e n ­
te puede cam b iar p o rq u e tiene
la facilidad de ab so rb er o em itir
energía en fo rm a de fo tón.

96. Es decir, los electrones del 3d10 son los que más fácilmente
salen del átomo (véase la distribución electrónica de cationes).
Dos o más subniveles diferentes pueden tener igual energía
relativa; en este caso, pertenecen a niveles diferentes.
Nivel de
energía (n)
Estabilidad de Relación inversa
los subniveles
i
J
Los tres orbitales corresponden
al subnivel principal, por lo tanto,
tienen lo siguiente:
• Igual forma (/) =dilobular
• Igual tamaño (n) =n
• Igual energía relativa
f — // C,. " '
i.
r
i'
K
Pero tienen diferente orientación;
por lo tanto, son orbitales dege­
nerados, son diferentes pero tie­
nen igual energía relativa.
íí
Aplicación 2
Ordenar los subniveles 7s2, 6p6, 5d10 y 4f14 por su estabilidad.
Resolución
Ordenando los sübniveles en una tabla, se calcula la energía
relativa de cada uno y luego los ordenamos por su estabilidad.
k . m
7s2
xTÍSU' 1
■
á P 7
’CT'k> 7*
■
f ■7
^
0
-
' 4
f .,H %, | S
:-í
6P 6. ;;
fi
v
J
s# y o * 7
5 d 10 2 7
4 f14 X / 3 7
Son subniveles con igual energía relativa.
Ordenarnos por estabilidad (cercanía al núcleo).
4f14>5d10>6p5>7s2
i *
¡ . i
nivel 4 nivel /
6. CONFIGURACION ELECTRONICA O DISTRIBUCION
ELECTRÓNICA
Es el ordenamiento sistemático de los electrones en niveles,
subniveles y orbitales de acuerdo con los principios estableci­
dos producto de hechos experimentales.
6.1. Principio aufbau
El término alemán aufbau significa construir.
Los electrones se distribuyen en orden creciente de la energía
relativa (ER) de los subniveles.

97. 6.1.1. Regla de Móeller
Es una forma práctica para realizar la distribución electrónica
según el principio de aufbau.
Para los 19 subniveles diferentes, mostramos en la siguiente tabla:
S ■
u 1s2 s2 s2 s2 s2 s2 s2
b
n
i
menor P6 P6 P6 P6 P6 7P6
v ' energía
V
relativa
e
I d 10 d 10 d 10 d 10 mayor
energía
Q
relativa
s
- f14 f14
£ 2e~ 8e~ 13e~ 32e~ 32e~ 18e" 8 e _
f
¿
y
i
-
.j0 0 ' % M
I m .
4 V»:«' ß fe
j. % §; ,4
Para aplicar la regia, se necesita lo siguiente:
Dato: número atómico (Z) /
r
íf 'íÍ7,.yt4' ,.%
• “w
í’’
Excepto para los seis elementos llamados
gases nobles %
,
ß
2H e 10N e 1 8 % . 26Kr 54X e 86Rn
îix
Saber que para el átomo neutro
Ejemplo
Para el azufre J|s .
s2 s2 s2 En forma lineal es
Pb P4
1
fiS: 1s22s22p63s23pd
#e 2e~ 8e~ 6e”
Los subniveles con igual energía
relativa deben pertenecer a ni­
veles diferentes.
E je m p lo
Para el siguiente átomo neutro
con electrones hasta el nivel 4
encontramos tres pares de sub­
niveles: 2p y 3s con ER=3; 3p y
4s con Er- 4; 3d y 4p con ER=5.
"V
*

98. niveles (y sus orbitales) hasta el
nivel 4, cumpliendo con el prin­
cipio aufbou es como sigue:
En un átomo neutro, en su es­
tado basal (no absorbió energía
de su entorno), la distribución
electrónica no es por niveles
sino por subniveles de menor a
mayor energía relativa (Ej), aun- j •
que en la tabla periódica a ve­
ces este principio no es tomado
en cuenta.
•I ;i ■; :
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s4d5p 6s 4f 5d 6p ... j
Se puede realizar la distribución por niveles (por capa).
6.1.?.. Distribución electrónica kernel
Consiste en simplificar la distribución electrónica utilizando la
configuración electrónica de un gas noble.
Ejemplo
10Ne: 1s22s22p6
Entonces, a cada átomo le corresponde dos formas de expre­
sión de la distribución electrónica.
Ejemplo
Para el azufre (Z=16)
-S: 1s2 2s2 2p5 3s2 Bpkjhjw 4
5
''1* :( 7"
16-
16'
/ l---- p ’
i ; [ioNe] }
Aplicación 3
Indique la cantidad de electrones de valencia del galio (Z=31)
según 31Ga: [18Ar] 4s2 3d104p1
.
Resolución
Los electrones de valencia están ubicados en el mayor nivel de
energía. Analizamos el dato.
i.
31Ga: [|8Arl 4 s 2 3d104p 1
Por lo tanto, el átomo de galio posee 3 electrones de valencia.

99. Regla de Móeller
Expresada en forma lineal, se puede recordar por la siguiente mnemotecnia:
t
:1s2
'---------- ' --------- ----------- *---------->
2s2 2p6 3s2 3p6
/---------------- A ,
4s2 3d104p6
f " >
5s2 4d10 5p6
Y v '
6s24f14 5d10 6p5 7s2 5f14 6d107p6
t 1 i i1
i i,',Ne 1 ; ,.,Ar
Ejemplo
Para el bromo (Z=35)
35Br: 1s22s22p63s23p64s23d104p5
35Br: [18Ar]4s23d104p5 --jT
r-;
6.1.3. D’>
j?rijuc¡ó;i eIeci;r6r la m y y
>V
*.v n :
Ciertos elementos químicos (átomo neutro) presentan distribución electrónica que no se ajusta al
principio aufbau. Los más conocidos son los siguientes:
24
24
Cr: 1s22s22p63s23p64s23d4}
Cr:1s22s22p63s23p64s13d5
] ^
■ ‘
i '7*
‘Ve, 1^
Cu: 1s22s22p63s23p64s23d9}
Cu: 1s22s22p63s23p64s13d10}
Esto es verificado experimentalmente. De ello se concluye que la distribución electrónica terminal
se modificará.
— - ns2(n-1
)d ns1(n -1
)d5
— ns (n-1
)d
10
- ns2(n -1
)d9

100. Los gases nobjes son seis ele­
mentos químicos ubicados en la
última columna de la tabla pe-
riódica (VIIIA). Además, son muy
estables, con ocho electrones de
valencia, excepto el helio.
2
He
8 Q 10
O F Ne
16 17 18
S Cl Ar
34 35 36
Se Br Kr
52 53 54
Te I Xe
84 85 86
Rn At Rn
Aplicación 4
Indique la distribución electrónica para el átomo de plata
(Z=47).
Resolución
Realizamos la distribución según la regla de Móeller, según
kernel, pero termina en 4d9 (inestable); luego, será 4d10
distribución electrónica
inestable
distribución
electrónica estable
47A 9 : [ 36Kr] 5s24d9
47Ag: [ j ^ r ^ d 1
0
Dato: el átomo ionizado con su respectivo
número atómico (Z)
...” ....; ■
Para el anión
,-»■ ..... *
! í t.°; deTenn¡n;¡cinnde)#e^
j ' * -
% 2.° aplicaciónde la regla de Móeller
V .
Ejemplo^
16-
.
1.° #et =16+2=18e"
total
• ■ , f %
2 o : 1s22s22p6 3s2 3p5
Para el catión
1 o aplicación de la regla de Móeller para el respectivo
átomo neutro, donde se identifica el mayor nivel
2 .o retiro de electrones desde el mayor nivel; aquí el
orden es nf nd np ns (de mayor a menor energía
relativa)
Ejemplo:
r 2
+'
16s
1.° 1
6
s: 1s 2s 2p 3s2 lp A
2.° 1
6
s+
2:1s-' 2s¿ 2p6 3s¿ 3p'(4-2)
Es decir
16s2+
: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 }
16s2+: [ iq Ne] 3s2 3p2 -
m«R¡
■ '-
4
ñ
é
.
m
H hÍK ;).
’•
Zíiíi

101. Aplicación 5
Realice la distribución electrónica kernel para los cationes 20Ca2+
,
2^Mn , 25Mn3+, 3^Br^+ y 3^Br^+.
Resolución
Piden la distribución electrónica kernel de cationes. Para ello
aplicamos los pasos 1° y 2.°.
El paso 3 o será utilizar el gas noble 18Ar: 1s2 2s2, 2p6, 3s2, 3p6
20Ca
2 +
1.° 2Q
Ca 'ls22s22p63s23p6 4s
2.° 20Ca2+: 1s22s22p53s23p6 }
3^ 20Ca2+: [Ar]; }
25Mn2+
/
,m I •
.60 fi, ■
2 o ,5
1o 25Mn: 1s22s22p63s23p64s 2 3d
x v. v y rv>
2.° 25Mn2+: 1s22s22p63s23p64s°3d5}
3 ° 25Mn2+; [Ar]4s°3d5 }
L-
.3+
25Mn:
T
*'1.° 25Mn: 1s22s22p63s23p64s 2 3d~
2.° 2qMn3+: 1s22s22p63s23p64s03d4
• 25
3A PrMn3+: [Ar]3d
->-/ 25
El kernel o núcleo consiste en
simplificar la configuración elec­
trónica de átomos con muchos
electrones, utilizando uno de
los gases nobles para represen­
tar electrones internos y luego
se completa con los electrones
de valencia.
Se puede utilizar para átomos
neutros y también para iones
atómicos.
39Y: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d1
Su kernel será [Kr]5s24d
A1.° ,cBr: 1s22s22p63s23p6 4 s23d1
0 4 p5
1
. . T
I
(2 ° 3SBr3+:1s22s22p63s23p64s23dl04p(5_3)
i „- ' ~
.(3.0 35Br3+: [Ar]4s23d104p2

102. También podemos en el paso 1o escribir la
distribución electrónica kernel y luego aplicar
el paso 2 o.
.6+
2. Para el subnivel 3d6 tiene cinco orbitales.
35BC
1.° 35Br: [Ar] 4 s23d10 4 p5
2 o 35Br6+: [Ar] 4s(2_1)3dl04p{5" 5)
Es decir, queda como sigue:
35Br6+: [Ar]4s13d1
0
b,¿ rnnc:p¡o de maxima multiplicidad
Los electrones tienden a estar desapareados,
es decir, los electrones de un subnivel tratan
de ocupar todos los orbitales disponibles.
Para ello la regla de Hund sugiere primero se-
millenar los orbitales de su subnivel con elec­
trones de giro antihorario y luego electrones
de giro horario.
Para aplicar la regla
Dato: El subnivel ocupado con uno
o más electrones.
Saber la cantidad de orbitales
por subnivel (p, d o f).
Ejemplos
1. Para el subnivel 5p4 #e"
5P4=
SP4=
1 L 1 l
5Px SpY sPz
1.° 4° 2° 3o
H 1 1
5Px SpY 5Pz
incorrecto
correcto
También se expresa así:
5p' - 5Px 5p?
Y 5P
, ri6_ JL J_L J___ L_
- ■ ■ ' 3 d ,2 3 d u7 3 d x 2y2
3dvu 3dxz 3dz2 3dyZ
xy
Aplicación 6
Para el átomo de litio (Z=3), determine la can­
tidad de orbitales llenos y semillenos.
Resolución
Se trata de un átomo; entonces, es necesario
conocer los subniveles ocupados. Aplicamos la
regla de Móeller.
Dos subniveles sharp (s)
Cada uno posee un orbital
(con el mismo nombre).
,L¡: 1s2 2s1
?Li: 1
LJL
1s 2s
Por lo tanto, hay un orbital lleno y un orbital
semilleno.
Aplicación 7
Para el átomo de azufre (Z=16), determine la
cantidad de orbitales semillenos.
Resolución
Se trata de un átomo; entonces, es necesario
conocer los subniveles ocupados. Aplicamos la
regla de Móeller para analizar el último subni­
vel porque los otros subniveles tienen orbitales
llenos.
16S: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
Aplicamos la regla de Hund.
¡3p4|=( — i - 1
V
Por lo tanto, hay dos orbitales semillenos.

103. Aplicación 8
Para el átomo de N (1-7), determine la cantidad de orbitales
llenos y semillenos.
Resolución
Para contestar, es necesario conocer los subniveles ocupados
del átomo; es decir, aplicar la regla de Móeller.
7N: 1s2 2s22p3]
7N ' i j l i _ 1 _ X
1s 2s 2px 2py 2p.
7
*
trf , ( rbir-:Ir ; i|¡,
. . .
j t f . y,.- ' %
N: V 2s‘‘ 2p' 2p, 2pl
y y r z
hth. '
ge? .
Son especies químicas (átomo neutro y átomos ionizados) di
ferentes que cumplen las siguientes tres condiciones:
• Diferente número atómico (Z)
• Igual número de electrones
• Igual distribución electrónica
v I
%#•
7n3- 7 10 1s22s22p6
aO2- ' 8 10 1s22s22p6
9f U
9 10 1s22s22p6
1
0
Ne 10 10 1s22s22p6
i,Na1
+ 1
1 10 1s22s22p63s°
i?Mg2
+ 12 10 1s22s22p63s(2
Al3t~
13mi
13 10 1s22s22 p63s(2“2
)
Las especies paramagnéticas
son especies atraídas por un
campo magnético generado
por un imán externo. Esto se
debe a que posee electrones
desapareados.
E je m p lo
El átomo de carbono (C) Z-6
D e m o s tr a c ió n
Primero aplicamos la regla de
Moeller, para conocer los sub­
niveles ocupados por electrones
y luego aplicamos la regla de
Hund para cada subnivel.
1s2 2s2 2p 2
_____
1s22s2 2p„ 2p.

104. Las especies diamagnéticas son
especies no atraídas por un
campo magnético generado
por un imán externo. Esto se
debe a que posee solo electro­
nes apareados, es decir, todos
los subniveles están llenos.
Ejemplo
10N e : 1s22s22p6
Para describir el comportamiento del electrón en el átomo,
es necesario un análisis energético: simultáneamente recono­
cer el nivel, subnivel, orbital y el sentido de rotación sobre
su eje. Para ello es necesario interpretar los cuatro números
cuánticos.
En este caso, la ventaja es el manejo de los conceptos y nota­
ción de nivel, subnivel y orbital donde se encuentra el electrón.
significado para el electrón
nivel principal de energía
subnivel donde se encuentra dentro
de un determinado nivel de energía
A
f
orbital que se encuentra dentro de
un determinado subnivel
V
■ sentido de rotación o giro sobre su
eje imaginario
/ / — ó f *
^ rm cip a ^ ,^ * y
Es independiente de los otros números cuánticos.
Los valores permitidos son
El cromo es un elemento alta­
mente paramagnético, los ex­
perimentos corresponden a seis
orbitales semillenos (seis elec­
trones desapareados).
n = 1; 2; 3; 4; 5; 6; 7; ...;
Ejemplo
Respecto de un átomo de oxígeno (Z=8), indique el número
cuántico principal (n) para los electrones.
17
O: 1s 2s 2p
n=1, n=2
O 2 e 6 e~
,t c r i o
m m
mam
E ó

105. • Los valores que toma dependen del valor de n.
r
= 0; 1; 2; 3; ... (n-1)
hasta
0 1 2 3
s p d f
Ejemplo
Respecto de un átomo de oxígeno (Z=8), indique n y 0 para
los electrones.
/ "
i
8O: 1s 2 2s 2 2p 4
2e con n =1,11=
0
: — 2e"con/? =2 ,0=0
' .' £ r
Ae~ con n =2, Q
=1
% r i %/ < y
8.3. N ú¡v>
ero c u a n t í e y notico (/7i )
"y yty
• Los valores que toma dependen del valor de Úporque in­
dica los orbitales que pertenecen a un subnivel.
/r»c= - f i , 0; +!
Analizamos para cada valor de
o
II
ir>r 0
0=1 mÉ=-1; 0; +1
C
M
II
m(=-2; -1; 0,
0=3 ms= -3; - 2 ; -
-> 1 orbital
—
> 3 orbitales
-> 5 orbitales
Los elementos del grupo IB
presentan su respectiva distri­
bución electrónica final, que
no cumplen con el principio
aufbou.
2a 23 30
Ni Cu Zn
Níquel Cobre Zinc
45 47 49
Pd Ag Cd
Paladio Plata Cadmio
78 79 80
Pt Au Hg
Platino Oro Mercurio
La distribución electrónica para
cada átomo se realiza de acuerdo
con los tres principios siguientes:
• principio aufbau
• principio de la máxima mul­
tiplicidad
• principio de exclusión de Pauli
—
» 7 orbitales

106. Aplicación 9
Respecto de'un átomo de oxígeno (Z=8), indique n ,6y m(i para los tres últimos electrones.
Resolución
Entonces, primero aplicamos la regla de Móellery luego aplicamos la regla de Hund para el sub­
nivel 2p4 (tiene tres orbitales).
e¡ con n - 2; fi=1; m^--1
e¿ con n=2; 0=1;
e7 con r?=2; 0=1; mfi=+1
e 5 ' e 6 ' e 7 ' e 8
, 1.
80:1 s2 2s2 2p
n=2 <
—
0=1 —
1 j. .1 i
2p^ 2Py 2Pz
■1 0 +
1
8.4. Número cuántico de! esp^fi majni.
* Los valores que toma son independientes de los otros números cuánticos.
• Indica el sentido de rotación del electrón sobre su eje imaginario.
. .
:
/ó
Aplicación 10
Respecto de un átomo de oxígeno (Z=8), indique los números cuánticos [n, 0, mf y ms) para los
siguientes electrones: último (e 8) y penúltimo (e 7).
Resolución
Procedemos de manera similar a la aplicación 9, pero reconociendo los valores de m5.
e¡ con n=2; 0=1; mfi=-1; ms=-1/2
e7 con n=2; 0=1; mp=+1; m =+1/2
80 :1 s2 2s2 2p'
n=2 «
0=1 —■
1 L 1 I
2p* 2Py 2Pz
m(
J=-1 0 +1

107. Conclusión
Para determinar los cuatro números cuánticos de un electrón
en el átomo (Z conocido), se debe realizar la distribución elec­
trónica (las dos reglas) considerando el átomo en estado basal.
regla de regla de
Móoller Hurd
e •
' (n, 0, /7?c
, ms)
L_i
Ejemplos
1.
iH: 1s‘ -> - -
1s
(1; 0; 0; +1/2)
ms= +1/2
n=1
0=0
2.
/ X
/ Ja*
tí /y.-.,tí// >
;•
He:
2 1s
n=1 -
6=0 «
y %
I? ms=71/¿< ' .O *'
% %yXtí
"«g $ t í % P
A
3.
m = 0
V V /
A
jLí: 1s2 2 s1 —
>
n=2 <•-
6=0 —
-- «7 0 ;o; o;+i/2)
<
¿2O; 0; 0; -1/2)
e¡ (2; 0; 0; +1/2)
1s
m£=0
1
2s
4. 4 Be: 1sz 2s2
M T J
6=0
e 1 e2 e3 e4
1 t 1 ti* e; (2; 0. 0;-1/2)
1S 2s
mf =0 m( =0
En química, el estado basal
(también denominado estado
fundamental) de un sistema (un
átomo) es su estado cuántico
de menor energía. Un estado
excitado del átomo es todo es­
tado con una energía superior
a l3 de! estado fundamental.
| Los principios de la distribución
electrónica se aplican para áto­
mos en estado fundamental.
Ejemplo
Para un
(Z=6)
■
• ‘ í
| . . r4
-”
—i
átomo
rVvííiitKint
de carbono
u u 1 1
6C ; 1s 2s 2p
Estod/j Ü
:*
: U 1 1 1 1
6C : 15 2s 2p
v

108. Interpretando e! principio de
exclusión de Pouli, necesaria-
nr.ente dos electrones de un or- ¡
bita! lleno tienen igual valer en
n, ( y m£
, pero diferente en ros
(electrones de giros opuestos);
estos microlmanes mantienen la
interacción magnética a través
de polos opuestos (norte y sur).
¡l
' 7/
Principio de exclusión de Pauii
En un átomo no pueden existir dos electrones con cuatro va­
lores de sus números cuánticos que sean iguales; al menos de­
ben diferenciarse en el número cuántico espín magnético (ms).
Es decir
excluye ( t] y IL
incluye {1 y 1L
Ejemplo
Para electrones del 4Be (del ejemplo anterior).
1 0 0 +1/2
e 2 ^ 1 - ^ 0 0 -1/2
* 3
é
-
.w
■
■
i 1
o 0 +1/2
<
2
~
Í$:
Y^
c ; 0 -1/2
A p l i c a c i ó n II, ' p '1
■ ..»■
+..;
Determine los números cuánticos del último electrón en el áto­
mo cloro (Z=17). V ' '
Resolución : % '
t. 'v-. '
Aplicamos la regla de Mceller para identificar n y í
17CI:1s2?_s22p63s23p5
n=3
d=1 ■
Finalmente, aplicamos la regla de Hund para el último subnivel
y así identificar m(l y m$.
3p
5 :
11 n i i
mf=0
rns~-V2
3p„ 3py 3Pz
m(=-1 0 +1
**’ e últim o (^ ' ^ Ì/2.)

109. Aplicación 12
Determine los números cuánticos del penúlti­
mo electrón en el átomo de azufre (Z=16).
Resolución
Aplicamos la regla de Móeller para identificar
n y C.
16S: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
Finalmente, aplicamos la regla de Hund para el
último subnivel y así identificar mfly
3p: Iienetro3orbit
<
r~
~
1 1 1
Px Py Pz
m¿- “ 1 0 4
-1
'' ® antepenúltimo í3, i +1/2)
m(=-1
ms=+1/2
Finalmente, aplicamos la regla de Hund para el
último subnivel para identificar y m ^ %
á .
3p4. ort
* ■
# j®? ^
I v;-'- ; • . - -
• ..í'íH
1 L _ L J L
3px 3py 3pz
-1 0 4
-1
penúltimo= <
3' 1' +1' +1/2)
f e # i
m5=4-1/2'’
... V
*-
_ v i *"'V.v
M*
'y**
X,j>
Aplicación 13
Determine los números cuánticos del ante­
penúltimo electrón en el átomo de fósforo
(Z=15).
Resolución
Aplicamos la regla de Móeller para identificar
n y d.
ii li­
teP: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3
i!.4
A p lic a ció n 14
Determine los números cuánticos del último
electrón que corresponde al anión cloruro
RESOLUCION A v.
Evaluamos el anión 17CI1" paso a paso.
kj?- %
1. #er totál=(1?4-1)=18 e“
h , M s '
a % /A
-
^
%
/
f'
2. Aplicamos la regla de Móeller para identifi­
car n y G
.
1
7CI1~: 1s2 2s2 2p5 3s2 3p6~
3. Aplicamos la regla de Hund para el último
subnivel para identificar mf y ms.
3p(
u u U
Px Py Pz
-1 0 +1
mt= 4
-1
ms=-1/2
i
** e último (3' i 1/^)

110. Aplicación 15
Determine los números cuánticos del último electrón que corresponde al catión manga-
noso 2SMn2+.
Resolución
Evaluamos el catión 25Mn2+ paso a paso.
1. Aplicamos la regla de Móeller para el átomo neutro.
25Mn: 1s22s22p63s23p64s23d5
2. La formación del catión al perder dos electrones del nivel externo (n=4).
25Mn2+: 1s22s22p63s23p54s°3d5
e!er.r'ene
J , J !
3. Finalmente, aplicamos la regía de Hund para el último subnivel y así identificar y m,
j -
V
■
iF
:%
:
3d5; ien' ‘ I V .>
...
Á . J? v/
1 1 ,5 1 1
mfi: -2 -1 0
1
,dz2 dyz dx^-y2
+
1 +2
mf= +2
ms=+1/2
e último
=(3, 2, +2, +1/2)
Los electrones de valencia son electrones que permiten al cátomo par­
ticipar en la formación de enlaces químicos; estos se encuentran en el
último nivel (capa de valencia) de la distribución electrónica. A| . ls22$22p63$23 1
Ejemplo
Para el aluminio (Z=13).

111. ZONA EXTRANUCLEAR

112. RESOLVEMOS JUNTOS
Problema N.‘ 1
La notación 1
J b corresponde a un átomo de
boro neutro con cinco............... e n .................
A) electrones - el núcleo.
B) protones - la zona extranuclear.
C) neutrones - la zona extranuclear.
D) positrones - el núcleo.
E) electrones - la zona extranuclear.
En el modelo atómico, surgido tras la aplica­
ción de la mecánica cuántica, la descripción de
los electrones en el átomo se fundamenta en
orbitales atómicos, los cuales no representan
una posición fija del electrón, sino que la pro­
babilidad de encontrar al electrón es elevada
(la trayectoria no está definida).
; Clave
Resolución
El lenguaje químico permite interpretar el sím­
bolo o la notación.
A
Z
__No está elecy&ado,
es un átom# neutrgfp .
en. el núcleo
Se en la zona extranílploar ^
Clave
* .t / v
Problema N.’ 2
Si consideramos la mecánica cuántica, no tiene
sentido hablar de órbita fija (propuesta por Bohr
en 1913), es decir, hay que hablar de orbital. Al
respecto, indique la proposición incorrecta.
A) Es una región espacial energética que se
encuentra en la zona extranuclear.
B) Es una región probabilística donde se ma­
nifiestan a lo más dos electrones.
C) Como región espacial, presenta diferentes
formas geométricas.
D) También se denomina orbital atómico.
E) Sus dos electrones tienen trayectoria de­
finida.
f W r. I- o *-!!
Problema 3 _____ _______________
En cierto átomo, se evalúan y comparan los or­
bitales 1s y 4s. Indique la proposición incorrecta.
A) Son orbitales esféricos.
B) Se diferencian por su tamaño (volumen).
C) El orbital 4s tiene mayor volumen.
D) El orbital 1s está más próximo al núcleo.
E) El orbital 4s por su mayor tamaño puede
contener más de dos electrones.
i^ d life ló n
J '
Los orbitales tienen tres características (tama­
ño, forma y orientación). Los orbitales s (sharp)
tienen forma esférica y poseen 1o 2 electrones.
Esquematizamos.
l o l
1s 1s
l o l
4s 4s
Finalmente, notamos que el orbital 4s tiene
mayor tamaño, pero su capacidad es contener
1 o 2 electrones con mayor nivel de energía.
Clave i "■

113. Problema N.‘ 4
En cierto átomo que posee muchos electrones,
determine la cantidad máxima de electrones
distribuidos en el cuarto nivel de energía.
A) 4
B) 8
C) 16
D) 18
E) 32
Resolución
Nos piden evaluar el cuarto nivel (n=4). Este
nivel posee cuatro subniveles, donde la canti-
dad máxima de electrones se distribuye como
• | - W M a ,
sigue:
n=4
v .: : ■ ¡
i
4 s2 x
’
l <
$
■ Æ&w £
x , x , /
^
P 32 electrones
V V / *
•
^ 1 0 ............ como máximo
4 f14 '
V.::-
Por lo tanto, tendrá como máximo 32 electrones:
Clave
D) Está constituido por tres orbitales degene­
rados.
E) Su representación es 5p°.
Rasdudón
5 P *
Posee o
quinto
nivel
capa: O
estar ituredo
ncipd1
la élection con £.~ i
r.i
U 1 11
5Py 5Pz
Finalmente, evaluamos cada alternativa.
" ¿ O "
a) Falso
La Er=6.
b) Falso
Los orbitales tienen igual tamaño y forma
pero diferente orientación.
c) Falso
El nivel n=5 es la capa O.
Problema N/JS_____________________________
Respecto del subnivel principal del quinto nivel
saturado de electrones, ¿qué se puede con­
cluir?
A) Posee seis electrones con ER=5.
B) Está constituido por tres orbitales idénticos.
C) Es uno de los subniveles de la capa L.
d) Verdadero
Los tres orbitales son degenerados por
ser diferentes en la orientación, pero con
igual Er .
Por lo tanto, la alternativa D es lo que se puede
concluir.
Clave

114. Problema N.‘ 6
Indique la notación correcta para un orbital
principal.
A) 2p4 B) 1pJ C) 3p®
D) 6pi E) 5Pxy
Resolución
Nos piden la notación correcta para un orbital
principal, por ello evaluamos la notación dada.
En cada alternativa
Nos piden la notación incorrecta de un subni­
vel difuso d. Cada subnivel se describe con tres
informaciones simultáneas en este caso.
n d#e
n=3; 4; 5 o 6
'{'2d1
0
Por lo tanto, la alternativa E es incorrecta.
Clave
a) 2p4 no es orbital, es un subnivel principal.
b) 1p° no existe orbital principal en el nivel de
energía (n=1). y
c) 3p° no es posible ya que un orbital posee,
como máximo, dos electrones. -'
d) 6pJ es un orbital semilleno, principal y
orientado en el eje x.
e) 5pw
/ no es posible, el orbital principal dilo-
bular se orienta en uno de los ejes (x, y o z).
Por lo tanto, la notación correcta se cumple en
la alternativa D.
Clave
Determine la energía
energética 3dC,.
A) 5 ,p B) 6
D) 8
relativa de la región
C) 7
E) 4
Nos piden determinar la energía relativa de la
región 3d^.y siendo un orbital. La energía relati-
va la determina el respectivo subnivel.
3d Er=3+2=5
Q=2
n=3
Problema N7 7 __
Identifique la notación incorrecta de un sub­
nivel difuso.
Por lo tanto, la energía relativa es 5.
Clave
Problema N
E9
En un sistema atómico se evalúan los subni­
veles 6s, 3d y 5p. Ordene estos de menor a
mayor estabilidad energética.
A) 3d 5p 6s B) 3d 6s 5p C) 5p 6s 3d
D) 5p 3d 6s E) 6s 5p 3d

115. Nos piden ordenar de acuerdo con la estabili­
dad energética. Para ello es necesario determi­
nar la energía relativa de cada subnivel.
Identifique la distribución electrónica que le
corresponde al átomo neutro basal del ele­
mento químico escandio (Z=21).
6 0 6+0= 6
3 2 3+2=5
5 1 5+1= 6
Estabilidad
relación energía
inversa relativa
De menor a mayor
estabilidad energética 6s<5p<3d
Clave
M
•
V ,{(■
&
*
¿y y
.■
k:
Un átomo presenta ocho electrones en subnive­
les principales. Determine la distribución electró-
mca. !/Á. ’%/
A) 1s22s22p4
B) 1s22s22p63s24p2
C) 1s22s22p63p2
D) 1s22s22p53s23p2
E) 1s22s22p63s1
3p2
El subnivel principal p forma parte de la dis­
tribución electrónica. Si consideramos la regla
de Móeller, los ocho electrones se ubican en
subniveles p, en el átomo E.
E: 1s22s22p6 3s23p2
Clave
A) 1s22s22p63s23p64s1
3d1
B) 1s22s22p63s23p64s24p1
C) 1s22s22p63s23p54s24d1
D) 1s22s22p53s23p63d3
E) 1s22s22p63s23p64s23d1
El átomo neutro basal cumple la regla de Móeller,
es decir, posee 21 electrones. Por lo tanto, sí
aplicamos la regla, obtendremos
21Sc: 1s22s22p63s23p64s23d1
Clave
Determine la configuración electrónica y el co­
rrespondiente número atómico para un átomo
neutro que, en estado basal, posee trece elec­
trones en su capa M.
A) 1s22s22pD
3s23p64s23d:>y 25
B) 1s22s22p63s23p53ds y 23
C) 1s22s22p63s23p64s1
3d5y 25
D) 1s22s22p63s23p64s23ds y 23
E) [Ne] 4s23d5y 25
Del enunciado, sabemos que la capa M corres­
ponde al nivel 3.
Aplicamos la regla de Móeller para el átomo
de elemento químico E.
E:1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5

116. Por lo tanto, con la configuración electrónica
obtenida, se concluye que posee 25e~ por ser
átomo neutro: #p+=#e~=25.
Clave
'•.......,........‘f
Problema M
." 13
Determine el número de electrones en la capa
de valencia del cloro (Z=17) y calcio (Z=20).
A) 5 y 2 B) 7 y 2 C) 2 y 2
D) 5 y 1 E) 5 y 8
Resolución '
Los electrones de valencia están ubicados en
el mayor nivel al realizar la distribución elec­
trónica.
V '■ <
?
.! « :
Entonces, hacemos la distribución para cada
átomo.
•
' eiectrónes de vafem
ia-..-
17CI: 1s22s22p63s23 p 5
20Ca: 1s22s2 2p63s23p64s2-'
I— m a y o r n i v e l
¿cuáles de las proposiciones son correctas?
I. Tiene cuatro niveles de energía.
II. Posee tres subniveles de energía.
III. La capa M está saturada.
A) solo I B) solo III C) I y III
D) I y II E) II y III
Evaluamos la configuración electrónica del
átomo respecto de cada proposición.
E: is22s22p53s23p64s23d104p3
I. Correcta
El átomo posee electrones en los niveles
1; 2; 3 y 4 (4.niveles).
II. Incorrecta
El átomo posee electrones en ocho subni­
veles: 1s2, ..., 4p3.
III. Correcta
La capa M (nivel 3) está saturada, es decir,
no acepta electrón alguno Í3s2, 3p5y 3d10).
Clave
Por lo tanto, el número de electrones en la
capa de valencia del cloro es 7 y en el calcio
es 2.
Clave
Problema N.‘ 1 4 ________________ ________
Respecto de un átomo que presenta la si­
guiente configuración electrónica:
1s22s22pp3s23p64s23dl04p3
Identifique la configuración electrónica del
anión trivalente del fósforo (Z=15).
A) ls22s22p63p2
B) 1s22s22p63s23p3
C) 1s?2s22p63s23p6
D) 1s22s22p63d6
E) 1s22s22p63s24p3

117. Representamos el anión correspondiente y apli­
camos los dos pasos señalados para el anión.
n3- ¡ v .
1
5
'
1
'° #etotal=15+3=13
2 o : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Clave
Identifique la configuración electrónica del ca­
tión trivalente del cloro (Z=17).
A) 1s22s22pG
3s23p5
B) 1s22s22pG
3s2
C) 1s22s22p53s23p1
D) 1s22s22p63s°3p4
E) 1s22s22p63s23p2
Representamos el catión correspondiente y apli­
camos los dos pasos señalados para el catión.
r 3+
17'“'
1° : 17CI: 1s2 2s2 2p6 3s2
2 ° : 17C I3+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2
Clave
Indique Ja configuración electrónica del catión
trivalente del hierro (Z=26).
A) 1s22s22p63s23p64s24d3
B) ls22s22p63s23p64s°4d5
C) 1s22s22p63s23p64s23d3
D) 1s22s22p63s23pG
4s°3d5
E) 1s22s23pG
3s23pG
3d4
Representamos el catión correspondiente y apli­
camos los dos pasos señalados para el catión.
pp3+
26'e
1° : 26Fe: 1s22s22p6 3s23p64s23ci5
2.°: Retirar 2e~de (4s2) y le“ de (3d6)
25Fe3+
: 1s22s22p63s23p54s°3d5
Clave
Indique la especie química que no es isoeíec-
trónica con el átomo de argón (Z=18).
A) 21Sc3+ f B) 20Ca2+ C) 25Mn7+
D) E) --K2*
Rara que dos o más especies químicas ^ean ¡so-
electrónicas, deben cumplir tres condiciones:
• pertenecer a elementos diferentes (dife­
rente Z)
• tener igual número de electrones
• tener igual configuración electrónica
Entonces, realizamos la configuración electróni­
ca de cada especie química y comparamos con
18Ar: 1s22s22p63s23p6
a) 21Sc3+
: 1s22s22p63s23p64s°3d°
b) 20Ca2+
: 1s22s22p63s23p64s°
c) 25Mn7+: 1s22s22p63s23p64s°3d°
d) 17CI1
": 1s22s22p63s23p6
e) 19K2+: 1s22s22p63s23ps4s°
Por lo tanto, la alternativa E no es isoelectrónica
con el átomo de argón.
Clave

118. Problema N.* 19
El átomo neutro basal del elemento químico
cobalto (Z=27) posee............... orbitales llenos
y ................orbitales semillenos.
A) 12 y 5 B) 10 y 5 C) 11 y 4
D) '12 y 3 E) 10 y 5
Resolución
Representamos al átomo neutro para aplicar
la regla de Móeller y luego la regla de Hund.
27Co: 1s22s22p63s¿3p64s¿3d;: regia de Móeller
27Co: 1s22s22p63s23p64s23d7
Luego, usando el gas noble kriptón (Z=36), se
escribe la distribución electrónica kernel.
47Ag: [36Kr]5s24d 9;
Finalmente, la distribución electrónica kernel
aceptada es
47Ag: [Kr]5s1
4d1
0
Clave
Ly trk'CirO
M
fO
iü( ■
! ) ( M l í l
; í* é
..
s
Por lo tanto, se determina {12(11) y 3(1).
Clave
. .. -.¥y ,-•4:;
Problema N. 20
Identifique la distribución electrónica del áto­
mo neutro del elemento plata (Z=47).
A) [Ar] SsUd1
0
3) [Kr]4s1
3d10
1^ 10
C) [Kr] 5s 4d
D) [Kr] 5s24d9
E) [Kr] 5s24d1
0
Resolución
Primero aplicamos la regla de Móeller.
47Ag: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d9
Identifique la distribución electrónica para el
átomo neutro del elemento químico cromo
(Z=24).
A) [Ar]4s23d4
B) [Ne]4s23d4
O [Ár]4s1
4d5.. _
D) ::[Ne]4s1
3d5
.V
E) [Ar]4s1
3d5
I "* * I r"
íw30u¿yon
Primero aplicamos la regla de Móeller.
24Cr: 1s22s22p53s¿3p54s23d4
'--------- v
Luego, cuando el gas noble argón (Z=18), se
escribe la distribución electrónica kernel.
24Cr. [18Ar]4s23d4
Finalmente, la distribución electrónica kernel
aceptada ocurrirá cuando 1e~ de 4s2 pase a
3d4.
24Cr:[ Ar]4s13d!
Clave

119. Problema P4.‘ 22
Para un átomo neutro, la distribución elec­
trónica termina en 3p5. Determine el número
atómico.
A) 17
D) 25
B) 15 C) 14
E) 22
Resolución
Nos piden el número atómico (Z) para el
átomo neutro. Sabemos que se cumple lo si­
guiente:
Z=#ry =#e
Aplicamos la regla de Móeller hasta 3p5para el
átomo neutro ZE.
,E:1s22s22p63s23p5-^
Se completo
se distribuye ;
17 electrones
Z—
17
Clave
Problema M
.‘ 23___________________ _________
Un átomo neutro presenta siete electrones en
subniveles sharp. Determine la distribución
electrónica.
A) 1s22s22p63s23p63d104s'
6 „J
B) 1s21p62s22p63s23pD
4s
C) 1s22s22p63s23p64s1
D) 1s22s22p63s1
3p64s2
E) 1s22s22p63s23p54s1
Resolución
Nos piden la distribución electrónica condicio­
nado con siete electrones en subniveles sharp.
Utilizamos la regla de Móeller y distribuimos
siete electrones en subniveles sharp en un áto­
mo E. Por lo tanto, 1s22s22pD
3s23p54s1 es la
distribución electrónica solicitada.
E=1s22s22p63s23p64s1
Clave
Problem^N/ 24 _ _ _ _ _ __ _____
Considerando tres regiones energéticas en un
átomo neutro, complete el siguiente cuadro.
w
Orbital difuso
Subnivel principal
Capa N
Dé como respuesta la suma de electrones
completadas.
A) 20
D) 40
B) 32 C) 16
E) 52
Resolución
Nos piden determinar el número máximo de
electrones en cada región energética indica­
da, para luego indicar la suma de electrones
completados.
25

120. COLECCIÓN ESENCIAL
Es necesario conocer la máxima cantidad de
electrones por orbital, subnivel y nivel.
Región
E N E R G É T IC A
mmrv:
FV
- í'f '
Orbital
difuso
Un orbital como máximo
posee. 2 electrones.
1i
Subnivel El subnivel principal
principal p6-’
Capa N
Capa N (nivel=4)
#máx(e~)=2(4)2=32
#e completadas- 2 +6 +3 2 ~ M ^
Clave
»olución
Incorrecta
El orbital dilobular corresponde al subnivel
principal (formado por tres orbitales prin­
cipales),
Correcta
Los orbitales dilobulares están orientados
espacialmente en tres ejes [X, Y, I), deno­
tados de la siguiente forma:
P P , Py Pz
Problema N .’ 2 5 "v.
El gráfico corresponde a un orbital del átomo
neutro del azufre.
m .
—►
V
Indique las proposiciones incorrectas.
I. Es un orbital difuso.
II. Su orientación espacial es el eje X.
III. Por su tamaño puede tener uno o más
electrones.
III. Incorrecta
Según la cantidad de electrones existen
dos tipos de orbitales: llenos (2e~) y semi­
llenos (1e~).
u
Clave
Problema M
, 2G
Un átomo neutro posee 23 partículas en la
zona extranuclear. Determine la cantidad de
niveles llenos y la cantidad de subniveles llenos
en dicho átomo.
A) solo
D) I y III
B) solo II C) lyl
E) II y
A) 2 y 5
D) 4 y 7
B) 2 y 6 C) 3 y 6
E) 4 y 6

121. Capítulo 3 Organización de los electrones en el átomo
vt '-.A;.
Resolución
Según el enunciado, el átomo neutro posee
23 partículas en la zona extranuclear, es decir,
#e“ =23.
Sea la notación 23E.
Aplicando la regla de Móeller, obtenemos
7 subniveles onipados
27E: 1s22s22p63s23p54s23d
Los niveles ocupados son 1
, 2, 3y 4;
es decir, 4 niveles ocupados.
Clave
, 3E=1s22s22p63s23pb4s23di
'--------■
—*
*
-----------L
■
6 subniveles llenos i__No
lleno.
niveles
llenos
Posee # máximo
de electrones.
n =1 1s¿
n =2 -> 2s22p5
Clave ■
. %
,
Problema N.° 27
Si el átomo neutro de un elemento químico
tiene 60 nucleones fundamentales y 33 neu­
trones, determine la cantidad de niveles ocu-
pados y la cantidad de subniveles ocupados
por electrones.
A) 3 y 6
D) 2 y 7
B) 4 y 6 0 4 y 7
E) 3 y 6
Resolución
Para contestar, es necesario conocer el núme­
ro atómico (Z).
Problema W
.’ 20 ______ _
Un átomo del elemento químico E contiene en
su núcleo 15 neutrones y presenta la siguiente
configuración electrónica:
1s22s22p63s23p2
Indique la notación del núclido.
A) i°E B) 24
9E
«
á
S
r
C) 29e
P ) „ e E)
L
U
i&esdfítóón
>
£ A ''ííC’x
En la notación del núclido se indica Z y A.
De la configuración electrónica, determinamos
el número de electrones (Z).
/
LE=1s22s22p63s23p2’' 14 electrones
distribuidos
Z=14
Luego, determinamos el número de masa (A).
Se cumple que
Z+#n°=A
• Número de nucleones':
: fundamentales
Reemplazando obtenemos
Z+33=60
Z=27 -a Posee 27 electrones.
=#n° + #p+
=15 + 14
i
Oí
rvi
II
La notación
será
/ 141
-
/
; Clave

122. COLECCIÓN ESENCIAL
Problema N.* 23____________
El átomo de un elemento químico tiene 31
neutrones y como número de masa 59. Calcule
el número de orbitales semillenos en dicho
átomo.
A) 5 B) 4 C) 3
D) 1 E) 2
Resolución
Se necesita el número atómico (Z).
Z+#n°=A
' i
Z+ 31=59
Despejando se obtiene Z=28.
Aplicando la regla de Móeller obtenemos
28E=1s22s22p63s24s23d8
s » ' ‘ ¿ÉSéy
orbitales Menor. “
V w
o
Aplicamos la regla de Hund para 3d (tiene 5
orbitales).
3d8 =_U ______ JT______U _ J ___ %
' - - | - -
Clave
! Problema N.* 3 0 _________________________
El átomo neutro de un elemento químico po­
see once electrones con rotación en sentido
horario que se representa como “flecha apun­
tando hacia abajo” (l). Determine el número
atómico de dicho átomo.
i A) 23 B) 24 C) 25
D) 26 E) 27
f Resolución
: Nos piden el número atómico.
En el átomo neutro se cumple que #e-=#p’r=z.
Aplicamos la regla de Móeller y la regla de
Hund, de tal forma que se muestre once elec-
I ; trones en sentido horario.
7E=1s22s22p63s23p64s23d ?
------ y vlv1
------- ' 1
( 1 M 1 1 1 )
' . 10(11)
•;$ s
« f
Entonces, tenemos
zE=1s22s22p63s23p54s23d6
será=26
Clave

123. PfóAcnujweaos lo aprendió©
1. Para el ^Cl, corresponde un ............... de
cloro neutro con ............... protones y 17
............... e n .................
A) isótopo -17 - electrones - el núcleo.
B) núclido -17 - electrones - el núcleo.
C) isótopo -17 - electrones - la zona ex­
tranuclear.
D) átomo - 18 - electrones - la zona ex­
tranuclear.
E) átomo -17 - electrones - el núcleo.
2. Considerando la mecánica cuántica en el
sistema atómico, se incluye R e e m p e . Al res­
pecto, indique la proposición correcta.
JF . X
A) Se refiere a una órbita.
B) Se refiere a un orbital.
■
C) Describe la trayectoria del electrón.
D) Posee, como máximo, dos electrones
idénticos.
E) Todos son esféricos.
3. En cierto átomo se evalúan y comparan los
orbitales 2px y 4py. Indique la proposición
incorrecta.
A) Son dilobulares.
B) Son de tamaño diferente.
C) Son de orientación diferente.
D) El orbital 4py, por su mayor tamaño,
puede contener más de dos electrones.
E) El orbital 2px está más próximo al nú­
cleo.4
4. En cierto átomo que posee cien electrones,
determine la cantidad máxima de electro­
nes distribuidos en la capa M.
5. Determine la cantidad mínima de electro­
nes que posee un átomo para distribuir
electrones hasta el nivel de energía 4.
A) 1
1 B) 18 C) 19
D) 20 E) 36
6. Si se sabe que el subnivel difuso del tercer
nivel se encuentra saturado de electrones,
¿qué se puede concluir?
A) Está constituido por cinco orbitales
idénticos.
B) Posee 10 electrones con ER=3.
C) Es uno de los subniveles de la capa N.
D) Está constituido por cinco orbitales de­
generados.
E) Su representación es 3d°vy.
7. Respecto del orbital difuso del cuarto nivel,
orientado en el ejez, ¿qué se puede concluir?
A) Necesariamente está saturado de elec-
trones.
B) Su Er=4.
C) Es uno de los orbitales de la capa M.
D) Su notación es 4dx.
E) Su notación es 4d1
z2.
8. Indique la notación correcta para un orbital
difuso.
' i B) 3d2 C) 3 4
% E) 4d2
9. En el sistema atómico, se evalúan los sub­
niveles 3d, 3s y 3p. Ordene estos de menor
a mayor energía.
A) 32
D) 8
B) 18 C) 4
E) 15
A) 3d 3p 3s B) 3s3p3d C) 3p 3s 3d
D) 3p 3d 3s E) 3d 3s 3p

124. 10. En el sistema atómico, se evalúan los sub­
niveles 4f, 4d y 4p. Ordene estos de menor
a mayor estabilidad.
A) 4d 4f 4p
B) 4p 4f 4d
C) 4p 4d 4f
D) 4f 4p 4d
E) 4f 4d 4p
A) 1s22s23s24s1
B) 1s22s22p63s23p64s1
C) 1s22s22p63s23p63d104s1
D) 1s22s22p63s24s1
E) 1s22s22p53s23p54s1
Determine la configuración electrónica y la
correspondiente carga nuclear {¿) para un
átomo neutro que en su estado basal po­
11. En el sistema atómico se evalúan los sub­
niveles 5s, 4p y 3d. Ordénelos de menor a
mayor estabilidad.
12
A) 5s 3d 4p ^ j
B) 3d 4p 5s / :
C) 5s4p3d
D) 3d 5s 4p
§ %•
.m
&
w 4.
E) 4p 6d 5s
& i* •
4 & ’
TJ ¡ r 1 '
■
Realice la distribución
Sw 1
electrónico kernel ;l
del átomo neutro basal con 19 protones. y¡ •;
Y.y,
A) [Ar] 4s1 B) [Ar] 3s1 C) [Ar] 4p1'
D) [Ar] 4d1 E) [Ar] Ss1
i
see diez electrones en el nivel 3.
A) 1s22s22p63s23p64s23d2 y 22
B) 1s22s22p63s23p63d2 y 20
C) 1s22s22p63s23p64s1
3d2 y 21
D) 1s22s22p63s23d8 y 20
E) 1s22s22p63s23p13d7 y 20
i C P JtQ
4". Determine el número de electrones en la
' ’ capa de valencia del silicio (Z=14) y el po-
v -tasio (Z-19).
X /
A) 4 y 9 B) 4 y 1 C) 2 y 1
D) 6 y 1 E) 4 y 2
13. Un átomo presenta trece electrones en
subniveles principales. Determine su distri­
bución electrónica.
A) 1s22s22p63s23p1
B) 1s22s22p63s23p54s24p1
C) 1s22s22p63s23p63d104s24p1
D) 1s22s22p63s23p63d104p1
E) 1s22s22p63s23p64s23d104p1
14. Un átomo presenta siete electrones en or­
bital esférico (subnivel sharp). Determine
su distribución electrónica.
:
Respecto del sistema atómico que presen­
ta la configuración electrónica
1$22s22p63s23p54s23d5
¿cuáles de las siguientes proposiciones son
correctas?
I. El mayor nivel de energía es 3.
II. Posee seis subniveles llenos de elec­
trones.
III. La capa M está semisaturada.
A) solo I B) solo II C) II y III
D) todas E) solo III
3i

125. Indique la configuración electrónica del
anión divalente del azufre (Z=16).
A) 1s22s22p63s23p4
B) 1s22s22p63s23p5
C) 1s22s22p63s23p6 ■
D) 1s22s22p63s23d6
E) 1s22s22p53d8
IB. Identifique la configuración electrónica del
catión tetravalente del manganeso (Z=25).
A) 1s22s22p63s23p64s°3d3
B) 1s22s22p63s23p64s23d1
C) 1s22s22p63s23p54s13d4
D) 1s22s22p63s23p54cP /
E) 1s22s22p53s23p64s24p2
23. Indique la especie química que resulta de
ser isoelectrónica con 23V
3+
A) 20Ca B) 22T¡
:2+
C) 17CI
3-
D) 26Fe
3+
E) 25Mn
2+
24. El átomo neutro basal del elemento quí­
mico (Z=25) posee............... orbitales con
electrones apareados y ................ orbitales
con electrones desapareados, respectiva­
mente.
A) 9 y 4
D) 10 y 4
B) 10 y 5 C) 11 y 3
E) 9 y 5
La configuración electrónica por orbitales
de. uná especie química eléctricamente
20. Determine el número atómico del elemen-4
/f'
to cuyo átomo perdió tres electrones al
oxidarse y alcanzó una configuración elec- 2
.
neutra es ^
i s22s¿2pj2p^2p“ 3s~3p;;
^ f*'
Indique lo que se puede afirmar.
trónica terminal 3d .
A) 20
D) 23
B) 21 C) 22
E) 24
21. Determine el número atómico del elemen­
to cuyo átomo ganó dos electrones al re­
ducirse y alcanzó una configuración elec­
trónica terminal 4p6.
A) 31
D) 34
B) 32 C) 33
E) 35
22. Indique la especie química que nn es iso­
electrónica con el átomo de neón (Z=10).
1+
A) ^Na
R) ,3AI3+
B) 7N:
1-
C) gF
E) 14S¡
4-
A) El número atómico es 12.
B) Posee dos orbitales con electrones
desapareados.
C) Posee dos orbitales esféricos.
D) Posee dos electrones de valencia.
E) Posee dos subniveles principales.
Identifique la configuración electrónica
para el átomo neutro con 42 protones en
el núcleo.
A) [Ar]4s1
3d5
B) [Ar] 6s1
4d5
C) [Kr] 6s24d5
D) [Kr] 5s1
4d5
E) [Kr]6s1
3d5

126. Calcule el máximo número de electrones
en cada caso.
Determine la energía relativa de cada sub­
capa e indique el subnivel con mayor es­
tabilidad.
4d, 3p, 2s, 2p, 5f
i
Orbital principal
Capa M
Nivel 4
Dé como respuesta la suma total de elec­
trones.
A) 2 B) 18 / C ) 32 |
D) 52 / E)' 60. :
# . V
- t¿
v"/ I :
I / , I ;
28. Respecto de los orbitales atómicos, indique
la secuencia correcta de verdad (V) o fal­
sedad (F).
I. Si presenta un electrón, se llama semi- :
• ¿Y
lleno.
II. Los orbitales tetralobulares presentan
más electrones que los orbitales esfé­
ricos.
III. Los degenerados forman un subnivel
de energía.
A) 4d B) 5f C) 2p
D) 2s E) 3p
Respecto del principio de aufbau, indique
la secuencia correcta de verdad (V) o fal­
sedad (F).
I. Los electrones se ordenan o configuran
de acuerdo con la energía relativa cre­
ciente.
II. Los subniveles con igual energía relati­
va se ordenan de acuerdo con el nivel.
III. Para pasar de un subnivel a otro, el
subnivel anteriordebe estar lleno.
A) W V B) VFV C) FFV
J f D) FFF K " E) W F
Dada la notación del núclido 28N¡d0, indi­
que las proposiciones incorrectas para su
respectivo átomo neutro.
I. En su zona extranuclear tiene 28 partí­
culas negativas.
II. Su distribución kernel es [Ar] 4s23d8.
III. Presenta cinco niveles de energía en su
configuración electrónica.
A) VVV B) VFV C) FFF
D) FVF E) W F2
9
29. ¿Cuál de los siguientes subniveles tiene
mayor energía relativa?
4f, 3d, 2p, 1s, 3p
B) 4f C) 2p
E) 3p
A) I y II B) solo I C) solo II
D) II y III E) solo III
Un átomo tiene 21 partículas en la zona ex-
tranuclear. Determine el número de niveles
llenos y el número de subniveles en su dis­
tribución electrónica.
A) 2 y 6 B) 2 y 7
D) 3 y 6
A) 3d
D) 1s
C) 3 y 8
E) 4 y 7

127. m-
Si el átomo de un elemento tiene 56 nu­
cleones fundamentales y 30 neutrones, in­
dique lo siguiente:
a. El número de niveles de energía com­
pletos o llenos que posee el átomo.
b. El número de subniveles llenos en su
distribución electrónica.
A) 4 y 6 B) 4 y 7 C ) 2 y 7
D) 2 y 6 E) 3 y 6
í
35. Un átomo neutro contiene en su núcleo 32
neutrones y presenta la siguiente estructu­
ra electrónica.
1s22s22p63s23p64s23d7
Con esta información, indique la notación
del núclido.
w A
A)
D)
22c
27E
:32
-59
B)
-27
32c C)
- E)
59
29f
:27
-60
36. Usando la regla de Hund, indique las distri­
buciones electrónicas correctas.
I. p4 : U 1 1
II. d3 : _ J ____1
______________
n
i. f8; u j _ j _ j _ l i í l
37. El átomo de un elemento tiene 16 neutro­
nes y como número de masa 31. Calcule
el número de orbitales semillenos en dicho
átomo.
A) 3 B) 1 C) 4
D) 5 E) 2
De los siguientes cationes, ¿qué configura
ciones electrónicas son correctas?
I. c Mg2t: 1s2s22p°
II. 25Mn3+: [Ar]4s23d2
III. 17CI1+
: [Ne]3s23p4
A) I, Il y III B) solo I C) I y III
D) solo II E) Il y III
Si un átomo tiene once orbitales llenos y cua
tro semillenos, determine su carga nuclear.
A) 24 B) 25 C) 26
, D) 27 E) 28
50. El átomo neutro de un elemento tiene doce
electrones con rotación antihoraria que re­
presenta como “flecha arriba” (1). Calcule
el número atómico de dicho átomo.
A) solo I B) I y III C) solo II
D) II y III E) solo III
A) 22 B) 20 C) 18
D) 25 E) 28
CLaves
1 6 1
1 16 : 21
i 26 31 36
í 2 7 12 17 22 27 32 37
3 8 13 18 ^ 23
i 28 33 38
| 4 9 14 19 24 : 29 34 39
5 10 15 20 25
o
m
35 40

128. ■ 'r
.. i 1 1,008 i
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11 22,990 12 24,305 f
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I 9 39,033 j 20 40,078 21 44,958 2
247,867 23 50,942 2 4 51,996 26 55,845 0n
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F C r M n Fe í
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j CALO O ! ESCANDIO TITANIO VANADIO CROMO MANGANESO HIERRO c c
37 85,468 38 87,62 i 3 9 86,906 40 91,224 41 92,906 42 95,95 43 (98) 44 101,07 4 5 i
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- L-> A Y Z r Nb M o T © Rii í
RUBiDIO ESTRONCIO YTRIO CIRCONIO NIOBIO MOLIBDENO TECNECIO RUTENIO R
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5 5 132,91
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5 6 137,33 5 7 - 7 1
7 2 178,49 73 180,95 74 183,84 7 5 186,81 76 190,23
■
77
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: 87 (223)
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8 9 - 1 0 3
1 0 4 (267) 1 0 5 (268) 1 0 6 (271) 1 0 7 (272) 1 0 8 (277) 109
Ra Ac-Lr ] O f f 1 D D lb m r c ffe
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Acffnidos RUTHERFOROIO DUBNIO SEABORGIO BODRIO HASSIO MED
;5 7 138,91 58 140,12 5 9 140.91
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6 0 144,24 61 (145) 62 150,36 63 151,96
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PALAL/ PLATA
3v
.65,38
Zn
CINC
4 8 112,41
Cd
CADMIO
Demos una mirada a nuestro alrededor. Los árboles que ob­
servamos, la arena, el concreto, los autos y nosotros mismos
estamos formados de diversas sustancias simples llamadas
elementos químicos.
Ya el hombre antiguo, hace algunos miles de años, conocía
.y utilizaba elementos metálicos como el cobre, el estaño, el
hierro, la plata y el oro. Con el transcurrir de los años, se dio
cuenta, de que muchas de las sustancias que conocía a su
vez estaban formadas por otras más simples a las que se les
denominó elementos.
A partir del siglo xix, cuando se incrementa de manera no­
table la cantidad de elementos conocidos, se dan los pri­
meros intentos de ordenamiento, buscándose para ello una
regularidad en sus propiedades. Gracias a los trabajos e in­
vestigaciones de esta época, de los que sobresale la tabla
de Mendeleiev, en el siglo xx se llega a establecer la tabla
periódica moderna que hoy conocemos, sustentada en la
comprensión de la estructura atómica y la configuración
electrónica de los elementos. Tabla periódica que la venimos
usando desde nuestra escuela y que resulta fundamental en
el estudio de la química.
Aprendizajes esperados
! 78 195,1 , ! 79 196,97 f 80 200,59
P
PLATINO
A U
9
8
110 (281) ! i (280)
MERCURIO
........... ___*i
112 (285)
Comprender cuál es el fundamento que se ha tenido en
cuenta para ordenar y clasificar los elementos.
Reconocer y diferenciar los principales elementos quími­
cos, agrupándolos según sus propiedades.
OA» MSTAR '(
i
i
¿Por que g e n e c e s a rio este conocimiento?
Permite tener una información ordenada y sistematizada de
los elementos, que nos facilita su estudio, comparación y di­
ferenciación. Asimismo, sienta las bases para el estudio de
los compuestos químicos, su nomenclatura, formulación y el
entendimiento del enlace químico que se establece entre los
átomos.

130. labia periódica de los elementos químicos
i i ¡jH ^ tvyT y.......... ........
; ifl , ■,
Para el siglo xix, era logico uti-
:rf lizar el peso atómico de los ele-
-------f.......................................... . , ■ . O S '
mentos para ordenarlos, aun-
- :: que esto traía consigo ciertos
errores o contradicciones.
debes confundir la masaató
mica, llamada también peso ató
mico, con el número de masa.
¡CuídoeSol
1. BREVE RESEÑA HISTÓRICA ■
A inicios del siglo xix, se conocían cerca de veinte elementos
químicos, entre ellos el fósforo, nitrógeno, hidrógeno y oxige­
no. Además, John Dalton propone la primera teoría atómica
y una forma práctica de calcular la masa atómica de los ele­
mentos. En ese contexto de nuevos descubrimientos y avances
científicos, veamos algunos intentos que se hicieron para orde­
nar los elementos hasta ese entonces conocidos.
1:1. Triadas de Dóbereinei (1817)
El químico alemán Johann Wolfgang Dóbereiner agrupó los
elementos en grupos de tres (triadas), cumpliéndose lo s¡-
quiente:
° Tenían propiedades químicas similares.
• El peso atómico (PÁ) def elemento central era aproximada­
mente el promedio de los dos elementos extremos.
Ejemplo
1. Analizamos la triada litio, sodio y potasio.
'%
> ^
.... •
—*
•
R:.„ J r Li Na K
j»
;iV
'" 7 23 39
pA(Na)=PAM |PA(K)
2. Analizamos la triada calcio, estroncio, bario.
Ca Sr Ba
40 87,6 137
PA(Sr)=
PA(Ca)+PA(Ba)
2

131. Aplicación 7
¿Con qué elementos de la siguiente tabla se puede armar una
triada de Dóbereiner?
Elemento
berilio
estroncio
potasio
cesio
rubidio
Peso atómico
9
87,6
39
133
85,5
Resolución
Con los datos de pesos atómicos, la triada que formaríamos de
acuerdo a la propuesta de Dóbereiner sería
K Cs
P A W , é i p
85,5 =
f ¿
39+133
2
%
- m 85,5 =86
-
%
f * x *
f V A ®
S-V-Zfr $-vV
, v V
1.2. Le y d e ¡as o c ta v a s de-N ¿**jfo }d s í$ j¡ $
El químico inglés John Alexander Newlands ordenó los ele­
mentos en orden creciente de sus pesos atómicos, tal como
se muestra a continuacióh, observándose que el octavo ele-
mento, partiendo .de uno de ellos, tenía propiedades similares
al primero.
— 1 £
i. 3 4 V|~6 m
"Li Be B c N 0 F
6,9 9 10,8 12 14 16 19
Na Mg Al Si P S Cl
23 24,3 27 28,1 31 32,1 35,5
K Ca
23 243
Ejemplo
• Sí tomamos como primer elemento el litio y contamos, el
segundo elemento es el berilio, el tercero es el boro,... hasta
llegar al octavo elemento que es el sodio. Se cumple que el
litio y sodio tienen propiedades químicas similares.
En las triadas de Dóbereiner,
el peso atómico del elemento
central no resulta necesaria­
mente igual al promedio de los
pesos atómicos de los elemen­
tos extremos, puede ser aproxi­
mado. Además, con el avance
de las ciencias y la tecnología, la
determinación de los pesos ató­
micos fue haciéndose cada vez
más precisa.
La ley de las octavas muestra
un patrón que Newlands rela­
cionó con la escala de las notas
musicales. Por desgracia, esta
propuesta fue motivo de burla
y menosprecio por parte de la
mayoría de los químicos de
la época.

132. John Alexander Reina Newlands
(1337-1893). Químico analítico
inglés considerado precursor en
la elaboración del sistema pe­
riódico de los elementos.
Aplicación 2
De acuerdo a lo planteado por Newlands y tomando como
referencia la tabla anterior, ¿cuál sería el elemento con propie­
dades similares al carbono?
Resolución
Según el peso atómico creciente de los elementos, el orden
establecido sería partiendo del carbono
C Ñ O F Na Mg Al Si
I o 2° 3o 4.° 5o 6 o 7° 8 o
ti pi it?r element
El químico ruso D. I. Mendeleiev dispuso en una tabla los 63
elementos conocidos hasta la fecha en orden creciente de sus
pesos atómicos, mostrándose filas horizontales que se deno­
minaron periodos y columnas verticales llamadas grupos. En
estos últimos se encontraban elementos con propiedades quí­
micas similares, debido a su igual valencia.
En 1870, el alemán Lothar Meyer
publicó una tabla periódica simi­
lar a la de Mendeleiev; sin em­
bargo, no hacía los predicciones
de elementos como sí lo hizo el
científico ruso.
, . . . i >
■ -'' ■ )
H
Li Be B C N 0 F
Na Mg Al Si P S Cl
K Ca
TI
V Cr Mh
Fe Co Ni
Cu Zn As Se Br
Rb Sr
Cd
Y Zr Nb Mo
1 Ru Rh Pd
Ag In Sn Sb Te
Cs Ba La
TI
Hf
Pb
Ta
W Os Ir Pt
Au Hg Bi
tabla propuesta por Mencialeiev
[

133. El mérito de Mendeleiev fue pronosticar la existencia de ele­
mentos como el galio, germanio y escandio, para los cuales
dejó casilleros vacíos. Incluso predijo cuáles iban a ser sus pro­
piedades.
Aplicación 3
Mendeleiev ordenó los elementos de acuerdo al tipo de com­
puestos que aquellos formaban al combinarse con
I. el oxígeno y el cloro.
II. el hidrógeno y el oxígeno.
III. el hidrógeno y el cloro
C u an d o los e le m e n to s se hallan
o rd en ad o s, su e stu d io se h ace
m ás fácil; a sí ta m b ié n o cu rre
co n los co m p u e sto s q u e fo rm an
cu an d o estos se co m b in a n .
Resolución
Veamos las columnas de la tabla de Mendeleiev. En el encabe­
zado, debajo de la numeración en romano, R es el símbolo del
elemento que se combina con el hidrógeno (H) y/o el oxíge­
no (O), los elementos muy comunes y referenciales en nuestro
planeta. &W A
- *.¿í
* V, « •,< # V,
H * / A J »
9 X /
?.. TABLA PERIOLJIC/v I k ^ ' Í X n a
O *.'
%
Gracias al avance en el conocimiento de la estructura atómica
y comprobándose que las propiedades de los elementos son
función del número atómico (Z) y no del peso atómico como
se pensaba antes, Alfred Werner diseña la actual tabla periódi­
ca a partir de la versión aportada por Mendeleiev.
Actualmente se considera a la tabla periódica moderna como
el ordenamiento de los elementos químicos en función de
• números atómicos crecientes
• configuraciones electrónicas
• propiedades físicas y químicas
Ley periódica moderna
En 1913, Henry Moseley, por
medio de un trabajo con ra­
yos X, demostró que las propie­
dades de los elementos varían
en función de lo que se llamó
más adelante número atómico,
es decir, el número de protones
en el núcleo del átomo.
Moseley murió a los 28 años
durante la Primera Guerra Mun­
dial. ¿Se imaginan cuánto más
hubiera aportado a la ciencia?
Esta tabla es una herramienta química que organiza, clasifica y
agrupa a los elementos en función de sus propiedades atómi­
cas y macroscópicas.

134. Aplicación 4
Sabiendo que el carbono tiene 6 protones en
su núcleo atómico, el litio 3 protones y e! mag­
nesio 12 protones, entonces, ¿qué se puede
afirmar?
I. El número atómico más bajo le correspon­
de al carbono.
II. El litio se ubica antes que el carbono en la
tabla periódica moderna.
III. El orden de la tabla periódica sería Li, C
y Mg.
Resolución
Recordemos que el número atómico es igual
al número de protones que el átomo del ele­
mento posee en su núcleo, y cada- elemento
tiene un número atómico característico.
Z = # p +
Entonces ordenamos los elementos de acuer­
do a su número atómico creciente.
Li
3
C Mg
12
Correcto
Los elementos se ordenan en la tabla pe­
riódica según su número atómico crecien­
te, así que primero hallarnos al litio, luego
al carbono y, finalmente, al magnesio.
Correcto
F L
n 6c
12Mg I___
k-f'%
;
1
3 V
¿
M
En esta tabla; los elementos se encuentran en
casilleros y representados con sus símbolos
correspondientes; a ello se le suma el número
atómico, el peso atómico y otros datos relacio­
nados con sus propiedades físicas y químicas.
Ejemplo
Entonces
I. Incorrecto
El número atómico más bajo le correspon­
de al litio.

135. a
u
í
K
-
O
D
O
w
TABLAPERIÓDICADE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
1
2
3
/
1 2
^KETikLES LIGEROS—
I A
1 1,001
72 H2,1
1 1J12 H A
3 5.541 4 9,012
60 L I 1,0 24o6 ©1.5
1 0,52 2 o .m
11 22,523 12 24,305
53 Fsí 3o.S 23oM Q 1,2
1 3,457 2 0,738
- GRUPOS -
9 10
~
11 12 13 14
Os
• £
W
N úm ero a t ó m ic o -----------,
Afinidad electrónica
(kJ/mol)
1 1,008
72
m;
1 1,312
Valencia----- -
- - P e s o atóm ico
„ - S im b o lo
-----Electronegatividad
_____1.a E n e rg ía de ionización
(M J/mol)
15 16
NO METALES
17 18
V I I I A
IIIA IVA VA VIA VIIA
IIIB I V B
------ METALES DE TRANSICIÓN O PESADOS
V B V I B V i IB /----------- V I IIB — IB IIB
5
;
'
?
■r
:-
2
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3■
; ■
■ 0,80.1
13 26,981
44 À I 1,5
3 0.578
6 1
2
,0
1
122 C 2,5
■
I 1,080
14 2S.056
lisi 'i'
4 ‘02
8
6
7 -'.14,01
9 W 3,0
1,402
15 30,973
7
4 P 2
,1
1,012
8 . 15,939
148 O 3,5
1,314
16 32,06
200 S 2,5
' 1,00
9 18,999
352 F 4,0
1,681
17 35,453
359C I 3,0
1,251
2 4,003
2f H © 2,4
: 2,372
10 20,179
29 N © 4 ,4
: 2,081
18 39,946
35 Á r 4,0
1,521
19 33.098
48 K 0,8
1 0,(19
20 40,08
15fiC3 1,0
2 0,59
21 44,955
16 S C 1,3
0,631
22 47,90
5 T
í 1,4
0,658
23 50,941
51 V 1,6
0,65
24 51,996
64 CF1,6
0,653
25 54,939
M n i.í
0,717
26 55,847
24 F G l,S
. 0,759
27 58,933
68 C O 1,8
0,758
28 53,51
1
1
1M
Í;1,8
0,737
29 «3,546
123C l l 1,9
0,745
30 65,37
Zrii6
o,m
31 53,72
36 O S 1,6
0,579
32 „ 72,59
iis ''.■
■
•
i.:;
4 ‘ 0,762
3
3
j
v / ' n
■
0,5-17
34 78,96
I94S S 2,4
0,947
35 79,909
345 B 1*2,8
. 1,140
36 33,60
Krs.o
1,351
37 65,467
47 R b o j
1 0,403
38 87,62
168 S r 1.0
2 0.549
39 88,906
Y 1,2
0,616
40 91,22
41 Zr1,3
0,66
41 92,906
86 N b 1.5
0,664
42 95.94
72M 0 1,6
0,685
43 99
e
o
sT
©1,7
0,702
44: 101,07
10
6R
u1.8
0,711
45 102,905
1
1
0R h 1,8
0,72
46 106,4
137P d 1,8
0,805
47 107,868
125Á Q 1.6
0,731
48 11140
L?d1
,6
0,868
43 114,82
¡¿ 1,7
0,558
50 115,69
119 S i l 1,8
4 0,709
51 ■ i2 m .
.l0íS.P;fs
. 0.331
52 -727,60
iro í 2
.1
53 126,904
315 i 2,5
1,008
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2
7
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otro
54 <37,3
40 X © 2,6
1,170
6
7
55 132.905
45 C S o ,7
í 0,775
56 «7,34
52 B3 0.9
2 0,503
57 J38,905
58 L . 3 1,1
0,533
72 1
7
8
,4
9
H
f1,
73 180,948
31 T a 1,4
0,761
74 183,85
79 W1.5
0,77
75 1
8
6
,2
0
;
«Rev
0.7É
76 Í3Á27
ÍO o O S 1.9
0,84
I T 192,22
151 ! f 1,9
: 0,878
78 195,09
205 P t 1,8
0,87
79 196,966
2
2
2
À
U1,9
0,69
£0 200,59
HQi7
81 204,37
48 I l 1,6
0,589
82 207,2
101 P
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0,716
33 208,98
1
0
1E
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91
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0,703
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-
r á P o 2,0.
0
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2
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8
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3
3
Rn
1,037
87 323
44 Fro
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1 0,364
88 226,025
R H 0,9
0.519
89 227
Aci.i
0
.4
9
104 105 106 107 108 109 1
1
0 111 112 113 114 115
(
K
t
e C ( n ) c tP0;
116
(Lw®
117 118
T a
metal
no
metal
ELEMENTOS DE TRANSICIÓN INTERNA
Lantánldos
*
6
Actínldos
metaloide *’ 7
58 186,12 59 140,907 60 144,24 61 1« 62 150,35 63 151,96 64 157,25 65 158,925 66 162,50 67 154,93 68 167,20 69 168,934 70 173,04 71 173.17
48 C
©
1,1 43 P r 14 48 N d . , i 4sPff¡J¡)l,l - ís S r r ii.i 43 E L( 1,1 48 G d 1,1 43 T b 11 43 D y n 43 H O 1.1 48 E r 1.1 43Yb1,0 43 L l l 1,7
0,528 0,523 0,53 0,531 0,543 0,547 0,592 0,564 0,572 0,531 0,559 0,597 0,603 0,540
90 252.038 91 231,035 92 238,029 93 237,M 94 242 95 243 S6 247 97 247 98 251 99 251 100 353 101 255 102 254 103 257
T h u P3 1,3 U1,5 M p u [ P (
L
O
1,3 M ) l , 3 © I H l.3 i f c l , 3 © Í F 1,3 [Eü)1,3 F i n 1.3 K M 1,3 (M I® 1,3 L i r i.*
0,59 0,57 0,59 0,W 0,555 0,573 0,581 0,60f o,eos 0,619 0,627 0,635 0,642 0,656
T I E R R A S
¡> R A R A S
(IIIB )
Tran su rán id o s
(Elem en to s artificiales)
Capítulo
4
Tabla
periódica
de
los
elementos
químico:

136. COLECCIÓN ESENCIAL Lumbreras Editores
2.1.1. Descripción por grupos y periodos
Al observar la tabla, podemos encontrar a los elementos agru­
pados de dos formas:
. Impwiañté:':
3! í
:
¿
Solo existen 90 elementos
naturales. Antes del uranio,
hallamos dos elementos ar­
tificiales: el tecnecio y el pro­
metió; después del uranio
todos son artificiales.
El bloque que se. halla de­
bajo del bloque principal,
conocido como el de los
metales de transición interna
o tierras raras, pertenece al
mismo grupo, IIIB, y corres­
ponde a elementos que por
su número atómico le siguen
al lantano y al actinio.
1
2
periodo 3
g
r
pupos A u
IA
P
0
IIA IDA
O
grupos B
1
VIIIA
VilA
IIIB IIB
3 niveles
© » )
7 i
IIIB
i: á ¡fa , ' m s m .
2nodbs m ." ^ 7 /Bif 7
s
t *.v<
»
. ¿
r
a. Pe €
¡ iß r U
Son las filas horizontales que contienen a elementos quími­
cos con el mismo número de niveles de energía.
%
■
%/y
0 e
' v
Ejemplo
El periodo 3 empieza con el sodio, le sigue el magnesio y
así hasta llegar al argón. Si hacemos la configuración elec­
trónica de estos elementos, veríamos que todos tienen 3
niveles de energía.
^Na: [ 10Ne]3s1
12Mg: [ 10Ne]3s2
i8Ar: [io Ne] 3s23p6
q
n." periodo ~n.° niveles de energía I
I
Entonces

137. Aplicación 5
Observando la tabla periódica moderna, con respecto a los pe­
riodos no es correcto afirmar que
I. un átomo de berilio posee dos niveles de energía.
II. en el tercer periodo solo hay 6 elementos.
III. un átomo de estroncio y uno de plata tienen igual número
de niveles de energía.
Resolución
I. Incorrecto
El berilio se ubica en el segundo periodo, con ello deduci­
mos que sus átomos poseen 2 niveles de energía.
II. Incorrectcp ;
El tercer periodo de la tabla periódica presenta 8 elementos
que van desde el sodio (Na) hasta el argón (Ar).
t i * .*&
&
&
**'
f. ém? t w i * ¿
III. Correcto
El estroncio (Sr) y la plata (Ag) se hallan en el mismo pe-
riodo (el quinto); es decir, los átomos de ambos elementos
poseen 5 niveles de energía.
. J T S f 0' ■ A /
b. Grupos ^
Son las columnas verticales que contienen a elementos
químicos con propiedades químicas similares, esto debido
a que en su última capa tienen una configuración electró­
nica también similar.
Bajo la forma tradicional o antigua, los grupos se clasifican
de la siguiente manera:
8 grupos A:
16 grupos«
8 grupos B:
llamados elementos
representativos
IA, IIA, NIA, ..., VIIIA
llamados elementos
de transición
IIIB, IVB,..., VIIIB, IB, IIB
En el grupo IVA hallamos un no
metal muy importante para la
vida, el carbono; un metaloide
empleado en circuitos electró­
nicos, el silicio; y un metal muy
i conocido, el plomo. Es decir,
en el mismo grupo observa­
mos elementos con naturaleza
y aplicaciones distintas.
h.
i
La ubicación del hidrógeno cau­
só discrepancias; algunos auto­
res, incluso, lo colocaban junto
a los halógenos. Sin embargo,
en la actualidad, oficialmente se
ubica en el grupo IA por su con­
figuración electrónica.
ms
-
.

138. Fijémonos en el grupo VI11B; en esta clasificación, es el único
grupo formado por tres columnas.
Veamos la relación de la configuración electrónica con las pro­
piedades de los elementos y los nombres por grupos.
Grupos A
El nombreasignadoalosgrupos
es de acuerdoa las propiedades
2 químicas de los elementos; casó
contrario, se toma en cuen-
L ta al elemento'que encabeza
I dicho grupo.
m Ejemplo
VIIA: halógeno, que significa
'formador de sales'.
j j ; /j ■
y . S ' < - - , ‘
| }ij - . ■
c VA: nitrogenoide, también lla­
madofamilia del nitrógeno.
'{///A
hi
l
Vv IÍH
IA
_ Metales alcalinos
...ns1
(excepto el hidrógeno)
IIA Metales alcalino-térreos ...ns¿
M
IA Térreos o boroides ,.ns2np
IVA Carbonoides % ,.ns2np‘
VA
Á
íí -A:■ %
i Nitrógenóides .,.ns2np;
VIA Anfígenos o calcógenos ..ns2np'
VIIA
v
?
' ,í
f
l
A y alógenos , / J,J
.
/
>
«
Ó
..ns2npí
VIIIA Gases nobles
2 (
.. ns np
Del cuadro anterior, debemos resaltar lo siguiente:
• El helio tiene su configuración electrónica 1s2y debería ubi-
carse en el grupo IIA. Por ser un elemento gaseoso muy
estable, se ubica como un gas noble en el grupo VIIIA.
• En la tabla anterior, la letra n de la configuración electróni­
ca final corresponde al mayor nivel, llamado también últi­
mo nivel o capa de valencia.
Entonces
# grupo A - #e (último nivel) |
J
Ejemplo
Un elemento del grupo IIA tiene dos electrones de valencia,
mientras que un elemento del grupo VIIA tiene siete electrones
de valencia.

139. Aplicación 6
Con respecto a los grupos de los elementos representativos,
indique la verdad (V) o falsedad (F) de cada proposición
I. Un elemento calcógeno tiene 6 electrones de valencia.
II. Si dos elementos se hallan en el grupo IIA, tienen propieda­
des químicas similares.
III. Si un elemento posee 3 electrones en su capa de valencia,
se trata de un carbonoide.
Resolución
I. Verdadera
El término calcógeno corresponde al grupo VIA. Entonces
un elemento de ese grupo posee 6 electrones en su último
nivel; es decir, 6 electrones de valencia.
II. Verdadera
Todos los elementos de un mismo grupo poseen un mismo
número de electrones de valencia; por ello, sus propieda­
des químicas son similares.
III. Falsa
Con 3 electrones de valencia, el elemento se ubica en el
grupo NIA, al cual se le denomina grupo de los tórreos o
boroides.
Aplicación 7 ’
Si el fósforo combinado con el cloro forma el tricloruro de fós­
foro, PCI3, ¿cuál será la fórmula del compuesto que forman el
arsénico y bromo?
Resolución
Sabemos que los elementos de un mismo grupo tienen por lo
general propiedades químicas similares. Observando la tabla
periódica vemos
• El P y el As pertenecen al grupo VA.
• El Cl y Br pertenecen al grupo VIIA.
Entonces, cuando un elemento del VA se combine con uno del
VIIA, la proporción de combinación entre sus átomos será de
1 a 3 como se observa en el PCI3. Por lo tanto, la fórmula del
compuesto formado por As y Br será AsBr3.
Los elementos más conocidos y
usados frecuentemente son los
representativos; por ello, debe­
mos recordar a los más impor­
tantes de cada grupo.
I n
Los electrones de la última capa
reciben el nombre de electrones
de valencia.
Grupo #e valencia
IA .......... ......... 1
IIA .......... .......... 2
IIIA .......... ......... 3
IVA .......... .......... 4
VA .......... ......... 5
VIA .................... 6
VIIA ................... 7
VIIIA ...... ñ

140. COLECCIÓN ESENCIAL Lumbreras Editores
____________________________________________________ 1
__________________ ._______________ ' -
Grupos B: elementos de transición
Se trata de un conjunto de elementos metáli­
cos que se encuentran en la parte central de la
tabla periódica.
Así tenemos:
* El grupo IB está formado por elementos
que no cumplen con la regla de Sarrus, por
ejemplo, el cobre.
29C u :[18Ar]4s13d1
0
IIIB familia de escandio ...ns2(n-1)d1
IVB familia de titanio ...ns2(n-1)d2
VB familia del vanadio ... ns2(n-l)d3
VIB familia del cromo
-
...ns2(n-1)d4
„.■..
VIIB
familia del
manganeso
'V
'. Ó
/;/ .V ■
... ns2(n-1)d5
VIIIB
metales
ferromagnéticos
...ns2(n-1)d6;7;8
IB
metales de
acuñación
...nsl(n-1)d1
?
IIB elementos puente ...ns2(n-1)d1
0
Del cuadro anterior, debemos resaltar lo si­
guiente:
• En el grupo VIB hay elementos con distri­
bución: ns1
(n-1)d5, como el cromo.
24C r:[l8 Ar] 4s1 3d5
• Como el grupo VIIIB está formado por tres
columnas, tiene entonces tres posibles ter­
minaciones en su configuración electróní-
Los elementos de transición interna o tierras
j raras ubicados en el bloque inferior de la tabla
pertenecen todos ai grupo DIB.
A plica ció n 8
Observando la parte central de la tabla pe­
riódica, ubicamos los elementos de transi­
ción, con respecto a sus grupos, podemos
afirmar que .
I. el grupo IB se halla a la izquierda.
II. el cobalto es un ferromagnético.
III. el oro es un metal de acuñación.
Reso lu c ió n
I. Incorrecto
De izquierda a derecha, la numeración de
los grupos B se inicia con el IIIB, liega al
VIIIB y luego baja al IB y IIB. Si observamos
la tabla, el grupo IB se halla a la derecha.
II. Correcto
El grupo denominado ferromagnético es el
VIIIB y se halla encabezado por el hierro
(Fe), cobalto (Co) y níquel (Ni).
III. Correcto
Se denominan metales de acuñación a
aquellos metales con los que se hacen
monedas y medallas. Es el caso del cobre
(Cu), plata (Ag) y oro (Au), y corresponden
al grupo IB.

141. 2.1,2, Descripción por zonas, sectores o bloques
Para comprender bien esta parte, simplemente debemos ob­
servar en qué subnivel termina la configuración electrónica de
los elementos.
f1 f2 ...
s1
p 5
s2 p1 p2 - .......|
d1 d2 ... d10
bloque bloque
s bloque P
d
•
..._
_ . . _ _____
•d4
X bloque f
# T ’ ~
Observamos cuatro bloques, justamente coinciden con los
cuatro tipos de subniveles que conocemos.
'V
V ^ y// ‘
/ '¿ j .^^2
Si un elemento termina su configuración en el subnivel s, en­
tonces se ubica en el bloque s; si termina en p, entonces se
ubica en el bloque p, y así sucesivamente.
Ejemplos ^
1. Analicemos el caso del bario (Z=56).
Al hacer su configuración, tenemos
56Ba :[ 54Xe]6s2
Termina en
el subnivel s.
Se ubica en
el bloque s.
2. Analicemos el caso del manganeso (Z=25).
Al hacer su configuración, tenemos
2SMn: [is Ar] 4s23d5
Termina en Se ubica en
el subnivel d. el bloque d.
• El acero que contiene prin­
cipalmente hierro, es una
aleación usada para fabri­
car diversos materiales, cor
ejemplo, tornillos, clavos, etc.
• El oro, metal precioso, es el
más dúctil y maleable, usado
ampliamente en joyería.

142. Aplicación 9
Indique la verdad (V) o falsedad (F) de cada afirmación
I. El estaño es un elemento ubicado en el bloque p de la tabla
periódica (Z=50).
II. En el bloque s de la tabla periódica, hallamos metales alca­
linos y alcalinotérreos.
III. Un elemento del cuarto periodo puede ubicarse en el blo­
que s o p únicamente.
■ - . ~:rs
N
®olvide .-.
El aire que respiramos está for­
mado por elementos no metá­
licos y compuestos formados
también por no metales.
• •• • • t 4
Resolución
I. Verdadera.
Para confirmar esto, hagamos la configuración electrónica
del estaño y veamos en qué subnivei finaliza.
50 sn:[36Kr]5s24d’05p2
II. Verdadera
El bloque s está formado por el grupo IA (alcalino), excepto
el hidrógeno y el grupo IIA (alcalino térreo).
III. Falsa / ‘K '
Al observar el cuarto periodo de la tabla periódica hallamos
elementos que corresponden al bloque s, al d y al p.
En esta parte nos centraremos en diferenciar los elementos de
acuerdo a sus propiedades físicas y químicas.
Revisemos la tabla periódica, en ella reconoceremos tres zonas:
Metales

143. a. Metales
Propiedades físicas:
• Son sólidos en condiciones ambientales, excepto el mercu­
rio, que es líquido.
• Tienen un color plateado, a excepción del cobre y el oro;
además, exhiben un brillo característico.
• Son buenos conductores del calor y de la corriente eléctrica.
• Son maleables, es decir, pueden formar láminas.
• Son dúctiles, es decir, con ellos se pueden formar hilos.
Propiedad química: oxidación
Estos elementos por tener pocos electrones en la última capa
tienden a perderlos con facilidad.
Ejemplos
Oxidación del sodio (Z=1!)
¡
% J
g
m
r s
<
t ■
’*
&» ;/
X <&r /
X y
Oxidación del
:l{A
' iW
kn
.1 t.A 1:-
/Jy
r%
&s y
(Z=20). .
w ,,
w | /' z
. M
*
20Ca: ^
■
'A
í
•Vfr
V n,( ’
W
20Ca+2
b. No metales
Propiedades físicas:
• En condiciones ambientales, encontramos algunos no me­
tales sólidos, solo hay un líquido (el bromo), y los restantes
son gaseosos.
- sólidos: C, P, l2, S,...
- gases: He, H2, N2, ...
En las pilas comunes, el carbono
(grafito), pese a no ser un metal,
actúa como cátodo.
• Su coloración es variada; así tenemos al azufre de color
amarillo verdoso, el oxígeno incoloro, el bromo rojizo, etc.
• Son malos conductores del calor y de la corriente eléctrica.
Un caso excepcional es el carbono, que bajo la forma de
grafito, resulta muy buen conductor eléctrico.

144. Propiedad química: reducción
Estos elementos tienden a ganar electrones, para completar el
octeto electrónico.
Ejemplos
° Reducción del cloro (Z=17)
7
C!
electrón
17
átomo
neutro
17Cl
-1
*
• Reducción del nitrógeno (Z=7)
,N ,N‘
Son elementos que poseen propiedades intermedias entre los
metales y no metales. Se resalta en ellos su uso como semicon­
ductores, es decir, pueden conducir la corriente eléctrica mejor
que los no metales, pero sin igualara los metales. Son ocho los
elementos semimetálicos: B, Si, Ge, As, 5b, Te y Po.
Aplicación 10
¿Cuáles de las siguientes proposiciones son correctas?
I. El plomo es un metal de transición que tiende a oxidarse.
II. El nitrógeno es un elemento con alta conductividad eléctrica.
III. E! silicio es un sólido semimetálico con cuatro electrones de
valencia.
Resolución
I. Incorrecta
Al observar la tabla periódica, vemos que el plomo se halla
en el bloque p, se trata de un metal representativo (IVA).
Como metal, su tendencia natural es oxidarse; es decir, per­
der electrones.
II. Incorrecta
El nitrógeno se halla en la tabla periódica al lado derecho
y arriba, en la zona de los no metales. Es un elemento no
metálico mal conductor eléctrico.

145. III. Correcta
El silicio forma parte de los metaiuides o semirnetales. Es
un semiconductor de la corriente eléctrica y se ubica en el
grupo IVA; por ello, deducimos que tiene 4 electrones de
valencia.
22. Ubicación de un elemento en la tabla periódica
Si alguien nos pregunta dónde se ubica el azufre, la respuesta
no puede ser debajo del oxígeno o a la derecha del fósforo,
porque otra vez nos preguntaría dónde se ubican estos últi­
mos. Lo correcto es responder el periodo y grupo donde se
encuentra el elemento, para que al entrecruzarlos en la tabla
periódica se logre ubicarlo. Veamos.
1
2
periodo 3
7
9
r
u
P
o
VÍA
_ _ _ _ _ I
...p
Entonces el azufre se ubica en el tercer periodo y grupo VIA.
Pero, ¿cómo daríamos la ubicación de un elemento sin ver la
tabla periódica?
La respuesta es sencilla, basándonos en la configuración elec­
trónica del elemento.
Trabajemos con el caso más práctico, el de los elementos re­
presentativos; es decir, aquellos que pertenecen a los grupos A
y, por consiguiente, se hallan en los bloques s y p.
Entonces al hacer la configuración electrónica hay dos posibi­
lidades:
_ O ...ns1 -> grupo IA
• E: ...ns
...ns —
» grupo HA
Observe la tabla periódica. No­
tará que en la parte superior hay
una numeración de! 1 al 18 co­
rrespondiente a cada grupo. Esta
es la forma moderna de numerar
los grupos según la IUPAC.
Para elementos representativos,
tenemos la
ción:
siguiente numera-
Tradicional IUPAC
JA ...... ............ 1
I1A ..... ............. 2
IIIA .................. 13
IVA ................. 14
VA .... :............ 15
VIA .....
VilA .... ............. 17
VIIIA ..... ............. 18
• ZE: ...ns2n p °{p 1
, p2( ... p6 -> grupo IIIA, IVA ... VIIIA

146. En síntesis 4. Ubicamos el bromo (Z=35).
r
! # de periodo-mayor nivel de energía (n)
Termina en el sub-
35
# de grupo-# e~(s) +# e (p)
suma de les electrones de los subniveles s y p
del mayor o ultimo nivel
Ejemplos
1. Ubicamos al potasio (Z=19).
BnfigAr] 4s 3d 4p —
>n¡ve¡ p y t¡ene en
total 7 e" en el ma­
yor nivel.
oenodo4 | o TLILK
igK :[i8A r]4 s 1 —
>
Termina en el
mayor nivel
oeriodo 4
J
Aplicación 11
Identifique al posible elemento químico que
cumple con las siguientes condiciones:
o Su número atómico es dos unidades me­
nor que el de un gas noble.
• Se halla en estado gaseoso en condiciones
ambientales.;,
i Xx/ rjf/
i r jmw / ■ » "w * y -
Ayúdese analizando ¡a tabla periódica.
y : I?
subhivel s con 1 e
W A í
4----- m 04Ék
✓
•$ %<
y
:« 9 x. r
t i
y& RBSQlÜeiON
2. Ubicamos al estroncio (Z=38).
* 4 “ Analizamos las condiciones.
%
38$r: [ 36^r] —
>
Termina en el subnivel s
con 2 e”
[ Grupo IIA-
periodo j
J. Ubicamos al fósforo (Z=15).
5
P :[10Ne] 3s23pJ ->
3 Termina en el subni-
-
vel p y tiene en total
5 e" en el mayor nivel.
p
t.Miodo !
• j
Grupo VA
Ì
* Como los gases nobles se ubican en el
grupo VIIIA, un elemento con un número
atómico menor en dos unidades se hallará
en el grupo VIA.
« En el grupo VIA el único elemento gaseoso
a condiciones ambientales es el oxígeno.
Aplicación 1
2
Al hacer la ubicación del arsénico (Z=33) en la
tabla periódica, ¿qué se afirma?
I. Es un metaloide con 5 electrones de valencia.
II. Se trata de un nitrogenoide.
III. Se halla en el cuarto periodo y tiene pro­
piedades similares al fósforo.

147. Resolución Con la información dada, 4 electrones en la
Para ubicar al arsénico primero hacemos su cuarta capa (4.° nivel), hacemos la configura-
configuración electrónica. ción electrónica.
33 A s:[ls Ar] 4s23d104p3 .
capa dé valencia: 4
'-V valertoa: 5
zE :[ 18Ar]4s23dl04p2
4 O n jwp| At_-
Entonces su ubicación es
periodo: 4
grupo: VA (nitrogenoide)
Ubicación:
Periodo 4 y grupo IVA
De la relación, el único elemento que se en­
cuentra en el grupo IVA es el silicio.
I. Correcto '
El arsénico es uno de los elementos meta­
loides y posee 5 electrones de valencia.
II. Correcto
A los elementos del grupo VA se les deno-;
mina nitrogenoide.
III. Correcto
Al igual que el arsénico, el fósforo tam­
bién se halla en el grupo VA; por ello, son
elementos con propiedades químicas si­
milares.
A p l ic a c ió n 74
¿A qué familia pertenece un elemento metá­
lico que no se halla en forma libre en la na­
turaleza, y al combinarse con otros elementos
tiende a perder su único electrón de la capa
más externa?
R e s o l u c ió n
Si un metal no se halla en forma libre en la
naturaleza es porque resulta muy reactivo y su
forma más estable es como parte de un com ­
puesto.
Aplicación 13
El átomo de un elemento posee cuatro elec­
trones en su cuarta capa. ¿Cuál de los siguien­
tes elementos tendría propiedades químicas
similares al primero?
5B, 14Si, 17CI y 38Sr
Resolución
Para predecir que dos elementos tengan pro­
piedades químicas similares, estos deben ha­
llarse en el mismo grupo de la tabla periódica.
Si además tiene un solo electrón en la capa
más externa (último nivel); es decir, posee un
electrón de valencia, por lo tanto se trata de un
metal alcalino (IA).
V

148. El sodio es un metal alcalino
muy blando, incluso se puede
cortar con un cuchillo.
El calcio que requiere nuestro
organismo está presente en ali­
mentos como los lácteos.
Grupo IA (1): alcalinos
Son metales blandos y muy reactivos, incluso reaccionan con
el agua en condiciones ambientales. Esto se debe a la gran
facilidad que tienen de perder su único electrón de valencia.
Destacan el sodio y el potasio, necesarios en nuestro organis­
mo para la transmisión de impulsos nerviosos, además del litio
usado en las baterías de los celulares.
Grupo HA (2): alcaíino-térreos
Son metales, pero de mayor dureza y menor reactividad que
los alcalinos. Sus temperaturas o puntos de fusión son más ele­
vados. Resaltan el magnesio, que forma parte de la clorofila
en las plantas, y el calcio, presente en los huesos y dientes, así
como también en la cáscara de los huevos y el mármol.
Grupo ISIA (3): tórreos
De ellos, el boro es un metaloide y los restantes son metales,
de los que destaca el aluminio por su gran conductividad eléc­
trica, su baja densidad y resistencia a la corrosión; lo hallamos
en ollas, marcos de ventanas, autos, entre otros.
Grupo IVA (14): carbonoides
En este grupo encontramos un no metal, como el carbono,
presente en todo compuesto orgánico; el silicio y germanio,
metaloides, usados en chips, diodos y transistores; y el estaño
y plomo, utilizados en soldadura y aleaciones.
Grupo VA (15): nitrogenoides
El elemento que resalta es el nitrógeno, dado que forma parte
del aire y lo encontramos también en proteínas y vitaminas;
además, muchos fertilizantes y productos de limpieza también
lo contienen. Le sigue el fósforo, que lo hallamos en los cerillos,
detergentes y fertilizantes.

149. Grupo VIA (16): anfígenos
Indiscutiblemente, el oxígeno es el que más conocemos, no
solo por su importancia en la respiración de los seres vivos,
sino porque form.a parte del agua, óxidos y otros compuestos.
No olvidemos que bajo la forma de ozono, nos protege de la
radiación ultravioleta proveniente del Sol. Le sigue el azufre,
quecompone al ácido más importante en la industria: el ácido
sulfúrico.
Grupo VIIA (17): halógenos
Todos son no metales y muy reactivos.-Por ello, al igual que los
alcalinos, no se hallan en forma libre en la naturaleza; esto se
explica por su facilidad de ganar un electrón en su última capa.
El flúor lo hallamos en las pastas dentales y en el teflón. El cloro
está presente en la sal de cocina y en el ácido muriàtico.
Grupo VIIIA (18): gases nobles
Son sustancias gaseosas monoatómicas de gran estabilidad
por tener su último nivel lleno. El helio se usa para inflar globos
y es mezclado con oxígeno en los balones de los buzos. El
V
%
:|Í )§ Ó Y'
neón es conocido por su uso en avisos luminosos.
A plicación 75
Elija el par de elementos que crea usted reaccionarán entre sí
con mayor facilidad en condiciones ambientales.
I. He y Cl2
II. C y Si
III. Al y S
IV. K y Cl2
Resolu ció n
Los gases nobles como el He, Ne y Xe, son inertes en condi­
ciones ambientales. En el resto de elementos, los metales más
reactivos son los alcalinos, como el potasio (K); y los no metales
más reactivos son los halógenos, como el cloro (Cl2). Entonces'
la respuesta es IV.
I
i
I
i
i
El nitrógeno forma parte de las
proteínas que consumimos en
los alimentos.
El flúor que protege nuestros
dientes lo hallamos en las pas­
tas dentales.
55

150. COLECCIÓN ESENCIAL
™ ~ 1
■
'1^
#ít-v
-r-'J, . .
Biografía
Dimitri Ivanovich Mendeléiev
Nació el 8 de febrero de 1834 en Tobolsk (Siberia). Cursó estudios de
Química en la Universidad de San Petersburgo y, en 1859, en la Univer­
sidad de Heidelberg, donde conoció al químico italiano Stanislao Canni­
zzaro. Regresó a San Petersburgo y trabajó como profesor de Química
en el Instituto Técnico en 1863 y como profesor de Química General en la
Universidad de San Petersburgo en 1866; Escribió los dos volúmenes de
Principios en química (1868-1870). Intentó clasificar los elementos según
sus propiedades químicas' En el año 1869, publicó la primera versión de
la tabla periódica. En 1871, publicó una versión corregida. También realizó
investigaciones en el estudio de la teoría química de la disolución, la ex­
pansión térmica de los líquidos y la naturaleza del petróleo. En el año 1887,
comenzó un viaje en globo en solitario para realizar un estudio sobre un
eclipse solar. En 1893, fue nombrado director del departamento de Pesas y Medidas de San Petersburgo.
Dimitri Mendeleiev falleció el 2 de febrero de 1907 en San Petersburgo. Fue honrado con el nombre del
elemento 101: mendelevio.
w i f _
.."/A
i; a
i ...L
s
i
w m m ¿m
V,;?'
Vamos a dar una relación de elementos conocidos: cobre, plata, oro,
hierro, carbono, azufre, fósforo, oxígeno, germanio, silicio, nitróge­
no, aluminio, calcio, bromo, teluro, litio, boro y cloro.
1. Trate de recordar los símbolos correspondientes en cada uno de
ellos.
2. Agrúpelos según sus propiedades físicas y químicas en metales,
no metales y metaloides.
3. Trate de formar el mayor número de palabras con los símbolos, sin tomar en cuenta que las letras
sean mayúsculas o minúsculas.
4. Escriba todos los símbolos que pueda formar con las letras de su nombre y apellidos.

151. Periodos y grupos
TABLA PERIÓDICA MODERNA
|
ordenamiento de
elementos según
>
-------------- 1
--------------
' t y..
Bloques ^
1
- T - -^Sñí.
Propiedades
ijitimo >
-
,fipniv»3
S
Periodos Grupos [ s | f í ^ p 1 1 Metales j Metaloides
(filas) (columnas) j L
^ 4
Tik
1
i
No metales
/---------- ~wwf%
•qu;*’ numero de
Elementos
r
Elementos
conductividad
eléctrica
representativos de transición
' q aos lì
r
Niveles
Electrones
de valencia
k #
•' o
..:.e .o
í
—
:-
>
<
-
Buena Semiconductor Mala
Línea de tiempo
sVs
Dobereirier Newlands
diferentes similares
(triadas)
1817
(octavas)
1864
Tabla periódica
moderna
Mendeléiev Moseley
(tabla) (ley periódica moderna)
L
1869 1913 1920
Modelo atómico
moderno
_y

152. RESOLVEMOS JUNTOS
Problema N,‘ 1
Los intentos de ordenamiento de los elemen­
tos del siglo xix no tomaron en cuenta lo si­
guiente:
I. Las propiedades físicas y químicas
II. La masa atómica
III. El número de protones
IV. El número de masa
A) solo I B) I y II C) solo III
D) III y IV E) solo IV
Rcr,elución
Para el siglo xix se conocían algunas propieda­
des, tanto físicas (el color, la dureza, el punto
de fusión, etc.) como químicas (la reactividad
frente a otras sustancias). Sin embargo, eran
aún desconocidos el protón y el neutrón; por
ende, el concepto de número atómico y nú­
mero de masa.
C l a v e •/
Problema NT ?____________________ /
Relacione el personaje con sus aportes al de­
sarrollo del ordenamiento de los elementos.
I. Moseley
II. Dóbereiner
III. Mendeléiev
IV. Newlands
a. Las propiedades de los elementos varían
en función periódica de sus números ató­
micos.
b. Según la posición de un elemento en la ta­
bla, se puede predecir sus propiedades.
c. Formó tríadas de elementos con propieda­
des similares.
d. En su ordenamiento, el primer elemento y
el octavo tienen propiedades similares.
A) la, llb, lile, IVd
B) la, lie, lllb, IVd
C) Ib, lia, lile, IVcJ
D) le, llb, llld, IVa
E) Id, llb, lile, IVa
Resolución
Revisando la evolución del ordenamiento de
los elementos, tenemos lo siguiente:
° Dóbereiner: triadas de elementos
• Newlands: ley de octavas
• Mendeléiev: tabla en función de propiedades
° Moseley: ley periódica moderna
Clave
Marque el enunciado que no corresponde a la
tabla periódica moderna.
A) Hay estrecha relación entre el ordenamien­
to de los elementos y su configuración
electrónica.
B) Se evidencia la diferencia entre metales y
no metales por la posición del elemento.
C) Los elementos se ordenan en función de su
número atómico creciente.
D) Se pueden diferenciar los elementos natu­
rales de los artificiales.
E) Todos los elementos se agrupan en un solo
bloque principal.
Resolución
a) Corresponde
De acuerdo como termine la configuración
electrónica de un elemento, este se ubicará
en un periodo y grupo correspondiente.

153. b) Corresponde
Al ver la tabla periódica, apreciamos los
metales en la parte central e izquierda,
mientras que los no metales se hallan a
la derecha. Esta diferencia se evidencia a
través de colores característicos de estas
zonas de la tabla.
c) Corresponde
El hidrógeno se halla en el primer casillero
o ubicación de la tabla, pues su número
atómico es 1; el helio es el segundo, pues
su número atómico es 2, y así sucesiva­
mente.
d) Corresponde
Luego del uranio, del elemento 93 (neptu­
nio) en adelante todos son,artificiales; y an­
tes del uranio, los elementos 43 (tecnecio) :
y 61 (prometió) también lo son. Común- I
mente, en la tabla, esta diferencia se esta- f
blece con un color diferente en el símbolo
de estos elementos.
e) No corresponde
En la tabla, hay un bloque principal donde
se encuentran la mayoría de los elementos,
y un bloque más corto, en la parte inferior,
correspondiente a los elementos de transi­
ción interna o tierras raras.
Veamos
Clave
Complete el párrafo según corresponda.
El periodo....................tiene solo dos elementos
químicos, mientras el segundo y tercer perio­
do tienen, cada uno,....................elementos. Los
periodos....................y ......................tienen ambos
18 elementos, pero el periodo más largo es el
................... con......................elementos.
A) 1 - 8 - 5 - 6 - 6 - 1 8
B) 1 - 8 - 4 - 5 - 6 - 3 2
C) 1- 8 - 4- 5 - 6 - 1 8
D) 1 - 1 8 - 5 - 6 - 6 - 3 2
E) 2 - 8 - 4 - 5 - 6 - 3 2
Observemos los periodos de la tabla y resu­
mamos.
f.
P ro b le m a N.° A
1 2 muy corto
2 8 corto
3 8 corto
4 18 largo
5 18 largo
6 32 muy largo
7 k
incompleto
* Se continúan sintetizando nuevos elemen
tos (artificiales).
Aún no se completa este periodo.
Á
Clave
59

154. Problema N.‘ 5 Problema N.* S
Utilizando la tabla periódica, identifique los
metales alcalinos y los halógenos de la si­
guiente relación: plomo (Pb), potasio (K), azu­
fre (S), hidrógeno (H), yodo (I), litio (Li), flúor (F)
y calcio (Ca).
alcalinos halógenos
A) K y Li iyf
B) K y S iyf
C) Li y Pb H y F
D) K y Ca S y F
E) Pb y Ca H y S
Resolución J *
Reconociendo los elementos en la tabla perió­
dica y tomando en cuenta el nombre de los
grupos, tenemos
ia
Utilice la tabla periódica para determinar la se­
cuencia correcta de verdadero (V) o falso (F)
respecto a los siguientes enunciados.
I. El tercer periodo empieza con un metal al­
calino y finaliza con un gas noble.
II. En el bloque d, solo se encuentran elemen­
tos metálicos.
III. En el grupo 14 (según la IUPAC) no solo se
hallan metaloides.
A) VVV B) FVV C) VVF
D) FFV E) FFF
Resolución
I. Verdadero
' El tercer periodo inicia con el sodio (alca­
lino) y termina con el argón (gas noble).
Solo el primer periodo no inicia con un
metal alcalino: el hidrógeno.
II. Verdadero
Todos los elementos del bloque d son lla­
mados metales de transición.
III. Falso
El grupo 14 (IVA) está formado por el car­
bono (no metal), el silicio y germanio (me­
taloides), y el estaño y plomo (metales).
Veamos la tabla.
IA: metales alcalinos (excepto el hidrógeno)
Li y K
HA: halógenos
F y I
14
~ L
1
Metale? de tíanecien
1 --v
No
metales!
p % ,
S
M e t a l e s
d
—------------- ^___i
Clave ■
íi Clave C

155. Problema N.° 7
De las siguientes proposiciones, ¿cuáles son
incorrectas?
I. En el segundo periodo solo encontramos
elementos del bloque s y p.
II. Todos los elementos del bloque s son me­
tales.
III. En el bloque f encontramos elementos na­
turales y artificiales.
A) solo I B) solo II C) I y III
D) II y III E) todas
Resolución ,
I. Correcta / ’ ...4
En el segundo periodo, el litio (Li) y beri­
lio (Be) se encuentran en el bloque 5, y del
boro (B) al neón (Ne) los hallamos en el
bloque p. ' "rt" ./
II. Incorrecta
El hidrógeno (H) es un no metal y lo en­
contramos en el bloque s, debido solo a su
configuración electrónica: 1 s1
.
III. Correcta
En el bloque f, hasta el uranio, todos son
naturales; sin embargo, los elementos que
siguen son artificiales.
no metal I i
j H r ■ f________J I
periodo 2¡U j j Ne
bloqup I bloque j
U ¡dale
Clave
Un elemento sólido en condiciones ambien­
tales requiere alcanzar 1085 °C para fundirse
(derretirse); sin embargo, como sólido, con él
se pueden formar hilos y cables para usarlos
como conductores eléctricos. Entonces po­
dríamos decir que se trata de un
A) no meta!.
B) metaloide.
C) metal.
D) elemento artificial.
E) halógeno.
Luego de analizar las propiedades menciona­
das: sólido, alto punto de fusión, dúctil y buen
conductor eléctrico, no cabe duda de que se
trata:de un metal.
i Clave
Un elemento gaseoso, en condiciones ambien­
tales, de olor desagradable y de un color ama­
rillo verdoso reacciona rápidamente con el so­
dio. Con esta información podríamos afirmar
lo siguiente:
A) Es un gas noble.
B) Es un metal de transición.
C) Se trata de un metaloide.
D) Es un no metal.
E) Es un metal de transición interna.
Resolución
a) Incorrecto
Los gases nobles no tienen olor ni color,
además, en condiciones ambientales son
inertes; es decir, no reaccionan con meta­
les ni no metales.

156. b) Incorrecto
No existe metal gaseoso en condiciones
ambientales.
c) Incorrecto
Todos los metaloides son sólidos en esas
condiciones.
Recuerde que si la configuración termina en s,
entonces el elemento se halla en un grupo A;
y como solo tiene 1e en la última capa o nivel
(1 e" de valencia), se halla en el grupo IA.
Clave
d) Correcto
Por la información dada, se trata de un no
metal. Recordemos que estos elementos
pueden hallarse en estado gaseoso y ser
muy reactivos como los halógenos.
e) Incorrecto
.Similar a la alternativa B.
Clave
Problema M
. 10
' •
■
r
ii.•
/
>
. i
-
,
■ -
Si solicitaran la ubicación del rubidio (Rb) en la
'%
r
¡
r &
tabla periódica, y nos dan el número atómico
37 de dato, ¿qué respuesta daríamos?
A)
B)
C)
D)
E
)
periodo
2
3
4
5
5
grupo
IA
HA
HA
IA
NIA
Resolución
Desarrollemos la configuración electrónica de
este elemento (Z=37).
37
R b :[36Kr] 5s1 -> 1e en el subnivel s
rnayor wvt ÜM.ipO IA
i n<mooo
El elemento cuyo número atómico es 50 se
encuentra en el periodo .................. y grupo
....................Se trata d el...................
A) 5 - IVA - Sn.
B) 5-VA-Sb.
C) 4 - IVA - Ge.
D) 6 - IVA - Pb.
E) 6 -VA - B i.;-
Hagamos la configuración electrónica.
4 e
50E :[36Kr] 5 s 24d,05p2
mayor nive1
! periodo S
i
Como termina en subnivel p, es un elemento
del grupo A; y como tiene 4e~ en el último
nivel (4 electrones de valencia), su grupo es el
IVA. Al ver la tabla periódica, constatamos que
se trata del estaño (Sn).
Clave

157. P r o b l e m a N . ’ 1 2
Si un elemento se halla en el tercer periodo y
pertenece al grupo 13 según la IUPAC, ¿de qué
elemento se trata?
A) h S¡
B) ibAI
C) 15^
D) 12M9
E) 163
Resolución
Si este elemento se halla en el tercer periodo,
es poi que tiene tres niveles de energía; y como
pertenece al grupo 13 (IIIA), en el último nivel
tiene tres electrones de valencia.
Con esta información, desarrollamos ja con­
figuración electrónica y contamos la cantidad
total de electrones. Como la ubicación de un
elemento se hace sobre la base de la configu­
ración de su átomo neutro, el número de elec­
trones debe ser igual al de protones, es decir,
igual al número atómico.
¿í: 1s22s2 2p ó 3s2 3p 1
También
3 e~ de valencia
zE :[ 10Ne] 3 s23p'
nivel
Entonces
# e (total)=13 •"* 2=13
Luego de ver la tabla periódica, constatamos
que se trata del aluminio (Al).
Un elemento se ubica en el bloque p de la ta­
bla periódica y tiene 5 electrones de valencia.
Con esta información podríamos afirmar que
I. su configuración electrónica termina en p
II. se ubica en el grupo VA.
III. no es posible conocer el pericdo donde se
encuentra.
A) solo I B) solo II C) I y II
D) solo III E) II y III
I. Incorrecto
Si el elemento se ubica en el bloque p de
la tabla periódica y tiene 5 electrones de
valencia (5 electrones en la última capa o
nivel), entonces la configuración terminará
así: ...ns2np3.
I!. Correcto
A partir de lo anterior se deduce que el
elemento pertenece al grupo VA.
III. Correcto
No hay información suficiente para deter­
minar el periodo. No sabemos cuál es el
mayor o último nivel.
Clave
i rüPtil.íiílíá rüt m
¿Cuál de las siguientes configuraciones elec­
trónicas corresponde a la de un gas noble?
A) 1s22s2
B) 1s22s22p4
C) 1s22s22ps
D) 1s22s22p63s23p6
E) [ 10Ne] 3s?3ps
Clave

158. COLECCIÓN ESENCIAL ■
i Y-,»
Resolución
Los gases nobles son elementos gaseosos muy
estables. Esto se debe a que en su última capa
los subniveles s y p están llenos (...ns2np5).
i
Por ello, pertenecen al grupo VIIIA de la tabla
periódica. Sin embargo, no olvidemos que el
caso excepcional es el helio (2He: 1s2).
Revisamos la configuración electrónica en
cada alternativa.
a) -,H: 1s1
b) 80 :1 s22s22p4
c) 9F: 1s22s22p5
d) 18Ar: 1s22s22p53s23p6
(gas noble;
e) 17CI: [ 10Ne] 3s23p5
é j f •-
'X
:,!.. W j&W
J
Por lo tanto, la única alternativa que cumple
con tal condición es la D.
Clave
'‘%
r-
'
Problema NZ 15
Un elemento carbonoide se ubica en el cuarto
periodo; en consecuencia, su número atómico
y su símbolo serán
Hacemos la configuración electrónica y conta­
mos la cantidad de electrones para determinar
su número atómico.
(p 2)
IVA
__1 --L
E
1
2
3
i4
:E :[18A r]4 s23dl04 p 2 -> 4e“ vai
último ñivo!
if ,,#%
Entonces I *
W m
i <
r%
i =Z=32’(átomo neutro)
¡
%
¡M
,;s¿ W
4
$ '"
■
*
#
$
0
'
Luego de ver la tabla periódica, constataremos
que se trata del germanio (Ge).
Clave
M
Z 1(
A) 32Ge.
D) 50Sn.
B) 14Si. C) 30Zn.
E) seBa.
El átomo neutro de un elemento tiene por nú­
mero de masa 31; además, posee 16 neutrones.
¿En qué periodo y grupo de la tabla periódica
se ubicará?
Resolución
Si un elemento es carbonoide, quiere decir
que pertenece al grupo IVA; entonces posee
4 electrones de valencia. Si además se ubica en
el cuarto periodo, dicho elemento tiene cuatro
niveles de energía.
periodo grupo
A) segundo IVA
B) tercero VA
C) tercero VIA
D) cuarto VA
E) cuarto VIIA

159. Resolución
Según la información dada
z
aromo
neulro
A =31 (número de masa)
N= 16 (número de neutrones)
¿ubicación?
sabemos que
A=Z+N
31=Z+16
Z=15
Hacemos la configuración electrónica y .ubica­
mos al elemento.
15E: [ 10Ne] 3s-3p -:' — 5e valencia
periodo
vgrupo' A
:¥ f J
Clave
Problema N. 17
Tres elementos, a los cuales llamaremos A, B y
C, tienen, respectivamente, los números ató­
micos 12; 18 y 35. Con esta información, indi­
que aquellos que son metales.
A) solo A
D) solo C
B) solo B C) A y B
E) B y C
R eso lu ció n
Con el dato de sus números atómicos, hace­
mos la configuración electrónica de cada uno
y los ubicamos en la tabla periódica para clasi­
ficarlos según sus propiedades.
Elemento Conf. elect. periodo grupo
1
2A [ioNe] 3s2 3 HA
1
8
® [ 10N e]3s23p6 3 VINA
35^ [ 1
8Ar] 4s23d104p5 4 VI IA
En la tabla periódica
ViliA
2
3
HA VIIA ,
No metales
A 1
Aí________________________ K B
J "
■
■
■
%
'. c ■
t o .
■ to
Metales
Por lo tanto, podemos afirmar que A es un
metal, y B y C son no metales.
: Clave
'C
'-''.*#
-'• V
..</ ' 3' ’
■
.p
. .. .. " ,
¿Cuántos electrones desapareados tiene un
elemento aníígeno (grupo 16)?
A) ninguno B) 1
D) 3
C) 2
E) 4
Reso lucion
Un anfígeno, llamado también calcógeno, for­
ma parte del grupo 16 según la IUPAC o VIA
de acuerdo al modo tradicional. Entonces su
configuración electrónica final será
E:...ns2np4 —
» 6 e~ de valencia
Analizamos el último subnivel y aplicamos la
regla de Hund.
p4 [ 1 1 L ]
i loy 2 o de-::.jp.'iro<'Klo$
Clave
65

160. COLECCIÓN ESENCIAL Lumbreras Editores
Problema N.* 19
Con respecto a los elementos X (Z=19) y
Y (Z=53), no es correcto afirmar que
A) X es un alcalino.
B) Y es un no metal.
C) X tiene un electrón de valencia.
D) Y se encuentra en el quinto periodo.
E) Y se halla en el bloque f.
Resolución
Realizamos la configuración electrónica de los
elementos y analizamos.
1e de valen-
19X ; [ 18Ar] 4 s 1 eia grupo IA
(bloque s)
periodo 4 §
Es un metal alcalino. Y
7 e de valencia
53Y "[36Kr] 5s 2'4d1
05p 5 grupo VIIA
T
peí iodo 5
(bloque p)
Es un no metal, específicamente un haló­
geno.
Por lo tanto, para que un elemento se halle en
el bloque f, su configuración electrónica debe
terminar en subnivel f.
Clave i'- :
Problema N.‘ 2 0 ___________________________
Identifique, según su número atómico, al ele­
mento del quinto periodo, bloque s, con un
electrón desapareado.
A) Rb
D) Se
B) Ci C) Na
E) Ti
Resolución
Según los datos, el elemento al encontrarse en
el quinto periodo tiene 5 niveles de energía;
además, si se halla en el bloque s, su configu­
ración electrónica termina en ese subnivel; y si
tiene un electrón desapareado, su configura­
ción electrónica será
zE T 3 6 » ]5 s’
orbiti!r
.
con 1
desaparead
Z=37=#e (átomo neutro)
Luego de ver la tabla periódica, comprobamos
que se trata del rubidio.
. A r' : Clave ■
f t ’obtóms' U ' 2i
Del siguiente gráfico obtenido de la tabla pe­
riódica
grupo
16
penedo
se puede afirmar que
I. el símbolo E corresponde a un metal.
II. el elemento ubicado es el azufre (Z=16).
III. E es un calcógeno.
IV. se trata de un gas noble.
A) solo
D) solo
B) ly C) I y III
E) III y IV

161. Resolución
Veamos toda la tabla periódica.
1 .
no
E !
metales
metales
Incorrecto
E es un elemento ubicado en el periodo 4
y grupo 16 (VIA). Se encuentra en la zona
de la tabla que corresponde a los no me­
tales.
II. Incorrecto
Con su ubicación, armamos su configura­
ción electrónica.
be
z E : [ l 8 A r ] 4 s 2 ' 3 d 1 0 4 p 4 '
" t . '
periodo J
grupo VIA , •
Z=n.° e"=34 (átomo neutro)
Se trata del selenio (Se).
III, Correcto
Los elementos del grupo VIA se denomi­
nan anfígenos o calcógenos.
IV. Incorrecto
Los gases nobles se ubican en el grupo
VIIIA (18) de la tabla periódica.
Clave
rODlGins
’
j rí.
Con respecto a un elemento del grupo IVA de
la tabla periódica, marque la secuencia correc­
ta de verdadero (V) o falso (F).
I. Pertenece a la familia del carbono.
II. Puede ser un metal.
III. Tiene cuatro electrones en su última capa.
IV. Puede ser el germanio (Z=32).
A) VVVV
D) VFFV
B) VFVV C) VVFV
E) FVVV
I. Verdadero
Al grupo IVA se le conoce como el de los
carbonoides o familia del carbono.
II. Verdadero
Veamos la tabla periódica:
IVA
c
si
Ge J
Sn
Pb
III. Verdadero
La configuración electrónica final de un
elemento del grupo IVA es ns2 np2.
En su última capa o nivel (n) hay 4 electrones.
IV. Verdadero
Hacemos la configuración electrónica.
3 2 Ge: [ 18Ar ]4s23d1
04p‘
Periodo: 4
Grupo: IVA
Clave

162. Problema N.* 23
Para un elemento desconocido nos clan la si­
guiente información:
I. Es un gas en condiciones ambientales.
II. Se encuentra en el aire de la atmósfera.
III. Se halla en el grupo VIA de la tabla perió­
dica.
C) No es tóxico.
D) No es inflamable.
E) Se trata de un no metal.
ResoLudóm '
a) Correcta
Los elementos se ordenan en la tabla perió-
¿Cuál es este elemento?
A) S8
D) H2
B)-N : C) o 2
E) Cl2
Resolución
/
*****
I. Los elementos gaseosos en condiciones
ambientales son:
» los gases nobles
* H2, N2, 0 2, F2 y ci2
II. En el aire encontramos
Ar, He, H2, N2, 0 2,...
A - l
■
I. De todos estos elementos gaseosos del
aire, el único que se halla en el grupo VIA
es el oxígeno (0 2).
Clave
dica según su número atómico creciente.
El hidrógeno se halla en el primer casillero,
pues su número atómico es 1.
El helio se halla en el segundo casillero,
pues su número atómico es 2, y así sucesi­
vamente.
b) Incorrecta
Observarnos su configuración electrónica.
2He: 1s2
Debería ubicarse en el grupo de los meta­
les aicalínotérreos (HA), pero por sus pro­
piedades se halla en el grupo de los gases
•nobles (VIIIA).
c) Correcta
Los gases nobles son inertes en condicio­
nes ambientales, quiere decir que no re­
accionan. Incluso el helio se usa mezclado
con el oxígeno en los balones de los buzos.
d) Correcta
Problema N 24_____________________
Con relación al gas noble más liviano, el helio
(Z=2), marque la proposición incorrecta.
A) Es el segundo elemento de la tabla perió­
dica.
B) Se halla en el grupo IIA.
No combustiona al acercarle fuego. Es muy
estable, por esta razón se inflan globos con
este gas para diversas festividades.
e) Correcta
Los gases nobles son elementos no metá­
licos.
Clave

163. Capítulo 4 >
s
Problema N.° 2.
Un metal de transición es aquel que
I. termina su configuración electrónica en
subnivel d.
II. corresponde a un grupo B de la tabla pe­
riódica.
III. es conductor eléctrico.
IV. termina su configuración electrónica en
subnivel p.
¿Cuáles de las afirmaciones anteriores son co­
rrectas?
A) I y II
D) solo
B) 1,11 y Q solo I
E) todas
Resolución %
% fe
?
* y.
I. Correcta
Estos metales finalizan su configuración en
d, sin embargo, si nos indican transición
interna, el subnivel final es f.
II. Correcta
Todo metal de transición se halla en la par­
te central de la tabla periódica, que abarca
del grupo IIIB al IB.
III. Correcta
Los metales, sean representativos o de
transición, son buenos conductores eléc­
tricos.
IV. Incorrecta
Hemos indicado que su configuración fina­
liza en d,
Clave
De acuerdo a la siguiente tabla periódica, don­
de ubicamos cuatro elementos, marque la se­
cuencia correcta de verdadero (V) o falso (F).
D
C
I. A y B son elementos metálicos.
II. D es un gas noble.
III. B es un metalalcalino-térreo.
IV. C es un no metal.
A) VVVV
D) VFFV
B) VFVV C) FFW
E) VVFV
I. Verdadero
Por su ubicación en la tabla periódica
° A es un metal alcalino (IA).
• B es un metal de transición.
II. Verdadero
La última columna de la tabla periódica co­
rresponde a los gases nobles.
III. Falso
Los metales alcalinos-térreos correspon­
den a la segunda columna de la tabla pe­
riódica, y no es el caso de B.
IV. Verdadero
C es un no metal de la penúltima columna
de la tabla, por lo tanto, es un halógeno
(VilA).
Clave
69

164. Problema N.° 27 Problema M* 20
Relacione el nombre del grupo con el subnivel
en que termina la configuración electrónica de
sus elementos.
I. alcalinotérreo
II. ferromagnètico
III. anfígeno
IV. tierra rara
Indique el grupo de la tabla periódica al que
pertenece un elemento cuya representación
de uno de sus átomos es 7°E sabiendo, ade­
más, que posee 46 partículas neutras en su
núcleo.
A) 12 B) 13 C) 14
D) 16 E) 17
a. s
b. p
c. f
d. d
A) la, lid, lllb, IVc
B) la, llb, llld, IVc
C) Ib, lia, llld, IVc
D) le, lid, Illa,IVb
E) Id, lie, lllb, IVa
Resolución
Ubicamos los grupos mencionados en las zo-
;íV
. 'jí%'
ñas o sectores de la tabla periódica para esta­
blecer la correlación correcta.
Resolución
Por dato
#n=46
Entonces debe cumplirse que
80-Z=46
-» Z=34
Hacemos la configuración electrónica.
t 34E :[13A r ]4s2 3d“ 4p4
Entonces su ubicación es
periodo: 4
grupo: VIA (16)
Clave
üiCdli.'ios nnfíqenos
tf-rje05
H
A
ferromígnéticos
<
>
l_.
VIIIB
s
. .....
d
P
Problema N7 23*
I
.
I
I
.
I
I
I
.
¿Qué podemos afirmar sobre los elementos
16E y 37R con respecto a su posición en la tabla
periódica?
I. E se encuentra en el tercer periodo, dos ca­
silleros antes del argón.
II. R es un metal alcalino ubicado un casillero
después del kriptón.
III. E tiende a oxidarse y R a reducirse.
Clave
A) I y II
D) solo III
C) Il y III
E) todos
B) solo II

165. Capítulo 4
Resolución
I. Correcto
Hacemos la configuración electrónica de E.
ieE:[ioNe] 3s 13p
periodo: 3
grupo: VI (16)
Se trata de un no metal, y como su núme­
ro atómico es 16, dos unidades menos que
del argón (18), se ubica dos casilleros antes
en la tabla periódica.
II. Correcto
Hacemos la configuración electrónica de R.
37R:[36Kr] 5s1
periodo: 5
grupo: IA (1) ¿ r ;
Se trata de un metal alcalino, y como su nú­
mero atómico es 37, una unidad mayor que
del kriptón, se ubica un casillero después,
que este gas noble en la tabla periódica,
III. Incorrecto
Como E es un no metal, tiende a reducirse;
mientras que R es un metal y atiende a oxi­
darse.
Clave
Problema N-^30____________________________
El átomo de un elemento solo posee dos sub­
niveles p llenos y su número atómico es máxi­
mo. ¿A qué elemento corresponde este átomo
y cuál es su ubicación en la tabla periódica
moderna?
A) cloro: periodo 3 y grupo 17
B) bromo: periodo 4 y grupo 17
C) azufre: periodo 3 y grupo 16
D) selenio: periodo 4 y grupo 16
E) arsenio: periodo 4 y grupo 15
Hacemos la distribución electrónica cumplien­
do la condición dada.
7 E:1s22s22p63s23p64s2 3d104p5
Tenemos los dos subniveles tipo p llenos (zp0
y 3p5), y para que el número atómico sea
máximo, también lo debe ser el número de
electrones. La condición de máximo se dará
cuando se llegue al 4p5, ya que si colocamos
un electrón más, habrían 3 subniveles p llenos
y no se cumplirá la condición.
. Entonces
Z=#p+=#e~ (átomo neutro)
Z=35
Se trata del bromo (Br).
Abreviamos su configuración electrónica.
35Br;[ 18Ar] 4s 3d10 4p
periodo: 4
grupo VilA (17) halógeno
Clave

166. PRACTIQUEMOS LO APRENDIDO
1. . De los siguientes personajes, ¿quién no de­
sarrolló un ordenamiento de los elementos
tomando en cuenta las masas atómicas?
A) J. Newlands
B) J. Dóbereiner
C) D. Mendeléiev
D) L. Meyer
E) E. Rutherford
2 . Indique lo que no corresponde al ordena­
miento.de los elementos propuestos por
Mendeléiev.
A) Tomó en cuenta las masas atómicas
crecientes.
B) Se basó en las propiedades químicas
de los elementos.
C) No fue considerado para establecer la
tabla periódica moderna. -...
D) En su tabla habían casilleros vacíos.
E) Predijo la existencia de elementos y
sus propiedades.3
3 Con relación a la ley periódica moderna,
indique la secuencia correcta de verdade­
ro (V) o falso (F).
I. Fue enunciado por Mendeléiev.
II. Introdujo el concepto de número ató­
mico en años posteriores.
III. Fue enunciado por Moseley.
IV. Esta ley se tomó en cuenta para orde­
nar los elementos en función del nú­
mero atómico creciente.
A) FVVV B) FFVV C) FFFV
D) FFFF E) VVVV
4. ¿Cuál es la proposición que no correspon­
de al ordenamiento actual de los elemen­
tos en la tabla periódica?
A) En un periodo, e! número atómico se
incrementa de izquierda a derecha.
B) El grupo VIIIB está formado por tres
columnas.
C) El mercurio es un metal líquido en
condiciones ambientales.
D) En el grupo 18 se hallan los gases no­
bles.
E) El hidrógeno es un metal alcalino.
5. Marque la alternativa que muestra un me­
tal alcalino, térreo y halógeno, respectiva­
mente.’ ¿V-,
A) Be, N,’ O
B) Li, Al, I
C) Na, B, Ne
D) Mg, Al, Cl
E) Rb, C, Br
6. Según la tabla periódica moderna, ¿qué
proposición es incorrecta?
A) El hidrógeno es el primer elemento de
la tabla periódica.
B) El último periodo se está completando
con elementos artificiales.
C) Los elementos del bloque f pertene­
cen al grupo IIIB,
D) Los halógenos se hallan en el bloque d.
E) El helio es un gas noble.

167. 7. ¿Cuál de los elementos siguientes no es un
metal?
A) 13AI B) 20Ca
D) i6S
C) „Na
E) 56Ba
3. ¿En qué grupo y periodo se halla el ele­
mento con la siguiente configuración elec­
trónica?
1s2 2s22p63s2 3p
A) VA y 3
B) VIA y 3
C) IVA y 3
D) VIA y 4
E) VIA y 6
9. ¿En qué periodo y grupo se ubica el ele-
mentó cuyo número atómico es 17?
& -
<
íx
'
periodo grupo
A) tercero 17
B) tercero 16
C) cuarto 18
D) cuarto 15
E) tercero 15
Marque la alternativa que muestra los
únicos elementos líquidos en condiciones
ambientales. Tome en cuenta que uno es
metal y el otro es no metal.
A) Hg y C B) H gyBr C) Ag y Br
D) Na y P E) Ca y Ne
í'i. ¿Cuál de los siguientes elementos metáli­
cos no era conocido y utilizado en la An­
tigüedad?
A) Au
D) Fe
B) Cu C) Ag
E) Cr
11. Los elementos del bloque s de la tabla pe­
riódica se denominan
A) metales de transición.
B) tierras raras.
C) alcalinos y alcalino-térreos.
D) gases nobles.
E) carbonoides y halógenos
Señale el elemento sólido y semiconductor
usado en la fabricación de diodos.
A) Si
D) Ar
B) Al C) S
E) Fe
14. ¿Qué elemento se ubica en el periodo 3 y
grupo 15, según la IUPAC?
A) 14S¡
D) 1
7
CI
B) 15 Q- 16s
E) 18Ar
1!>
. Indique los bloques de la tabla periódica
donde se ubican, respectivamente, el cad-
mió (Z=48) y el selenio (Z=34).
A) p yd
D) d y s
B) sy p C) d y p
E) s y f

168. COLECCIÓN ESENCIAL Lumbreras Editores
16. ¿Cuántos electrones desapareados tiene
un elemento que pertenece a la familia del
nitrógeno?
19. El átomo de un elemento tiene por núme­
ro másico 75 y posee 42 neutrones. Enton­
ces dicho elemento se ubica en el
A) ninguno
B) 1
C) 2
D) 3
E) 4
A) quinto periodo y grupo VA.
B) quinto periodo y grupo IVA.
C) cuarto periodo y grupo VA.
D) cuarto periodo y grupo VIA.
E) quinto periodo y grupo IIIA.
17. Relacione.
I. metales de transición
II. tierras raras
III. semimetales
IV. gases nobles ^
f
a. bloque f
b. semiconductores I %
I
c. bloque d
d. 8 electrones de valencia
A) le, lia, llld, IVb
B) le, lia, lllb, IVd
C) la, lie, lllb, IVd
D) Ib, lie, Illa, IVd
E) Id, lia, lile, IVb
X
x j
20.lndique el elemento del cuarto periodo
que pertenezca al bloque p de la tabla pe­
riódica.
A) 1
Q
K B) 3gSr C) 28n ¡
D) fiC * E) 32Ge
i
..¡V
r % 4 4
21. Señale qué número atómico tendrá un ele-
. •'""mentó con cinco electrones de valencia,
i J? " | %
ubicado en el bloque p y quinto periodo.
A) 33
D) 32
B) 41 C) 51
E) 52
22.¿Cuántos electrones desapareados tiene
un halógeno del tercer periodo?
18. Del siguiente listado de elementos, ¿cuáles
son aquellos con propiedades similares?
I. 16S
II. 19F
III. 35Br
A) todos
B) ly II
C) ly III
D) II y III
E) ninguno
A) ninguno B) 1 C) 2
D) 3 E) 4
23. Respecto a un elemento del bloque s de la
tabla periódica, no es correcto afirmar que
A) puede ser un alcalino.
B) puede tener un electrón de valencia.
C) puede ser un alcalino térreo.
D) su último subnivel puede estar lleno.
E) puede tener tres electrones de valencia.

169. 24. Luego de hacer la configuración electróni­
ca del selenio (Z=34), indique las proposi­
ciones incorrectas.
I. Se trata de un elemento del cuarto pe­
riodo.
II. Es un calcógeno.
III. Tiene 4 electrones de valencia.
IV. Pertenece al bloque d.
A) ninguna
B) solo I
C) I y III
D) III y IV
E) solo IV
é-
f 4
25. En la configuración electrónica de un ele­
mento, se observa que termina en un sub­
nivel p, su mayor nivel de energía es 5 y
solo tiene un electrón de valencia desapa
reado. ¿De qué elemento se trata?
Tabla periódica de los elem entos químicos
,. ...
27. ¿Cuál de las siguientes proposiciones no
corresponde a un metal de transición?
A) Su configuración electrónica termina
en subnivel difuso.
B) Puede terminar su configuración en
subnivel sharp.
C) Es posible que sea un metal noble
como el oro.
D) En la tabla se encuentra a partir del
cuarto periodo.
E) No es posible que sea el estaño (Z=50).
-i,. Indique cuál de las siguientes familias per­
tenecen a los elementos de transición.
0sR
I
M p ,
% :
A) metales alcalinos
B) halógenos
C) , tórreos
; V'V
?
. ''y
~
'
D) : gases nobles
E) ferromagnéticos
A) 531
B) soSn
C) siSb
D) 82pb
E) 54Xe
26. Un halógeno con tres capas en su distribu­
ción electrónica tiene............... por número
atómico y ............... orbitales llenos en su
último subnivel.
A) 17 y 0
D) 17 y 2
B) 17 y 1 C) 16 y 2
E) 16 y 3
23. Con respecto al ordenamiento por grupos
en la tabla periódica, indique la afirmación
correcta.
A) Los elementos del segundo periodo
pueden ser de grupos B.
B) Los elementos de los grupos B se de­
nominan representativos.
C) Los elementos de transición pertene­
cen a los grupos A.
D) En los grupos B solo se encuentran
elementos metálicos.
E) Los elementos de un mismo grupo
solo pueden ser metales o no metales.

170. COLECCIÓN ESENCIAL
BO.Indique la configuración electrónica co- j III. Los calcógenos terminan su configura-
rrecta de un elemento alcalino térreo. j ción electrónica en el subnivel p.
A) 1s2 2s2 2p2 3s1
B) 1s22s2 2p63s2 3p5
C) 1s2 2s2 2p4
D) 1s22s2 2p53s2
E) 1s2 2s22p63p3
A) FVF
B) VFV
C) VVF
D) FFV
E) VFF
31. Indique la configuración electrónica de un
elemento que se encuentra en el cuarto
periodo y grupo 15.
A) 1s22s22p63s2 3p6
B) 1s¿2s 3s¿ 3p 3d 4s‘ 3 d 4 p "
C) 1s2 2s2 2p53s2 3p64s23d104p3
0 2
jto A_4 •
D) 1s2 2s2 2p63s23p4
E) 1s22s22p63s23p64s2
..
32. Cierto catión divalente presenta 8 electro­
nes en el tercer nivel. Indique la ubicación
del elemento al que pertenece dicho catión.
A) periodo 3; grupo IA
B) periodo 3; grupo HA
C) periodo 2; grupo VIA
D) periodo 4; grupo IIA
E) periodo 4; grupo VIIA
34 Indique la ubicación de un elemento quí­
mico si su átomo neutro tiene en la capa L
3 electrones más que en la capa K.
A) periodo 2, grupo IIIA
B) periodo 2, grupo VA
C) periodo 2, grupo IA
D) periodo 3, grupo VA
'' E) periodo 3, grupo IA
3S.lndique las proposiciones incorrectas en
relación con los elementos químicos mos­
trados en la tabla periódica.
I. La ubicación de un elemento depende
•de la carga que pueda asumir su átomo
(ion).
II. Un elemento con número atómico 95
es artificial.
III. Los elementos representativos del blo­
que s pueden tener tres electrones en
su último nivel.
3 3 .Indique la secuencia correcta de verdad (V) A) solo I
o falsedad (F). : b) solo II
I. Las tierras raras pertenecen al grupo IIIB. C) I y II
II. Los elementos del grupo IB son más D) II y III
reactivos que los metales alcalinos. E) I y III

171. 36 Indique la secuencia correcta de verdad (V)
o falsedad (F) con respecto al átomo un
elemento que se encuentra en el cuarto
periodo y grupo VIA.
I. Ocupa 7 subniveles de energía.
II. Contiene 34 protones.
III. Presenta 16 orbitales Henos y 2 orbita­
les semillenos.
A) FVV B) VFV C) VVV
D) FFV E) VVF
37. De los siguientes elementos, ¿cuál se halla
en estado sólido a condiciones ambienta­
les, es un no metal y posee 5 electrones en
su capa más externa?
A) N B) 5 Cj P ' ; 4
D) As E) Te
3c. Relacione correctamente el tipo de ele­
mento con su configuración electrónica.
I. metaloide
II. no metal
III. metal
a. 1s22s22p63s2 3p64s23d104p4
b. 1s2 2s22p53s23p64s2
c. 1s22s22p63s2 3p2
A) la, llb, lile
B) Ib, lia', lile
C) le, llb, Illa
D) le, lia, lllb
E) Ib, lie, Illa
Identifique al elemento con un electrón de
valencia más que un metal alcalino y con
dos niveles de energía más que el potasio.
A) Ba B) Sn C) Ca
D),Mg / E) Be
Si el elemento X tiene propiedades quí­
micas similares al silicio, pero un nivel de
7 " energía más que este, ¿cuántos electrones
en el cuarto nivel posee X?
A) 2 B) 3 C) 4
D) 5 E) 6
1 6 11 16 21 26 31 36
2 7 12 17 22 ; 27 32 37
3 8 13 18 23 28 33 38
4 9 14 19 24 29 ' 34 39
5 10 15 20 25 30 35 40

173. Cuando nos referimos al oxígeno del aire, solemos represen­
tarlo con 0 2. ¿Eso qué quiere decir? ¿Por qué no simplemen­
te O? Lo mismo ocurre con el nitrógeno, al cual representa­
rnos con N2. Sin embargo, en el aire hay otros elementos en
mucho menor proporción, como el helio y el argón, y a estos
los indicamos simplemente como He y Ar. ¿Por qué no He2?
Extendamos el análisis a los compuestos que forman el aire:
el vapor de agua con su fórmula H-,0 y no H30, y el dióxido
de carbono para el cual utilizamos C 0 2. Los átomos de los
elementos se unen de distinta manera, y al formar compues­
tos, las proporciones de combinación son definidas.
Asimismo, alguna vez nos hemos preguntado: ¿por qué la
sal común está formada por cristales que se disuelven con
facilidad en el agua y no en el aceite? Esta y otras inquietu­
des las iremos viendo en este capítulo.
a Comprender cómo y por qué se unen los átomos, así
como la forma en que se clasifican estas uniones según
las características del enlace.
* Establecer la estructura de las sustancias partiendo de su
fórmula y del reconocimiento de los elementos que la
constituyen.
Permite explicar a través de ciertas teorías las propiedades
de las sustancias, tanto físicas como químicas; esto funda­
mentado en sus estructuras, es decir, en la forma particu­
lar como se unen los átomos y la distribución espacial que
toman.
Además, da sustento a las fórmulas químicas de los com­
puestos, explicando el porqué de la relación entre las canti­
dades de átomos por cada elemento.

174. %
I p p t'
%) <+)
Purina jxicit
£leq.f.af¡
0 •
r.úcteo
A menor
energía de
un sistema
©
O
ecP
V
;
sió n (e n tre e le ctro n e s), y fu e rzas
e lé ctrica s d e atracció n (entre el
n ú cle o y los electro n es).
J
Mayor será su
estabilidad
Tomemos el caso del elemento más sencillo: el hidrógeno. ¿Por
qué este elemento es diatómico? Sabemos que sus átomos se
unen de a dos formando la molécula, pero ¿cómo explicarlo?
Veamos el esquema siguiente:
■
¿
ò
r
Del esquema podemos deducir:
* Para que estos átom os se unan, d eb e existir fu erzas a tra cti­
vas muy intensas. Justamente se establecen fuerzas eléctri­
cas de atracción entre el núcleo atómico (positivo) de cada
átomo y los electrones (negativos) que poseen.
* La molécula formada es más estable que los átomos libres
debido a su menor energía.
De lo anterior concluimos que el enlace
químico es la fuerza que mantiene uni­
dos a los átomos con la finalidad de for­
mar una estructura de mayor estabilidad.
Para comprender mejor, veamos otro caso: la formación del
cloruro de hidrógeno (MCI).
< © <B©
energía
liberada

175. Podemos decir que la energía de la molécula de HCI es me­
nor que la suma de las energías de los átomos libres de
hidrógeno (H) y cloro (Cl). Por ello dicha molécula formada
es más estable.
2. FACTORES A TOMAR EN CUENTA EN UN ENLACE
QUÍMICO
Para comprender mejor la formación de un enlace y su clasifi­
cación, debemos tener en cuenta lo siguiente:
2.1. Energía de enlace
Durante el proceso de unión de átomos, como ya sabemos, se
libera energía. A esta energía liberada se denomina energía de
enlace, la cual comúnmente expresamos en
kJ/mol (kilo joule por mol de sustancia)
I % ' $ m
>
kcal/mol (kilo calorías por mol de sustancia)
%
Ejemplo
■
fjü
't
i-
y ... .. .. ..
V w j r f j* * <r§k
Experimentalmente se ha calculado en la formación del H, y el
HCI las siguientes energías: % ; y i
X „4■
.'4-,
ti
• H+H -> H9 r 436 kJ/mol
%
% $
H+CI -» HCI +430 kJ/mol
idéfttrvfcfdii /
Démonos cuenta que ya no dibujamos círculos para re­
presentara los átomos, en su lugar usamos los símbolos
de los elementos A la izquierda, los átomos separados
y luego de una flecha, la molécula formada junto a la
energía liberada (energía de enlace). A esto se le deno­
mina una ecuación química.
Es mucho más práctico.
La energía de enlace también se
puede definir como la mínima
energía que se requiere para
romper un enlace.
-= 8
Datos experimentales
Enlace Energía (kJ/mol)
H -F 568
H - 0 463
H -N 390
CI-CI 243
F- F 158

176. j Aplicación 7
i ¿Cuál de los siguientes enlaces entre átomos es más difícil de
: romper?
No debemos confundir la va­
lencia de un elemento, que es:
su capacidad de. combinación,
con la capa de valencia ni con
• .Z oAV MUj I MI ///
los electrones de valencia.. ¡ /
. - ' ° : ■ ' .
i *j »*j>
>
*A 4 *%
' .>
—
—
X -
Enlace Energía (kJ/mol)
I. H - F 568
II. H -B r 366*
III. H - C 414
Resolución
Es conveniente, en este caso, tomar la energía de enlace como
la energía mínima requerida para romper la unión y separar
los. átomos.
Entonces
A mayor Más difícil
energía i . .. • es romper
de enlace el enlace
y - ■ ■
^ éÉtF
Ordenamos las energías de mayor a menor.
H - F > H - C > H -B r
v i ^ w -b C
H
-*
mol mol ß
Por lo tanto, es más difícil romper el enlace H - F .
2.2. Electrones cffe-välencia
Al estudiar la tabla periódica, para ubicar a un elemento en un
grupo hacíamos uso de su configuración electrónica y tomá­
bamos en cuenta la cantidad de electrones del último nivel;
justamente a estos electrones se les denominaba electrones de
valencia. Son estos electrones los que intervienen activamente
en la formación de los enlaces químicos.
Ejemplo
Determinamos el número de electrones de valencia en el alu­
minio (Al).
Al: 1s2 2s2 2p6 3sr¿3p®
último nivel
(ropa de V(ilonri,'i)
Tiene 3 e de valencia.

177. También podemos esquematizarlo así:
n= 1
nucleo
atómico
grupo IIIA
2e~ _
8e i -
-
— v
— ' 3e
electrones
tnternos electrones
de valencia
A plicación 2
Determine cuál de los siguientes elementos tiene el mayor nú­
mero de electrones de valencia.
,Ca
20 II. 34Se 53.
Reso lu ció n * , , %
Desarrollarlos la configuración electrónica de cada elemento
y vemos cuál de ellos tiene mayor número de electrones en la
capa de valencia (último nivel):
Elemento % Cotifimj#fción . # ’ ;
"' Wóctroñica € ;
20Ca :
t ie A r lâ O ‘ S V
2
34Se : [18ArJ;4s23d104p4 6
531 : [36Kr] 5s24d105p5 7
Por lo tanto, 53l tiene el mayor número de electrones.
2.3. Notación de Lewis
Para hacer más sencillo el estudio y la formación de los enla­
ces, G. Lewis propuso representar los electrones de valencia en
forma de puntos o aspas colocados alrededor del símbolo del
elemento correspondiente.
Ejemplo
Analizamos los grupos A de la tabla periódica.
Notación
de Lewis
Na* *Be* B *C* *N* :0 * :F :Ne:
Para elementos representativos
(grupos A)
n.° de grupo :
de valencia
La notación de Lewis no es algo
fijo; la posición de los electrones
puede variar; por ejemplo, en el
♦
S S ;
' i l l ] í i j i í Î j :n *
lili] I i í í i I
.1 Ì i ! i ! ! 1 d lllú ú ú 1
— :— V

178. I
de valencia no es definida. Por
r ejemplo, el punto que repre­
senta al electrón de valencia
I del hidrógeno puede colocarse
arriba, abajo,, a la izquierda o a
la derecha del símbolo H.
h. í ’{5?¡ '
La regla del octeto es una he-
f rramienta útil para comprender
la formación de enlaces y las es-
i tructuras de Lewis. Sin: embar­
go, no siempre se cumple; hay
í elementos como el hidrógeno
que no llegan a 8 electrones
(octeto incompleto) y otros que
se pueden pasar de 8 electrones
(octeto expandido).
J
Aplicación 3
¿A cuál de los siguientes elementos no le corresponde la nota­
ción de Lewis asignada?
I. K- II. Al- III. -P-
• »
Resolución
Como no contamos con los números atómicos de los elemen­
tos dados, debemos fijarnos en la tabla periódica y ubicarlos
en sus grupos. Tener en cuenta que para un elemento repre­
sentativo el número de grupo es igual al número de electrones
de valencia.
Elemento .Gaipo Nota
K IA K-
Al / # f llA •Al-
P | VA •P*
Por lo tanto, la notación de Lewis incorrecta es la del aluminio.
En 1916, G. Lewis y W. Kossel proponen de manera independien­
te esta regla, gracias al estudio de los gases nobles, elementos
de gran estabilidad y, hasta entonces, totalmente inertes.
Esta regla sostiene.que cuando un átomo forma enlace, trata
de alcanzar la configuración electrónica estable del gas noble
más próximo a él. Para ello, el átomo puede ganar, perder o
compartir electrones de valencia.
Recuerde que los gases nobles tienen 8 electrones de valencia,
a excepción del helio que solo tiene 2.
Ejemplo
Veamos la formación del cloruro de hidrógeno (HCI).
H- -CI: -> H : C I:
Cada átomo aporta un electrón y se forma un par electró­
nico enlazante. Es así que el cloro completa los 8 electrones
de valencia, mientras que el hidrógeno solo 2, asemejándose
al helio.

179. Aplicación 4
Determine la carga más estable de los iones que formarían el
potasio y el azufre si se dan las condiciones en la formación
de enlaces.
N.° atómico: K=19; S=16
Resolución
Realizamos la configuración electrónica. Tengamos en cuenta
que los metales tienden a oxidarse (perder electrones) y los no
metales a reducirse (ganar electrones).
• )gK: 1s22s22p63s23p64s1 (metal)
Perdiendo solo un electrón alcanza la configuración de un
gas noble.
- |6S: 1s22s22p6Bs23p4 (no metal)
16~
’ 2; tiaAr)
Ganando dos electrones, alcanza la configuración electró­
nica de un gas noble. . V'v , - y-
En conclusión, cuando un átomo gana o pierde electrones
para formar un ion, tiende a parecerse al gas noble más
próximo en la tabla periódica.
Por lo tanto, la carga más estable del ion potasio es +
1 y del
ion azufre es - 2 .
I 2 S Hertrc iv-mnuvidn ■
(EN.)
I
Es la medida de la capacidad de un átomo para atraer a los
electrones de valencia que forman un enlace químico.
Ejemplo
Tomemos nuevamente el caso del cloruro de hidrógeno.
H : CI:
El par enlazante está desplazado al lado del cloro; por ello se
dice que la electronegatividad de este halógeno es mayor que
la del hidrógeno.
EN.(CI) > EN.(H)
La diferencia de electronegativi-
dades puede ayudar a predecir
el tipo de enlace, pero no lo de­
termina, también se tiene que
analizar la naturaleza metálica y
no metálica de los elementos;
y sobre todo, las propiedades
del compuesto formado.
La electronegatividad es una
fuerza relativa, por ello es adi­
mensional, es decir, toma valo­
res numéricos sin unidades (no
se expresa en newton).

180. La escala de electronegatividad más usada es la propuesta
por L. Pauling. Esta varía en la tabla periódica de la siguiente
manera:
gases nobles no los toma-
mos en cuenta en la escala de
y j electronegatividades pues sus
L átomos son tan estables que
i difícilmente forman enlaces quí-
í micos.
' DaSocur-áo*©
¡
J
j
El concepto de electronegativi­
dad nos será muy útil en la de­
terminación del tipo de enlace y
polaridad de las moléculas.
|C3C . Ul ¡
H
2,1
Li B 0
1,0 2,0 3,5
Na
0,9
NO
METALES
F
4,0
■
>
aumento de la EN.
METALES
•/ En general, la electronegatividad en un gru­
jí: po aumenta hacia arriba, y en un periodo,
f hacia la derecha. ) .. áa
-
y ' ■
' '■ ' y
El eléméntqipas electronegativo es el flúor.
• En general, los no metales son más electro­
negativos que los metales.
c ^ r . v
- ■
v c--'
/j? í K
í£ a
Aplicación 5 v
Ordene los siguientes elementos de acuerdo a su electronega­
tividad creciente.
38Sr, 17CI, 56Ba y 13AI
Resolución
Primero ubicamos a estos elementos en la tabla periódica y los
ordenamos de acuerdo a la variación mostrada por grupos y
periodos.
em ento Configuración
electrónica
■ ■ Grupc
38Sr [36Kr]5s2 5 IIA
1
?C
I [10Ne]3s23p5 3 VIIA
56Ba [54Xe]6s2 6 IIA
13AI [10Ne]3s23p1 3 NIA

181. En la tabla periódica
1
2
3
4
5
6
7
IIA
Sr
Ba t
i
IIIA
Al
aumento de la EN.
IVA
Cl
De donde deducimos
EN.: 8a<Sr<AI<CI
3. c l a s if ic ^€ion^ el eñ a c e qlj
Según las propiedades de las.sustancias, se establece una cla­
sificación teórica de los enlaces químicos.
3.1. Enlace !qnícc o roy
?ñle ice
Todos conocemos y consumimos diariamente el cloruro de
sodio (NaCI), presente en la sal común. ¿Se ha dado cuenta
que está formada por la combinación de un metal alcalino de
baja electronegatividad y un no metal, halógeno, de alta elec-
tronegatividad; y cuando lo disolvemos en agua, esta mezcla
conduce la corriente eléctrica? ¿Cómo explicamos esto?
Analicemos cómo se forma la unión de los átomos en este
compuesto.
1lNa:1s22s22p63s1
metal (IA)
17CI:1s22s22p63s23p5
no metal (VIIA)
EN.=0,9
EN.=3,0
AEN.=3,0-0,9
= 2,1
El cloruro de sodio (NaCI), co­
nocido simplemente como sal
de mesa, es usado desde hace
siglos para dar sabor a ¡os ali­
mentos y preservar las carnes.
Un catión es un ion positivo y un
anión es un ion negativo, y en­
tre partículas de cargas opues­
tas se establece una fuerza eléc­
trica de atracción (fj.
© 0
El cloro por ser más electronegativo le "gana" su último elec­
trón al sodio, de tal manera que ambos alcanzan la configura­
ción de un gas noble, el sodio como el (10Ne] y el cloro como
el [)8Ar], pero ambos se han ionizado.

182. COLECCIÓN ESENCIAL
La diferencia de electronega-
tividades no se determina de
manera absoluta si el enlace es
iònico o covalente, solo es algo
referencia I.
- • i 1
1j i
Por ejemplo, en el fluoruro de
hidrógeno (HF) la diferencia
de electronegatividades es 1,9;
sin embargo, el enlace es co­
valente.
Min
KEnporfcate:
Existen compuestos Iónicos for­
mados por solo no metales, Un
ejemplo de ellos es el cloruro de
amonio (NH^CI), donde el catión
es el NHj y el anión es el CI",
m
Haciendo uso de la notación de Lewis, tenemos
Na» : C
*l : -> [Na]+í : CI :
•• f* J
metal no metal catión anión
pierde gana '--- —/
■
--------- /
1e“ 1e” iones unidos
------------- ' [.or fuerzas electric
átomos neutros
En conclusión, un enlace iónico es una fuerza eléctrica
de atracción que mantiene unidos a iones de cargas
opuestas (cationes y aniones) fo'rmados por la trans­
ferencia de uno o más electrones,
l.l. Laracienstkas.de este enlace
Se establece, por lo común, entre metal y no metal.
La diferencia de electronegatividades entre átomos unidos
es alta.
■
V
,
, ¡ § P a
W A E R
1 L _ _ j L_ ._
> 1 ,7 |
Ì0'* $ W c
y ?, ^
fp *
Ejemplos
1. En el fluoruro de magnesio (MgF2), usando directamente
las notaciones de Lewis tenemos lo siguiente:
: F • *í!Mg> * F :
•* ^ «
«
, >
S
no metai
(VilA) ¡HA)
[Mg]z- 2 : F :
C-itaiCiUM o r
del Comput's!'
EN,(F)=4,0
EN.(Mg)=1,2
AEN,=2,8
2. Realicemos el análisis en el óxido de caldo (CaO).
•Ca* ’ O :
— » «
nota! noi iiet,
(1
1
A> VIAi
[Ca]?1 ; 6 :]2"
O itfU v tU i.-t 1 ■ •
(.ini v
.0'fni'i n! ! ' i¡
EN.(0)«3,5
EN.(Ca)-1,0
AEN,~2,5

183. 3.1.2. Propiedades generales de los compuestos iónicos
Un compuesto iónico es aquel que presenta enlace iónico en­
tre sus átomos y, como dijimos, el cloruro de sodio es el caso
más representativo. Recordando las propiedades de este com­
puesto podemos hacer una generalización.
• En condiciones ambientales, son sólidos cristalinos.•
R^dcristaliOfi g
fe
ÑaCI
• Son duros y frágiles.
• Tienen alto punto de fusión (Tf).
Ejemplo "W:í"
Tf(NaCI)=801 °C
• Son solubles en agua, es decir, se disuelven en ella.
• En estado sólido no conducen la electricidad, pero sí cuan­
do están fundidos (líquidos) o disueltos en agua.
Los compuestos iónicos tienen
diversas aplicaciones: el cloruro
de calcio (CaCI2) absorbe hume­
dad y se usa como fertilizante y
anticongelante, el bicarbonato
de sodio (NaHCOj) es usado
como antiácido, el sulfato de
calcio (CaS04) está presente en
el yeso, entre otros.
yfcarbcrnato de sodio
También en estos compuestos,
la relación de iones es tal, que la
carga total positiva es igual a la
carga total negativa.
Por ello el compuesto es eléctri­
camente neutro.
Conductividad eléctm a de! NaCI disuelto en agua.
89

184. Los organismos vivos requieren
para su buen funcionamiento
diversos iones como el Ca+2,.
CI"1
, Mg+2, K+y Na+
Es importante conocer y aplicar
correctamente nuestros cono­
cimientos sobre la tabla perió­
dica, ya que identificando a los
elementos podemos saber si se
trata de un metal o un no<me­
tal, así como la carga que po­
siblemente tendrá al formar un
compuesto.
'
Los átomos de elementos representativos perderán o ganarán
electrones buscando alcanzar el octeto.
Los metales pierden electrones formando cationes y, por el
contrario, los no metales ganan electrones formando aniones.
Entonces podemos indicar las cargas de los iones formados
por los elementos según sus grupos.
IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA
+
1 +2 +3 ±4 -3 -2 -1
e En el grupo IVA tenemos metales y no metales, por ello las
cargas de los iones pueden ser positivas o negativas.
♦ No se incluye al grupo VINA por ser de los gases nobles,
elementos que difícilmente ganan o pierden electrones.
Son muy estables.
3.1.4 • ■ . w ' V ,
1 C'
Conociendo la carga del catión y del anión, podemos formular
el compuesto iónico.
catión: A+x anión: B~Y
B"v -» AyBx
Primero se coloca el catión y luego el anión, se intercambian
sus cargas (sin signo) en aspa, y si los subíndices son pares, se
simplifica.
Ejemplos
1. Formulamos el compuesto iónico formado por bario y
yodo.
bario IIA +2
yodo VIIA -1
entonces
Ba1^ I * Ba I2

185. 2 . Formulamos el compuesto que forman el magnesio y el
nitrógeno cuando se combinan.
magnesio HA +2
nitrógeno VA -3
entonces
Mgt? N 3 Mg3N
3 2
3. Ahora combinamos el calcio con el azufre y establecemos
la fórmula.
+ 2
-2
f
i
,f% ,# .. .. -
Simplificando tenemos CaS.
X I V . . C J ’
, ' « ' V
A p lic a c ió n 6
¿Cuál sería la fórmula y la notación de Lewis del compuesto
formado cuando se combina el estroncio con el oxígeno?
Resolu ció n
Ubicamos estos elementos por grupos para determinar su na­
turaleza, número de electrones de valencia y carga.
Elemento
estroncio
oxígeno
Naturaleza
metal
no metal
2
6
+2
-2
Primero, formulamos el compuesto iónico.
Sr42 O ¿ —
> Sr^Sny —
> SrO
Segundo, desarrollamos la estructura de Lewis.
i-2
i-2
■
Sr* “O- —
> [Sr] +2
:0 :
• La cal viva (CaO) se obtiene
por calentamiento de rocas
calizas. Es usada en la indus­
tria de la construcción.
• El mineral que contiene
cloruro de sodio se conoce
como halita.
Con un suave golpe de mar­
tillo se rompe con facilidad
(es muy frágil).
Ampliaremos la nomenclatura y
formulación de compuestos en
un capítulo posterior llamado
nomenclatura inorgánica.

186. Si un átomo al formar enlace
simple no alcanza el octeto y
tiene electrones de valencia
desapareados disponibles, debe
ir pensando en formar enlace
doble o incluso triple.
Si se conoce la estructura de
Lewis de una sustancia, enton­
ces en ella se puede cambiar un
elemento por otro siempre que
ambos pertenezcan al mismo
grupo.
Ejemplo
H20 *0 '
/
H H
Sacamos el oxígeno y coloca­
mos el azufre, ambos del grupo
VIA.
H?S •Y*
H H
. .
.
Aplicación 7
Sobre la base de la estructura de Lewis mostrada a conti­
nuación:
[X ]+22
„-1
:Y:
podemos afirmar que
I. X podría ser un metal alcalino-térreo.
II. Y podría ser el bromo.
III. la fórmula del compuesto iónico es X2Y.
Resolución
En la estructura mostrada apreciamos al catión X+2 y al anión
Y'1
, por lo tanto representa a un compuesto iónico. Analicemos
las proposiciones.
I. Correcta
Un metal alcalino-térreo (HA) forma catión con carga +2.
II. Correcta
Los halógenos como el bromo son no metales que forman
aniones con carga - 1.
III. Incorrecta
De la estructura de Lewis se observa que hay un catión
(x +2) y dos aniones (y 1
), entonces la fórmula será XY2.
Aplicación 8
El hipoclorito de sodio es una sustancia disuelta en la lejía co­
mercial, conociendo que su fórmula es NaCIO, podemos afir­
mar que
I. se trata de un compuesto molecular.
II. el anión de este compuesto iónico es el hipoclorito: CIO-.
III. este compuesto es soluble en agua.
Resolución
I. Incorrecto
Es un compuesto iónico.
Na+(CIO)~

187. I!. Correcto
Los iones que forman este compuesto se denominan:
Na+
: ion sodio
CIO": ion hipoclorito
III. Correcto
Una propiedad de los compuestos iónicos es ser solubles
en agua. En la lejía el hipoclorito de sodio se halla disuelto
en agua.
o.2. Enlace covalente
Partamos del caso del agua, una sustancia vital formada por
la combinación de dos elementos no metálicos: hidrógeno y
oxígeno. Si bien sus electronegatividades difieren, esta diferen­
cia no es tan grande como para que se establezca un enlace
iónico; en su lugar, la unión de los átomos se establecerá por la
compartición de electrones de valencia.
H ••Ó: —
> *Ó’
* /
H H H .
Ubicamos los átomos de hidrógeno por donde se hallan los
electrones de valencia desapareados del oxígeno. Entonces
para formar el enlace, el hidrógeno y el oxígeno aportan cada
uno un electrón, de tal manera que en. la molécula se observan
dos enlaces covalentes (O -H ) y dos pares electrónicos no en­
lazantes, llamados también pares libres o solitarios.
En conclusión, un enlace covalente es una fuerza electro­
magnética que mantiene unidos a dos átomos a través de un
par electrónico enlazante (par de electrones compartidos).
El par electrónico enlazante es un par de electrones compartidos
que unen a los átomos, debido a que ambos núcleos los atraen a
En forma práctica
A-B
© ! ©
. ! : ' M
i¿ir©;
la vez,
Para hacer la estructura ■
de
Lewis de un compuesto cova­
lente, en forma práctica se eli­
ge como átomo central a aquel
que pueda formar el mayor
número de pares enlazantes; y
cuando se formen ios enlaces, la
tendencia es alcanzar el octeto
en cada átomo.
Los elementos de origen orgá­
nico están formados principal­
mente por compuestos cova­
lentes.

188. Se establece, por lo común, entre no metales.
La diferencia de electronegatividades es baja.
En forma práctica (no absolu­
ta), sabiendo a qué grupo de
la tabla periódica pertenece un
elemento, podemos predecir
cuántos pares enlazantes debe
formar para alcanzar el octeto.
iA - H 1
IIA - B e - 2
IM
A
1
B 3
/
IVA
1
- c -
• 1
4
VA - N -
1
3
VIA *0* 2
v
VIIA - F :
•♦
1
El hidrógeno, el berilio y el boro
no a lca n za n el o cteto.
Ejemplo
Veamos el caso del cloruro de berilio (BeCI2).
:CI* -Be- vC I: -> : Cl —Be - Cl :
EN.(CI)=3,0
EN.(Be)=1,5
AEN;-1,5
Estructura de Levvis
» 2 pares enlazantes
• 6 pares libres
(3 en cada cloro)
El berilio es un elemento metálico especial porque forma en-
lace covalente con el cloro, y no iónico como se esperaría.
Además, con solo dos pares enlazantes llega a tener cuatro
electrones de valencia; es decir, no alcanza el octeto (octeto
incompleto).
Aplicación 9
Luego de analizar la siguiente estructura de Lewis:
J h - E - A - E - H
. . , . .
:E :
i
H
Indique la verdad o falsedad de las siguientes proposiciones:
I. Se trata de un compuesto molecular.
II. El elemento A pertenece al grupo VA.
III. El elemento E pertenece a la familia de los calcógenos.
Resolución
I. Verdadera
Cada raya entre símbolos que apreciamos en la estructura
de Lewis, nos representa un par enlazante (enlace cova­
lente). Se trata de un compuesto molecular, pues en una
molécula, los átomos se unen por enlaces covalentes.

189. 2. Metano (CH4)
II. Falsa
Se aprecia en la estructura de Lewis que el
átomo de A solo forma 3 pares enlazantes H H
1
y no tiene pares libres.
11
•
H *• C •• H H - C -
- A - H
1
H
Esto corresponde a un elemento del grupo
IIIA.
I. Verdadera
Cada átomo de E muestra dos pares enla­
zantes y dos pares libres.
- E
Esto corresponde a un elemento del grupo
VIA, denominados anfígenos o calcógenos.
3.2.2. Clasificación
Según el número de pares electrónicos enla­
zantes
a. Enlace simple ^
Si los dos átomos comparten solo un par de
electrones
A - B
El carbono forma cuatro pares enlazantes y
alcanza el octeto. El hidrógeno con un par
enlazante solo completa dos electrones de
valencia, pero se asemeja al helio.
A p lic a ció n W
El clorometano es un compuesto orgánico
(CH3Cl) cuya molécula tiene ............... enlaces
simples y .........pares electrónicos libres.
Resolución
-&
L 2?r./y /i
Desarrollamos la estructura de Lewis del com­
puesto sabiendo que
% / I
carbono (IVA); - C —
I
hidrógeno (IA): - H
doro (VIIA); - C*l:
Ejemplos
1. Cloro molecular (Cl2)
Entonces para el CHXI tenemos
ienicK.
'
;Cl * •Cl ¡ ^ •Cl Cl •
• • * •
H
l ..
H - C - C I :
i
H
Cada cloro al formar un par enlazante y
quedarse con tres pares libres alcanza el P°r lo tanto, observamos 4 enlaces simples y 3
octeto. pares electrónicos libres en el átomo de cloro.

190. b. Enlace doble
Si los dos átomos enlazados comparten dos
pares de electrones
A = B
Ejemplos
1
. Oxígeno molecular (o2
)
1enfoco
doble
•• »
♦ • I •
:0 - * *
0 : -> !0 = o :
___ ■ • •
Entre los átomos de oxígeno se forman dos
pares enlazantes, y cada uno se queda con
dos pares libres alcanzándose el octeto.
2. Dióxido de carbono (C 02) /***
• • <
: 0 “ C*-0 : -> .o = c = o . • : : y
•• ♦ _
_ m
) • /
.
El carbono con cuatro pares enlazantes y
el oxígeno con dos, cada uno, alcanzan el
octeto.
Aplicación 77
Complete con pares enlazantes y determine
el número de enlaces dobles en la siguiente
| :
Ahora lo llevamos a la estructura de Lewis.
K *0’ H H
i II l i
H - C - C - C = C - H
l
H
Por lo tanto, se observa 2 enlaces dobles.
Q i Enlace tr:p:e
Si los dos átomos enlazados comparten tres
pares de electrones
A=B
Ejemplos
1. Nitrógeno molecular (N2)
:N = N:
?
f
?
; . ..W
>
* f ^ f^ S
Cada átomo de nitrógeno forma tres pares
y enlazantes y se queda con un par libre al­
canzando el octeto.
2. Acetileno (C2H,)
estructura:
H O H H
H C C C C H
H
Resolución
De acuerdo al grupo al que pertenecen los
elementos podemos predecir el número de
pares enlazantes y pares libres en la estructura:
• hidrógeno (IA ):-H
I
• carbono (IV A ):-C -
*«
• oxígeno (VIA): - O -
H ••C ••C ••H —
> H —C = C —H
• •
Entre carbonos forman tres pares enlazan­
tes y con el hidrógeno forman uno, com­
pletando el octeto.
A los enlaces doble y triple también
se les denomina enlaces múltiples.
Una molécula es la agrupación de
átomos unidos a través de enlaces
covalentes.

191. Aplicación 12
Determine el numero de enlaces simples y do­
bles en el etileno (C2H4).
Resolución
Desarrollamos la estructura de Louis.
En condiciones ambientales pueden ser
sólidas, líquidas o gaseosas.
Ejemplos
- El azúcar (C12H220 1
1
) es sólido.
- El agua (H20 ) es líquido.
- El dióxido de carbono (C02) es un gas.
H® c *3 C •• H
0 0
H H
—
>
H /H
C = C
1enlace doble (C - C)
4 enlace?; simples (C -- H)
Sus puntos o temperaturas de fusión y
ebullición son bajos.
Ejemplo
Para la glucosa (C6H120 6)
7^=150 °C
Recordemos que cada hidrógeno solo puede
formar un par enlazante, mientras que el car­
bono debe formar cuatro para llegar al octeto.
$ %
. *
& /Mp''A %-
Aplicación 13
Determine el número de enlaces simples y
múltiples en el cloruro de hidrógeno (HCN).
Resolución
Primero determinamos el átomo central, el .
carbono, por formar mayor número de pares
enlazantes, y colocamos al hidrógeno y nitró­
geno a sus costados, formando a continuación
los pares enlazantes correspondientes.
• Aquellas que son sólidas, son blandas; por
ejemplo, la cera de las velas.
• La mayoría son insolubles en solventes po­
lares como el agua, pero son solubles en
solventes apolares como el benceno.
• Son malos conductores de la electricidad y
el calor.
Aplicación 14
Complete los pares enlazantes en la estructura
de Lewis mostrada e indique el número de en­
laces simples, dobles y triples.
Ácido carbónico (H2C 03)
H
(* '
G v N : —
> H - C = N :
O
H O C O H
Por lo tanto, en la estructura de Lewis formada,
observamos un enlace simple (H - C) y uno
triple (C = N).
Propiedades generales de las sustancias co-
valentes
Una sustancia covalente comúnmente está
formada por moléculas y tiene propiedades
que difieren notablemente de las sustancias
iónicas.
Resolución
Ubiquemos los elementos por grupos y vea­
mos cuántos pares enlazantes debe formar
para alcanzar mayor estabilidad.
fclemonto Grupo
Hidrógeno IA H -
Carbono IVA
!
- C -
i
Oxígeno VIA
«•
¡0 -

192. Ahora lo llevamos a la estructura de Lewis. compuesto covalente
CO,
:0 :
.. il ..
H - O - C - O - H
•• ••
Entonces tenemos 4 enlaces simples y 1 enlace
doble.
BaO compuesto iónico
Aplicación 75
Identifique los compuestos iónicos y covalen­
tes del siguiente listado:
I. CO;
III. Pel­
li. BaO
IV. UNO:
IV.
PCI:
Li NO:
compuesto covalente
compuesto iónico
Resolución
Veamos la naturaleza de los elementos que
constituyen al compuesto para predecir el
probable tipo de compuesto. * „ W Á | j
% 'á lk w ''JmF- I
I ."P ' >
v
Por lo tanto, los compuestos iónicos son Ba
y L¡N03; y los compuestos covalentes, C 0 2 y
PCI3.
g F
S
&Æ
Para comprobar que la sal común es un compuesto iónico, disolvemos una cucharadita de este com­
puesto en un vaso con agua; luego, introducimos los bornes conectados a una pequeña batería de algún
juguete y provisto de un foquito (como lo muestra la figura). Veremos que el foco enciende porque la sal
al disolverse en agua se ha disociado en iones, cuyo desplazamiento cierra el circuito eléctrico.

193. ENLACE QUIMICO
se ctevirca en
~~ !
Covalente
se establece entro
No metal - no metal
j
Metálico
Metal - metal
PCf
Transferencia de I
electrones
formando
agrupados en
___________
Estructuras
cristalinas
% m
Com partieron
de electrones
Jk
'c/M' A-"/ .¿V -
5
U'- 'y
b
'ííx ''
é ? ,,,
C
'í :¿í>
>
«
■
$
<
:
,o j. Enlace
Moléculas simple
5í ■
■
■
.
%
f W
Enlace
doble
Enlace
triple

194. ■
Complete el siguiente párrafo:
La energía de la molécula de oxígeno (02) es
............. . que la suma de las energías de los
.................libres de este elemento.
A) menor - átomos
B) mayor - átomos
C) igual - átomos
D) menor - electrones
E) mayor - electrones
Resolución
Graficamos con relación a la energía. .. .
Í0U
.
A) 390 kJ/mol
B) 780 kJ/mol
C) 1170 kJ/mol
D) 870 kJ/mol
E) 1080 kJ/mol
Resolución
Desarrollamos primero la estructura de Lewis
del NH3.
H - N - H
i
H
Como hay tres enlaces N - H, la energía total
requerida será tres veces la energía de enlace
que corresponde a esta unión.
,***'-$
J e . 1• í
.y
&1
ñ
/ -
>
>
?
©
M
„ N
m
(B)
Recordemos que cuando los átomos se en­
lazan, la molécula que se forma tiene menor
energía que los átomos libres. , %
energía (O)+energía (O) > energía (02)
Parte de la energía inicial de los átomos se
pierde en el proceso de unión.
Clave
Et=3E(N - H)
Et=3(390 kJ/mol)
Et=1170 kJ/mol
Clave
Problema N.° 3
Problema N.* 2 __________ ____ __
¿Cuánta energía se requiere para separar to­
dos los átomos en la molécula de amoniaco
(NH3)?
Dato:
Energía de enlace N - H=390 kJ/mol
Indique el elemento que tiene menos probabi­
lidad de ser encontrado en la naturaleza.
A) N2
B) 0 2
C) H2
D) Ar
E) Cl
2i

195. Resolución j
Sabemos que los elementos químicos más es­
tables son los gases nobles. Estos se pueden
hallar en la naturaleza en forma atómica, es de­
cir, sus átomos no requieren enlazarse entre sí
ni con átomos de otros elementos; sin embar­
go, elementos como el nitrógeno (N
->), oxígeno
(0 2) e hidrógeno (H2) se encuentran en el aire
en forma diatómica para ser más estables. Por
otro lado, el cloro es un halógeno muy reactivo
e inestable, no se halla en forma libre en la na­
turaleza, y menos en forma atómica.
En el aire, en forma natural encontramos los
siguientes elementos: !
■
- Clave y
Problema N .A___ ^
___________________ JC S
Marque la proposición que no corresponde a
un elemento cuyo número atómico es 20.
A) Se trata de un metal alcalino-térreo.
B) Tiene dos electrones de valencia.
C) Tiene tendencia a perder sus electrones de
valencia.
D) Requiere ganar dos electrones para alcan­
zar el octeto.
E) Pertenece al grupo 11A de la tabla perió­
dica.
Resolución
Desarrollemos la configuración electrónica del
elemento,
20^‘ ^ eval
Termina en s2, pertenece al grupo IIA y es un
metal alcalino-térreo.
Debido a su carácter metálico tiende a perder
sus electrones de valencia, en este caso dos,
para así alcanzar una configuración electrónica
estable de un gas noble, el argón.
20e2+: CsAr]
Clave
¿Cuál es la notación de Lewis de un elemento
cuyo número atómico es 34?
A) «E B) «E- C) >É-
□) . 4 ’ 'A ’’ E) -E:
Hacemos la configuración electrónica del ele­
mento para determinar su número de electro­
nes de valencia, y con ello establecemos su
notación de Lewis.
34E: [isArl4s2 3d'° 4P‘1 -> 6 e -al
~T____ ~T“
Por lo tanto, su notación de Lewis será
■ E :
Recordemos la tabla de notación de Lewis
para los grupos A. En el caso del grupo VIA,
de los 6 electrones de valencia, 2 de ellos se
encuentran desapareados.
Clave

196. breras Editores
Problemi! M' 6
Marque ia relación que no corresponda.
A) halógeno: «È:
B) alcalino: E-
C) boroide: 'E*
D) anfigeno: :E-
E) nitrogenoide: -È-
Resolución
Debemos tener presente para los grupos A de
la tabla periódica, sus nombres y correspon­
dientes notaciones de Lewis. / 4*. .
y
$ .
i Í
v v”‘v •
' if
Jr
Problema N/ 7 _______________________
¿Cuál de los siguientes elementos es el más
electronegativo?
A) 37Rb
D) 17CI
B) «Na C) 13ai
E) 15r
Resolución
Ubiquernos estos elementos en la tabla perió­
dica.
1
IA
alcalinos
%
■ ^ Jr
H
A alcalino-térreos ■
E• y.4
i'í ‘ *
«¡»-y
IIIA tórreos o boroides ú - If
IVA carbonoides -E-
VA nitrogenoides «E-
X
anfígenos o X K
:E-
VIA
calcógenos
VIIA halógeno :E-
Na 1
____ Al P Cl
Rb aumento de la EN.
I é
i7 é
P
>
A
!
.í ' * i 4*■
La , electronegatividad (EN.) aumenta hacia
/; arriba en un grupo, y hacia la derecha en un
periodo. Por lo tanto, de los elementos citados,
el más electronegativo es el cloro (Cl).
Clave
Problema N.* G
De las siguientes sustancias, ¿cuáles son iónicas?
Tenga en cuenta que la posición de electrones
de valencia puede rotar.
Por lo tanto, si un elemento es nitrogenoide
debe tener 5 electrones de valencia.
Clave
1. LiBr
II. BaCI2
III. CO
IV. a i2o 3
A) todas
B) solo 1
Q l( Il y IV
j D) Il y IV
E) solo III

197. Resolución
En forma práctica, podemos identificar un
compuesto que tiene enlace iónico al recono­
cer en su composición a un elemento metálico
y otro no metálico. Debemos fijarnos que to­
dos los compuestos dados son binarios.
I. Li Br
/,
meto no metal
ÍIA) íVllA)
II. Ba d ,
■ T v
wtal
•| A
IV.
c o
ai2 a.
(no cumple)
j^^roftSí*5o©¡r..ÍA
7
Primero identificamos los elementos y sus res­
pectivos grupos, así sabremos cuántos electro­
nes de valencia poseen.
K: potasio (IA)
metal alcalino
S: azufre (VIA)
no metal anfígeno
Como vemos, el enlace que se va a formar es
iónico, y según la fórmula (1
<
2S) hay dos áto­
mos de potasio por cada átomo de azufre.
Entonces
K> S- “K
Cada potasio pierde su único electrón de va­
lencia, y el azufre se los gana para alcanzar
el octeto. Por lo tanto, la estructura de Lewis
queda de la siguiente manera:
Por lo tanto, los compuestos que forman en- %
lace lomeo entre sus elementos son I, II y IV.
, .....................................................................
Importante
Los compuestos iónicos binarios .más fáciles
de identificar son aquellos que están formados
por metales de los grupos IAy IIAy no metales
de los grupos VIA y VIIA.
Ejemplo
NaCI, MgF2, Kl, CaO, etc.
Clave
Problema N7 9
Dibuje la estructura de Lewis del sulfuro de po­
tasio (KZS) e indique el número de electrones
transferidos.
... ' 2[K]- S:
2-
y
%
'
.A ,* * .
Clave
¿Cuáles de las siguientes estructuras de Lewis
no son correctas?
2-
,2+
'• [Mg]
II. [Ca]2+2
: S :
A) 1
D) 4
B) 2 C) 3
E) 5
III. [Na]+
A) solo I
B) I y II
C) solo III
D) Il y III
E) todas
:0:
2-

198. Resolución
Analicemos cada caso.
I. Correcta
Mg: metal (IIA)
S: no metal (VIA)
•Mg* ;S : -> [Mg]2+
II. Correcta
Ca: metal (HA)
I: no metal (VilA)
Se trata de un compuesto iónico, y para re­
conocerlo simplemente debemos identificar al
metal y no metal en su composición.
:S:
2-
a) C 02
7
no mero! no metal
compuesto covalente
b) Ne: no es un compuesto, se trata de un
elemento no metálico; específicamente, el
neón es un gas noble.
v •Ca • •
. K.y -> [Ca]2+2 : I :
Como el calcio pierde dos electrones y
cada yodo solo puede ganar uno, se re­
quiere dos átomos de yodo por cada áto­
mo de calcio. / a
Incorrecta
Na: metal (IA)
O: no metal (VIA)
Na* -O* -Na
v_>. 2 [Na]-. :0: ✓
Como el oxígeno debe ganar dos electro-;'
nes y cada sodio solo pierde uno, se re­
quiere dos átomos de sodio por cada áto­
mo de oxígeno. y
Clave
Problema N.°1
1 _____ _____________________
Indique el compuesto que en condiciones am­
bientales es un sólido, se funde a una tempera­
tura alta y además se puede disolver en agua.
A) C02
D) BaCl2
B) Ne C) n h 3
E) CCI4
Resolución
Analicemos las propiedades físicas mencionadas.
• Sólido a temperatura y presión ambiental
• Alta temperatura de fusión
• Soluble en agua
c) NH3
-,| -,J pA p- r>
y
compuesto covalente
d) Ba Cl2 compuesto iónico
e) OCI4 compuesto covalente
<
>§| <
f4%
| ! % r T r / :
h!¿t? é 1 Clave
"* s i y
De la siguiente relación de sustancias, ¿cuántas
son compuestos covalentes?
n o 2, lí2o, i2o 7, pci3, c f4
A) 1 B)
D) 4
2 C) 3
E) 5
Resolución
Recordemos que un compuesto covalente co­
múnmente se halla formado de no metales.
n o 2
J
/
n it v : il !'0 mela
compuesto covalente
|
l¡2o compuesto iónico

199. I
_2O7
/ '
no mel¿)l no m
t>
tâl
PCI3
T~ X
no metal no metal
c f 4
7 7 :
no metal no.metal
compuesto covalente
compuesto covalente
compuesto covalente
o<xv;<<xvx>^v>CK^x>6ó<)<yo o c y » > v ,: ,> x .
l Observación
x Al inicio, nos es difícil recordar a los principales
elementos químicos y su naturaleza metálica o
: no metálica. Debemos ayudarnos con la tabla
periódica.
• Compuestos covalentes: no metal y metal
H y O '
H y F ■ 'i ■
O y F .
Por lo tanto, con estos cuatro elementos se
podrían formar 3 compuestos iónicos y 3 com­
puestos covalentes.
Clave
Problema N.° Vi
Marque la estructura de Lewis incorrecta.
Clave
i l
% 9 I
A) H: H B) H M : C) :N ” N:
D) H :C ::C :H E) h :S :
• • . .
H H :.v
• . -
•
¿Cuántos compuestos iónicos y covalentes pó- >¿r g y
demos formar por la combinación del oxígeno, Reconociendo el grupo al cual pertenece cada
calcio, hidrógeno y flúor? i e^™é|ftb, .sabremos cuántos electrones de
' valencia tiene. Ubicaremos correctamente los
A) 2 y 3 B) 3 y 3 C) 3 y 4 i i ;' átomos haciendo que los electrones desapa-
D) -
| y 5 E) 2 y4 reados coincidan para formar los pares enla-
y
J
f
<
:
Resolución
zantes. Busquemos en lo posible alcanzar el
octeto.
Identificamos los elementos de la lista por sus
propiedades.
Metal No metal
Calcio oxígeno
hidrógeno
flúor
Hacemos las combinaciones.
• Compuestos iónicos: metal y no metal
Ca y O
Ca y H ■ '
Ca y F
a) Correcta
H: IA
H* .H -> H:H H-H
b) Correcta
H: IA
I: VIIA
H* . I : —
> H: I : —
> H—I !
•• *• *.
c) Correcta
N: VA
:Ñ* -Ñ: -> :N:-N: -> :N^N:

200. d) Correcta
H: IA
C: IVA
H* *C::C* -H
• #
* •
H H
i
H : C ::C:H -> H - C = C - H
. . . . | |
H H H H
: Cl • •*P* * C l : *Cl P CI •
.. « •• ” i
: C I : =9 :
* *
Por lo tanto, Observamos 3 pares enlazantes
(P-CI) y 10 pares no enlazantes (9 en los Cl y
1en el P).
Clave
e) Incorrecta
H: IA
S: VIA
•• ••
H* •S • H : S:
•
•
H
••
H
X
/f
§
§ .MW é
átomos de hidrógeno. I
El formaldehído es uno de los componentes
del formol, líquido usado como preservante
de tejidos orgánicos. La estructura de Lewis de
este compuesto es
H
C = C)
'
W
H"
iC lá ye¡^
«A
~
S
i>
i•
- —
Desarrolle la estructura de Lewis del tridóruro
de fósforo (PCI3) e indique el número ele pares
enlazantes y no enlazantes.
A) 2 y 12
D) 1y 13
B) 3 y 10 C) 2 y 20
E) 2 y 13
Revisando la tabla periódica tenemos
P: VA
Cl: VIIA
Ubiquemos los elementos con sus respecti­
vos electrones de valencia. Coloquemos como
átomo central al fósforo, pues tiene mayor nú­
mero de electrones desapareados para formar
pares enlazantes.
Al respecto, es incorrecto afirmar que
m
.S ir4
'
| f> r
% ¡f|f
A)"„ es un compuesto covalente.
>B) tiene en su molécula cuatro pares enlazantes.
1 C) el oxígeno queda con dos pares solitarios.
D) él oxígeno alcanza el octeto.
E) hay dos enlaces simples y dos dobles.
Analicemos cada proposición tomando en
cuenta la estructura.
a) Correcta
El carbono (C), el hidrógeno (H) y el oxí­
geno (O) son no metales, y como vemos
sus átomos se unen por enlaces covalentes
(electrones compartidos).
b) Correcta
En las estructuras de Lewis es común re­
presentar un par enlazante con una raya
entre dos átomos (en realidad entre los
símbolos de los elementos a los que
corresponden).

201. c) Correcta
Hay dos pares electrónicos no enlazantes o
pares solitarios en el oxígeno.
d) Correcta
Un elemento del grupo VIA, como el oxí­
geno, al formar dos pares enlazantes al­
canza el octeto. En esta estructura, los dos
pares enlazantes forman un enlace doble
con el carbono.
o •
*0 *
ll
e) Incorrecta
El hidrógeno solo puede formar eniace
simple. En la estructura, observarnos dos
enlaces simples (H - C) y un enlace doble
(C = O).
Clave
I ÉPC P
Problema N.‘ 17 / |___
Indique cuáles de las siguientes estructuras
son incorrectas:
H
l
I. H - S i - H
l
H
l
:F:
• «
A) solo I B) II y III
D) III y IV
Resolución
Tengamos algunas consideraciones:
• Un elemento del grupo IVA, como el car­
bono y el silicio, forma cuatro pares enla­
zantes para alcanzar el octeto.
:CI:
i
Al f
•ci. ,c r
rBr :
i ..
IV. : Br - Si - Br
. . i . .
: Br :
C) solo II
E) solo IV
o Un elemento del grupo IIIA, como el boro
y el aluminio, forma solo tres pares enla­
zantes y no alcanza el octeto (llega solo a
6e~val).
i i
^ A K .
• Los halógenos como el flúor, cloro y bro­
mo del grupo VIIA solo requieren formar
un par enlazante para alcanzar el octeto,
además, se quedan con tres pares libres.
: F - :C Í- :B r-
Por lo tanto, podemos afirmar que la estructu­
ra incorrecta es la II, pues le falta un par libre
a cada cloro. La estructura correcta debería ser
del siguiente modo:
Al
/
Clave
Observación
• Fijémonos en las estructuras I y IV, son
muy similares. El átomo central es el
mismo, el silicio, y lo único que le hace­
mos a I para pasar a IV es reemplazar al
hidrógeno (H) por el bromo (Br).
Esto es correcto. Se puede reemplazar
en una estructura un hidrógeno por un
halógeno.
• Ahora veamos las estructuras II y ill. Un
elemento lo podemos intercambiar por
otro siempre que pertenezcan al mismo
grupo.

202. Problema N.' 10
Establezca los enlaces y pares libres corres­
pondientes en la molécula manteniendo la po­
sición de los átomos.
Cl C C Br
H H
Luego indique el número de enlaces simples
y dobles.
A) 3 y 2 B) 2 y 3 C) 4 y 1
D) 1 y 4 E) 5 y 0
Resolución
Recuerde que, de acuerdo al grupo a! que
pertenece un elemento, podernos predecir el
número de pares enlazantes y no enlazantes.
N.
El ."1•■
.: v :
ENL
'
W
a
'
'
-
'
- ,}%xí/V"
DC
AZANTES
w 1' W
í ' i
H
[ 1
1 0
1
C
1
4
j
•
°
f
X.
I i
Cly Br 1 Y 3 W ^
Colocamos los pares enlazantes empezando
por el hidrógeno, luego los halógenos y, final­
mente, los carbonos.
:CI - C = C - B r:
** i i
H H
Entre carbonos, para completar el octeto, debe
establecerse un enlace doble.
Por lo tanto, hay 4 enlaces simples y 1 enlace
doble.
Clave
Problema N/ 1 9 __ __________ _
La acetona (CH3COCH3) es un compuesto or­
gánico usado con frecuencia como disolvente
de esmaltes. Realice la estructura de Lewis e
indique el número de enlaces simples, múlti­
ples y pares libres.
A) 6; 2 y 2
B) 8; 1y 2
C) 8; 1y 3
D) 7; 2 y 3
E) 8; 3 y 1
En compuestos orgánicos, por lo común debe­
mos mantener la secuencia de los elementos
que apreciamos en la fórmula. A continuación
vamos colocando los pares enlazantes corres­
pondientes. La recomendación es empezar
por el hidrógeno.
V Y - H •’o** H
l ii i
H - C - C - C - H
i i
H H
Cuando vemos CH3, significa que hay tres hi­
drógenos unidos ai carbono y el hidrógeno
solo forma enlace simple.
Cuando vemos CO, significa que el oxígeno se
une solo al carbono, y con él debe formar los
dos pares enlazantes que requiere; es decir,
enlace doble.
Por lo tanto, hay 8 enlaces simples y 1 enlace
doble (C = O), al cual también se le denomina
múltiple. Adicionalmente, vemos 2 pares libres
en el oxígeno.
Clave
2

203. Problema 20 *
Si se combina un elemento alcalino (E) con un
calcógeno (X), ¿cuál será el tipo de enlace que se
establece y la fórmula del compuesto formado?
A) iónico, E2X
B) covalente, E2X
C) iónico, EX,
D) covalente, EX2
E) iónico, EX
La notación de Lewis de dos elementos no me­
tálicos es
•E* •X :
• • •
¿Cuál será la fórmula más probable del com­
puesto que formaría cuando se combinan?
A) EX B) EX2 C) E2X3
D) E3X E) EX3
RewAudon
Analizamos los elementos según la informa­
ción dada.
: - %p;:, .r':'r '
E alcalino IA +1
X calcógeno VIA - 2
Entonces como E es un metal y X es un no
metal, el enlace que se establecerá entre ellos
será iónico.
Ahora formulemos. Un metal alcalino, al for­
mar enlace iónico, pierde su último electrón,
por ello su carga será +1; y un no metal calcó-
geno deberá ganar 2 e~ para alcanzar el octe­
to, de ahí que su carga será - 2.
Primero se coloca el catión, luego el anión y
después las cargas se intercambian en aspa sin
tomar en cuenta el signo.
E+1 X' 2 -> E2X
Por lo tanto, el enlace es iónico y la fórmula
es E2X.
Clave
Entre átomos de elementos no metálicos se
formarán enlaces covalentes. El átomo de E re­
quiere formar 3 pares enlazantes para alcanzar
el octeto, mientras que X solo requiere uno;
por lo que la estructura Lewis de la molécula
que forman debe ser
Por lo tanto, la fórmula del compuesto es EX3.
Clave
El cloruro de calcio (CaCI2) es una sal que ab­
sorbe humedad con mucha facilidad. Con res­
pecto a este compuesto, marque la proposi­
ción incorrecta.
A)
B)
C)
D)
E)
Se trata de un compuesto iónico.
Su estructura de Lewis es [Ca]2+2 :CI:
Es un sólido en condiciones ambientales.
Se puede disolver en agua.
Su estructura de Lewis es
:CI - Ca

204. Resolución
Sabemos que
Ca: meta! (HA)
C!; no metal (VilA)
Cuando se combinan estos elementos, forma­
rán un compuesto iónico.
Realizamos ia estructura de Lewis.
:C lv Cav Cl:
i
v
¿
'
ÍCaj¿T2 [:Ci:
Quiere decir que el calcio pierde sus dos elec­
trones de valencia y cada cloro gana uno.
Corno compuesto ionico, el CaCU es un solido
cristalino a temperatura.y presión ambiental,
además de ser soluble en agua.
Por lo tanto, el cloruro de calcio no es compues­
to covalente. Su estructura no tiene pares enla­
zantes representados con rayas.
. C l a v e
Problema NV 23
De la siguiente estructura de Lewis;
[R
]T: Y :
¿qué se-afirma?
L Se trata de un compuesto iónico.
II. R es un metal alcalino probablemente.
III. Y es un calcógeno.
IV La fórmula del compuesto es RY-,.
II. Correcto
Como R es el catión, entonces es e! ele­
mento metálico, y como su carga es +1, io
más probable es que sea un meta) del gru­
po IA (alcalino), aunque podría ser también
la plata (Ag *).
III. Correcto
Como Y es el anión, entonces es el ele­
mento no metálico, y como su carga es - 2,
se trata de un no metal del grupo VIA (cal-
cogeno).
IV. Incorrecto
Observamos que por cada 2R hay un Y, La
fórmula del compuesto es R2Y.
El ácido sulfúrico es el ácido más importante
en la industria a nivel mundial por sus diversas
aplicaciones. Su fórmula es l-l-.S04 y su estruc­
tura de Lewis es
•o-
.. H ..
1-1 - - O - S - O - H
'• H •'
■Pe
Respecto a lo anterior, indique las proposi-
A) I y II B) I, II y III C) II y III
D) II, líl y IV E) todos
Resolución
I. Correcto
En la estructura de Lewis, apreciamos un
catión y un anión; por ello aseguramos que
se trata de un compuesto iónico.
clones correctas.
1. El azufre no cumple con el octeto.
II. Hay 32 electrones de valencia.
III. Tiene dos enlaces múltiples.
IV. El azufre presenta octeto incomipleto.
A) solo 1 B) 1y II C) 1, Il y III
D) II, III y IV E) solo IV

205. Resolución
I. Correcta
El azufre tiene seis pares enlazantes, es de­
cir, alcanza a tener 12 electrones de valen­
cia. Excede los ocho electrones. A esto se le
denomina octeto expandido.
II. Correcta
Contamos los electrones de los pares enla­
zantes. A esto le adicionamos los electro­
nes de los pares libres y el resultado es 32.
La otra forma de calcular el total de elec­
trones de valencia es H2S04 es
# e val(total)= 2 # e va|(H ) + # e va|(S) + 4 # e vaK0 )
# e val(,o,al) = 2 0 ) + 6 + 4 (6) = 3 2 /
( Í 4 § r
Recuerde que tanto el azufre como el oxí­
geno pertenecen al grupo VIA; por ello,
cada uno de sus átomos tiene seis electro­
nes de valencia.
III. Correcta
Hay dos enlaces dobles (S = O), a los cua­
les también se les denomina múltiples'. :
IV. Incorrecta %
El azufre se pasó de los ocho electrones de
valencia. Si no hubiera alcanzado el octeto,
como el hidrógeno, se hablaría de octeto
incompleto.
Clave
Problema N.* 2 5 ___ ____ __________
Establezca la estructura del propenonitrilo
(CH2CHCN) e indique cuál es el número de
enlaces simples, dobles y triples, respectiva­
mente.
C) 4; 0; 2
E) 5; 0; 1
Se trata de un compuesto orgánico. Respe­
tando la secuencia de los átomos de cada ele­
mento, formamos los pares enlazantes inician­
do con el hidrógeno.
H -C = C - CsN«’
i i
H H
Recuerde que el hidrógeno forma un solo par
enlazante, el carbono 4 y el nitrógeno 3, que­
dando con un par libre.
Revisemos el número de pares enlazantes por
grupos hechos en la parte teórica.
En la estructura de Lewis tenemos 4 enlaces
simples, un enlace doble y un enlace triple.
í ' W 1 clave
¿Cuál sería la carga del ion más estable del es­
troncio (Z=38)?
A) +
1 B) +2 C) +3
D) -1 E) -2
Al formar un ion, el estroncio debe alcanzar la
configuración del gas noble más próximo, es
decir, debe tener la misma cantidad de elec­
trones que el kriptón (Z=36). Para ello perderá
dos electrones.
38S r-2 e -> 38Sr+i-
38 e" 3 6 ?
A) 2; 2; 2
D) 4; 2; 0
B) 4; 1; 1
Por lo tanto, la carga del ion formado es +2.

206. Otra forma
Es más directo asignar la carga conociendo el
grupo al cual pertenece el elemento.
Elemento Grupo Carga
estroncio IIA +2
Clave
P ro b le m a N.’ 2 7 *
•
¿Cuál es la fórmula del compuesto formado
por el aluminio (Z=t3) y el cloro (Z=17)? .
" •;>
ci
i mU W I.C i »I ^
Un compuesto tiene por fórmula E20 3; ade­
más, se conoce que E es un no metal; por lo
que podríamos afirmar que
A) es muy soluble en agua.
B) su punto de fusión es elevado.
C) E es un elemento de transición.
D) el compuesto es molecular.
E) el compuesto es un sólido cristalino.
Analizamos la fórmula dada.
A) AICI
B) AICI2
C) AICI3
D) AI2CI
E) AI3CI2
R esolución
Si no recordamos la ubicación por grupos de
estos elementos, tendremos que desarrollar
sus configuraciones electrónicas.
Determinamos los grupos a los qué pertene­
cen y sus cargas.
• Al: [ l0Na]3s23p1
grupo NIA -> carga:+3
. Cl: [ 10Na]3s23p5
grupo VIIA -> carga: -1
Por lo tanto, la fórmula del compuesto es
Al+3 CP1 AICI3
Clave
^2 ^3
Deducimos que se trata de un compuesto co-
valente.
a) Incorrecto
En general, los compuestos covalentes son
poco solubles e insolubles, en agua.
b) Incorrecto
Son compuestos covalentes, tienen bajos
puntos de fusión.
c) Incorrecto
Todos los elementos de transición son me­
tales, y por dato E es un no metal.
d) Correcto
Los compuestos covalentes también son
llamados moleculares, pues su mínima uni­
dad estructural se denomina molécula.
e) Incorrecto
Los sólidos cristalinos son los compuestos
iónicos.
Clave

207. Problema N.* ¡
«r;
■
m í
Desarrolle la estructura de Lewis del tetrafluo-
ruro de carbono (CF4), e indique la secuencia
correcta de verdad (V) o falsedad (F) con res­
pecto a las siguientes proposiciones:
I. Todos los enlaces son simples.
II. Todos los átomos de flúor cumplen con el
octeto electrónico.
III. El compuesto tiene 32 electrones de va­
lencia.
A) VVV
D) FFF
B) VFV C) FFV
E) VVF
Resolución
Realizamos la estructura de Lewis del CF,
: F : I
. i ..
: F —C — F :
: F :
* .
X ;
Recordar que el carbono (IVA) requiere formar
cuatro pares enlazantes para alcanzar el octe­
to, mientras que el flúor solo requiere uno.
I. Verdadera
Los cuatro enlaces formados son enlaces
simples.
II. Verdadera
Cada átomo de flúor formando un enlace
simple alcanza el octeto electrónico.
III. Verdadera
#e val(total) val
val(total)
=#evai(C)+4#eva|(F)
#eC.I/fX
~
»
+
—
JI 4 +4(7)
^eval(total) ^
Clave
Complete los pares electrónicos enlazantes y no
enlazantes en el ácido nitroso (HN02), y mar­
que la alternativa correcta.
H O M O
A) Solo hay un enlace triple.
B) Uno de los oxígenos no alcanza el octeto
electrónico.
C) Se forman dos enlaces simples.
D) Hay cuatro pares de electrones solitarios.
E) Hay dos enlaces múltiples.
Sabemos
• H(IA): forma 1 par enlazante.
° O(VIA): forma 2 pares enlazantes y se que­
da con dos pares solitarios.
■ N(VA); forma 3 pares enlazantes y se que­
da con un par solitario.
Entonces
-V
;+ f i
H - 0 - N = 0
Veamos cada alternativa.
a) Incorrecta
No hay enlace triple.
b) Incorrecta
Ambos átomos de oxígeno alcanzan el oc­
teto electrónico.
c) Correcta
Hay dos enlaces simples.
d) Incorrecta
Cada oxígeno tiene dos pares solitarios, y
el nitrógeno solo uno. En total hay 5 pares
solitarios.
e) Incorrecta
Solo hay un enlace múltiple: el enlace do­
ble entre el nitrógeno y el oxígeno.
Clave
3

208. Un enlace químico es la .............. de dos
.............. , que pueden ser del mismo..............
o de elementos diferentes para formar una
estructura más.............. ■
Para un elemento cuyo número atómico es
33, ¿cuál es la notación de Lewis corres­
pondiente?
A) unión - átomos - compuesto - estable.
A) -E- B) «E‘ C)
B) unión - átomos - elemento - estable. D) E)
r r *
C-
C) agrupación - elementos - átomo - es­
table.
D) agrupación - átomos - elemento -
energética.
E) unión - elementos - compuesto - es­
table.
Sean los átomos A y B que se unen para
formar la molécula A - B. ^ " ' X .
r
it o r n o :
libres
J w
H.
A) A y B no son gases nobles.
Indique la proposición incorrecta;
Entre un alcalirio-térreo y un anfígeno, el
enlace más probable entre sus átomos
sería
A) metálico.
B) covalente.
C) iónico.
D) simple.
E) doble.
¿Cuál es la estructura de Lewis del bromu­
ro de estroncio (SrBrJ?
•# I>
/?
Q [Sr]2+
:Br:
” A
>
<
:‘2[Sr]2+ [:Brl
B) La molécula AB es más estable quev;A. ;|
y B separados.
C) Al unirse A y B se libera e n e r g í a . ‘
D) La energía de AB es igual a la energía
de.ArnásIadeB. ^
E) A y B pueden ser no metales.
B) [Sr] :Br:
D) [Sr]+[*Br*]
2-
E) [Sr]2+2 :Br:
Para un elemento de la familia de los haló­
genos, podemos afirmar que
I. posee siete electrones de valencia.
II. tiene un electrón de valencia desapa­
reado.
III. para alcanzar el octeto, se requiere un
electrón más.
IV. en su notación de Lewis se colocan seis
puntos o aspas.
De la siguiente relación de compuestos,
¿cuántos son iónicos?
Kl, SO,, ICI, CaBr2, BaO
A) 1
D) 4
B) 2 C) 3
E) 5
Luego de hacer la estructura de Lewis del
trifluoruro de aluminio (AIF3), indique el
número de electrones transferidos.
A) I y II
D) solo
B) I y III C) I, Il y II
E) todas
A) 1
D) 4
B) 2 C) 3
E) 5

209. 9- Para cierto experimento, necesitamos con­
tar con un sólido cristalino que se rompa
con facilidad y que además se pueda disol­
ver en agua. Una posibilidad sería elegir al
A) BaCI2.
D) NH3.
B) Au. C) C 0 2.
E) H2S.
¡O. Indique entre qué parejas de elementos se
puede formar enlace covalente.
I. Na II. C III. Cl
IV. O V. Ca
A) II y III; II y IV; III y IV
B) II y III; II y V; III y V
C) i y III; I y IV; III y IV
D) I y II; II y III; IV y V
E) I y III; I y V; IV y V
11. De las siguientes estructuras de Lewis,
¿cuál es la correcta? "•'/ /
Q C : : 0
• • • •
A) :Br:Br: B) H : F
D) :CI: Cl:
$
•
E) H : O :
12. Luego de desarrollar la estructura de Lewis
del cloroformo (CHCI3), señale las proposi­
ciones que no corresponden.
I. Tiene cuatro pares electrónicos enla­
zantes.
II. El átomo central es el carbono.
III. El carbono queda con un par libre.
A) solo I
D) II y III
B) solo II C) I y II
E) solo
13. El tetrafluoroeteno (CF2=CF2) es el com­
puesto orgánico usado en la producción
del teflón, que es un material inerte, im­
permeable a la humedad y, por sobre todo,
antiadherente. Realice su estructura de
Lewis y elija la proposición correcta.
A) Hay un doble enlace entre átomos de
flúor.
B) Los átomos de carbono tienen un par
libre cada uno.
C) . Hay cuatro enlaces simples.
D) Hay un enlace triple.
E) Posee solo enlaces dobles.
14. Identifique las estructuras de Lewis inco­
rrectas.
•s*
/
I. H H
Be
:ci.
II. h - p - H
i
H
IV. H - C - Cl
i
H.
4
A) ; solo I
B) sólo II
ÍC)'III y IV
D) II |HV
E) solo IV
15. Complete los pares enlazantes y pares li­
bres entre los átomos de los elementos
que se muestran a continuación (sin modi­
ficar las posiciones).
H
H C C C
Cl
H
Marque la proposición correcta.
A) Solo se forman enlaces simples.
B) El carbono central posee un par libre.
C) Se forma un enlace triple entre dos
átomos de carbono.
D) El cloro forma enlace doble.
E) Todos alcanzan el octeto.

210. 16. El acetonitrílo es un liquido usado como
disolvente en la fabricación de productos
farmacéuticos. Su fórmula es CH3CN y su
estructura de Lewís correspondiente es
A) H - C - H - C = N:
H
B) H - H - H - C b N
C) H - C - H - C = N - H
D) H - C - H - C s N:
H
H
i
De la siguiente relación de compuestos
químicos, ¿cuántos son iónicos y cuántos
covalentes, respectivamente?
Na2S, CH3CI, KOH, HN02, OF2
A) 1y 4 B) 2 y 3 C) 3 y 2
D) 4y1 E) 5 y 0
¿Cuál es la estructura de Lewis correcta del
cloruro de berilio (BeCI2)?
:CI:
E) H - C - C s N :
H
f / % i
17, Los freones son sustancias muy estables y,
no tóxicas usadas en sistemas de refrigera- 1
ción; sin embargo, son causantes de la des- |
trucción de la capa de ozono. Uno de-ellos
es el freón-12, cuya fórmula es CC!2F2. Con
esta información, construya la estructura
Lewis de este compuesto y elija la secuencia :f
correcta de verdad (V) o falsedad (F) respec-
-
i:, ':h
A) [Be]2+2
C) :CI —Be —Cl:
d) ;c ir : c i ;
B) [Be]- :CI:
Be
E) Cl "Cl
to a las siguientes proposiciones:
I, El átomo central es uno de los flúor.
% &
II. Los halógenos se unen al carbono por
enlaces simples.
III, El átomo central es el carbono.
IV. Cada halógeno queda con tres pares
libres.
A) FVVV
D) VVVV
B) FFVV C) FFFV
E) VVVF
Desarrolle la estructura de Lewís del ácido
hípocloroso (HCIO) y dé como respuesta el
número de pares enlazantes y el número
de pares libres, respectivamente.
A) 2 y 4
D) 3 y 5
B) 2 y 5 C) 3 y 4
E) 3y 3
Sí combinamos un elemento anfígeno (VIA)
con otro carbonoide (IVA) del tercer perio-
indique el tipo de compuesto formado.
i/w ' 'fy*
A): ternario iónico
V B ) ternario covalente
C) binario iónico
D) binario covalente
E) binario metálico
Si la estructura de Lewis del ácido fosfórico es
*0 *
.. ii ..
H - O - P - O - H
• • | •a
:0 :
i
H
indique la afirmación que no corresponde.
A) Hay un enlace múltiple.
B) Cada oxígeno tiene dos pares libres.
C) Hay seis enlaces simples.
D) Cada hidrógeno no alcanza el octeto.
E) El fósforo tiene octeto incompleto.

211. Capítulo 5
23. Desarrolle la estructura del alcohol etílico
(CH3CH2OH) y señale la secuencia correcta
de verdad (V) o falsedad (F) según corres­
ponda.
I. El oxígeno forma enlace doble.
II. Entre carbonos hay solo enlaces sim­
ples.
III. El carbono central queda con un par
libre.
A) FVF
D) FW
B) VFV C) FFF
E) VW
24. Un elemento alcalino-térreo (IIA), denomi­
nado X, se combina con otro que es haló­
geno (VIIA), denominado^. ¿Qué tipo de
compuesto, más probable, se formará y
:J á
§
¡£
> '
cuál será su fórmula? i v / Y'-'V
'' Y
*
A) iónico, XY2
B) iónico, X?Y
¿ » ó. ¿y
C) covalente, XY2
.v %
r-
D) covalente, XY ..
E) iónico, XY w 4
~
i~
y
-
{
■
fjy's/
25. ¿Cuál será la estructura de Lewis de un
compuesto que resulta de la combinación
de un nitrogenoide (X) y un halógeno (Y)?
A) Y Y
Y
i
B) Y Y
<
4 *• • •
C) : Y - X - Y •
M | ••
: Y :
D) : Y - X - Y •
Y
E) Y - X - Y
i
Y
26. Identifique al elemento que se ubica en el
tercer periodo y tiene notación de Lewis
con tres electrones de valencia.
A) 12Mg B) 13A!
D ) 16S
C) 14Si
E) 17CI
27. Determine en cada compuesto el número
de electrones transferidos y dé como res­
puesta la suma total de estos.
I. CaBr2
A) 5
D) 9
II. k3n
B) 7
BaO
C) 3
E) 10
23. La configuración electrónica de un elemen­
to R termina en 3p1
. Si este se combina con
otro elemento T, cuya configuración elec­
trónica finaliza en 4p4, indique la fórmula
del compuesto formado.
:: , Á) RT
' D) R2T3
B) RT. C) rt3
E) RT4
29. Indique cuál de los siguientes compuestos
presenta mayor número de enlaces múl­
tiples.
A) SO
D) HCHO
B) H,CO; C) 0 2
E) CS2
30. Si se combinan dos elementos, uno del
grupo VIA y otro del VIIA formarán molé­
culas ............... con ............... electrones en­
lazantes.
A) diatómicas, 2
C) triatómicas, 6
D) tetratómicas, 6
B) triatómicas, 4
E) pentatómicas, 8

212. El ácido sulfúrico, H2S04, es el ácido de
mayor importancia industrial en el mundo.
Se utiliza en la refinación del petróleo; la
producción de pigmentos, el tratamien­
to del acero, la extracción de metales no
ferrosos, la manufactura de explosivos, la
producción de detergentes, plásticos, fi­
bras, etc. Tomando en cuenta que su es­
tructura de Lewis de mayor estabilidad
presenta octeto expandido en el azufre,
indique las proposiciones correctas.
I. Presenta 2 enlaces dobles.
II. Contiene 32 electrones de valencia.
III. Se tiene 2 enlaces simples.
A) solo I
B) I y II
C) solo II
D) solo III
E) II y III
La notación de Lewis de un ion binegativo,
E2-, muestra 8 electrones de valencia. Si su
átomo neutro tiene 3 niveles de energía,
¿cuál es el número atómico del elemento E?
A) 12 B) 20 C) 14
D) 18 E) 16
Luego de analizar los siguientes compues­
tos, determine cuántos son iónicos e indi­
que la cantidad total de electrones trans­
feridos.
L¡2S, C 02, H2Se, Li3N, N¡20 3
El análisis de laboratorio determina que un
compuesto sólido es cristalino y soluble en
agua, además tiene alto punto de fusión. Si
finalmente se establece que su fórmula es
RQ2, indique la proposición correcta.
A) Se trata de un compuesto iónico.
B) Probablemente R es un metal y Q un
no metal.
C) En su composición se tiene un no me­
tal del grupo VA.
D) Puede tratarse del CaCI2.
E) En la estructura del compuesto se ha­
llan cationes y aniones.
¿Cuál es el número de enlaces simples y
múltiples en la estructura del ion bicarbo­
nato, (HCO3)“, si se sabe que proviene del
ácido carbónico, H ,C03, cuando pierde un
ion hidrógeno H+
?
A) 2; 2 B) 3; 2 C) 3; 1
D) 2; 3 E) 2; 4
De la relación siguiente
I. KN03
II. h3po 4
III. BaCI2
IV. LiOH
¿cuáles son compuestos que a condiciones
ambientales son sólidos, solubles en agua
y además binarios?
A) I y II
B) solo II
C) l,llly IV
D) solo III
E) solo IV
A) 2; 5
D) 3; 9
B) 4; 12 C) 3; 1
1
E) 2; 1
1

213. El fenol es un compuesto orgánico tóxico
usado hasta hace un tiempo como desin­
fectante de ambientes. Si su estructura
simplificada es
CH - CH
* ^
CH C - O H
/
CH = CH
La metanamida, HCONH2 es un compues­
to de la familia de las amidas que se ob­
tiene por la reacción del ácido fórmico y el
amoniaco. Realice la estructura de Lewis de
esta amida siguiendo la secuencia dada en
su fórmula y responda entre que átomos
se forma el doble enlace.
¿Cuál es el número de enlaces simples en
la molécula?
A) N=0 B) C=0 C) N=C
D) N=H E) C=H
A) 4
D) 8
B) 5 C
)
E
)
6
10
38. El dicloruro de diazufre S2CI2 es un líquido
inestable de color ámbar y^ólor irritante;
se emplea en la vulcanización deícauchóy
¿Cuántos enlaces simples y pares libres tie- |
n p Qi i m n l p r i i l a ? 1 * ... , U' S A á
ne su molécula?
A) 3 y 8 B) 3 y 9
D) 4 y 10 E T 4
i ü ,í
*
o
i
■AA' • A" &/
■
£
>
*
y 12
A
. %^ A s
¿A cuántos átomos de bromo debe enlazar­
se el arsénico para estabilizarse? ¿Qué tipo
de enlaces se formarán entre los átomos?
A) 3 y simples
B) 4;y simples
C) , 3 y dobles
3 y triples
W
>
Claves
1 iÉ t e 6 1
1 - 1 16 21 26 31 36
2 m i 7 12
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2 17 22
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27 32 37
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4 18 23 28 33 38
4 9 14
1
( •
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' i
19 24 29 ; 34 39
5 10 15 j ; i 20 25 30 35 40

215. La naturaleza es una mezcla de muchas sustancias, entre
ellas, los compuestos químicos inorgánicos. A partir de estos
compuestos, en el laboratorio de química se pueden ob­
tener nuevos compuestos químicos. Un análisis cualitativo
y cuantitativo de estos ha generado la clasificación por sus
propiedades químicas organizándolos por funciones quími­
cas: óxidos, hidróxidos, ácidos, hidruros y sales.
Nombrar los compuestos químicos fue la idea de los alqui­
mistas. Algunos nombres aún se utilizan, pero como nom­
bres comunes.
Al fundarse la comisión para los estudios de la nomencla­
tura inorgánica, dentro de la IUPAC, se ha sistematizado la
nomenclatura.
La nomenclatura es el lenguaje de la ciencia química, pues
hace más fácil la comunicación entre los químicos o estudian­
tes de la química a través de la fórmula química o nombre
del compuesto químico. Para ello es necesario el uso de la
valencia o estado de oxidación.
• Diferenciar la valencia y el número de oxidación de los
elementos químicos.
• Identificar los compuestos inorgánicos por su grupo
funcional.
• Identificar y manejar las principales valencias de los
elementos químicos para formular directamente un
compuesto químico.
• Comprender los tres sistemas para nombrar los com­
puestos químicos.
Permite comprender las propiedades químicas de los com­
puestos inorgánicos agrupándolos en funciones químicas
inorgánicas (óxido, hidróxido, ácido, hidruro y sales). A la
vez busca mejorar la comunicación sistematizada (usando el
nombre y la fórmula química para cada compuesto quími­
co), a nivel mundial, facilitando el conocimiento de la mate­
ria pura compuesta.

216. La función principal de la no­
menclatura química es asegurar
que la persona que oiga o lea
un nombre químico no albergue
ninguna duda sobre el compues­
to químico en cuestión, es decir,
cada nombre debería referirse a
una sola sustancia. Sin embargo,
una sustancia puede tener varios
nombres a la vez.
La Unión Internacional de Quí-
mica Pura y Aplicada, cuyas
siglas en inglés son IUPAC, es
un grupo de trabajo que tiene
como miembros a las socieda­
des de química de los distintos
países. Fue fundada en 1919.
■ r .
i
I
J
Nomenclatura inorai
1. CONCEPTO
Es el conjunto de reglas, normas y convenciones que permiten
nombrar y formular los compuestos químicos inorgánicos y las
especies químicas iónicas.
Para nombrarlos se pueden usar los siguientes tres sistemas:
• sistema IUPAC
• sistema stock
• sistema clásico o tradicional
Por ejemplo, a la fórmula química C 02 le corresponde los si­
guientes tres nombres:
IUPAC: dióxido de carbono
stock: óxido de carbono (IV)
clásico: anhídrido carbónico
/
2. C O N C rf> T O ^ ^ g S | / > ,
2.1. V a l e n c i a I ^(***%
Indica la capacidad de combinación de cada átomo de un ele­
mento químico. Está determinada por el número de electrones
que pierde o gana un átomo al formar un enlace iónico o número
de electrones que aporta un átomo al formar el enlace covalente.
Ejemplos % "
1. Cuando los átomos forman enlace iónico, por ejemplo, en el
cloruro de sodio (NaCI), realizamos la estructura de Lewis.
Na + .Cl: —
>[Na] +; :CI:
-1 Val (Na)=1 (pierde un electrón)
Val (Cl)=1 (gana un electrón)
2. Cuando los átomos forman enlace covalente, por ejemplo,
en el ácido cianhídrico (HCN), realizamos la estructura de
Lewis.
Val (C): 4 (participa con cuatro electrones)
Val (H): 1 (participa con un electrón)
Val (N): 3 (participa con tres electrones)
La valencia es un número natural:
1; 2; 3; 4; 5; 6 o 7; es decir, consiste en contar
electrones.

217. 2.2. Número de oxidación o estado de oxidación (EO)
Es la carga relativa de cada átomo, por lo tanto, posee signo.
Para representarlo, el' signo puede estar antes o después del
número.
Por ejemplo, para el átomo de calcio Ionizado
Ca
+2
o Ca
2+
Ejemplos
1. Cuando los átomos forman enlace iónico, por ejemplo,
en el cloruro de sodio (NaCI), realizamos la estructura de
Lewis.
. v-1
Na + .Cl: -> [Na] +1
:CI:
tiiii-.ic.i-: lom.'.'ü
EO(Na)=+Vporque perdió un electrón.
EO(CI)=-1, porque ganó un electrón.
Cuando los átomos forman enlace covalente, por ejemplo,
en el ácido cianhídrico (HCN), se debe asumir que se rom-
pen todos los enlaces covalentes donde los átomos ad­
quieren una carga eléctrica, por ello se debe considerar la
electronegatividad de los átomos H=2,1; C=2,5 y N=3,0.
H f - C - N:
% W : L- “*
X /
EO (C): +2 o 2+
EO (H): +1 o 1+
EO (N): -3 o 3-
Es decir, el carbono frente al hidrógeno gana un electrón; a
la vez, frente al nitrógeno pierde tres electrones, alcanzan­
do el estado de oxidación=+2.
En muchos compuestos inorgánicos, para un
átomo, la valencia y el EO son numéricamente
iguales. Por ejemplo, para el hidrógeno y el ni­
trógeno es igual, mas no para el carbono.
i
Es posible que la nomenclatu­
ra química haya aparecido al
mismo tiempo que la distinción
entre elemento químico y com­
puesto químico de Lavoisier
a principios del siglo xvm. En
1913, se estableció una comisión
del Consejo de la Asociación
Internacional de Sociedades
Químicas para sistematizar la
nomenclatura, pero su trabajo
fue interrumpido por la Primera
Guerra Mundial. Después de la
guerra, la tarea pasó a la recién
formada Unión Internacional de
Química Pura y Aplicada, la cual
designó comisiones para la no­
menclatura inorgánica, orgánica
y bioquímica en 1921 y continúa
vigente.
V - --

218. COLECCIÓN ESENCIAL
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'
Lumbreras Editores
En un compuesto químico ióni­
co binario, el estado de oxida­
ción es la carga relativa del ion
analizado.
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o olvido
En los compuestos químicos, el
número de oxidación es para
cada átomo.
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Reglas del número de oxidación (EO)
Este permite determinar el estado de oxidación sin considerar
la estructura iónica o molecular.
El número de oxidación de un elemento (átomo) libre es igual
aO.
Ejemplo
oxígeno 0 2 EO=0 se representa O2
En compuestos químicos e iones poliatómicos
Regla 1
Para el oxígeno
EO=-2; generalmente
EO=-1; en peróxido
1 -
'í' . /
EO =- - ; en superoxidos
EO =+2; en el OF?. * i
Regla 2 /
Para el hidrógeno
EO = +1; generalmente *
, AAA- *
,jj¿L É %4<
*
■
■
■
:•
/
*
EO = -1; en hídruro metálico
■* < r v
Regla 3 _ ^
Para metales de grupo IA y Ag
EO=+1.
Regla 4
Para metales de IIA, Zn y Cd
EO= +2.
Regla 5
En un compuesto químico
V- /- , ,
/.tu .aina oh ion
j
Regla 6
En ion poliatómico

219. Aplicación 1
Determine el estado de oxidación del átomo
de azufre en las especies químicas K2S y K2S04.
Aplicación 2
Determine el estado de oxidación del átomo
nitrógeno en el amonio NHj.
Resolución
Recuerde que el estado de oxidación es para
cada átomo.
Aplicamos las reglas 3 y 5.
+1)........... .. Regio e! K perlene-.e 3 IA
Para K2S
+1 - 2
Luego J<_2 S
Regla 5: (+1)(2) + - 2 (1)=0
S e o - o ___f
Para /
í ¿ ,
0 0 — -regla ) | ^
k 2 s o 4
*'W
+1 46) -2
Luego K 2 S 0 4
Regla 5: (+1)(2)+ +6 h
— 2 (4)=0
EO~0 itrio ú"'
. % ?
«
#
■
;
Otra forma
Asignamos EO(S)=x.
En K 2 S —
> Z^EO=0
2 (+1)+x =0
Despejamos x =-2.
+
1 x —
2 v i
En K2S04 -> Z,EO=0
2(+1)+x+4(-2) =0
Despejamos x =+6.
Por lo tanto, los estados de oxidación para el
átomo de azufre en las dos especies son - 2
y +6.
Resolución
Por la regla 2, EO(H) =+1.
Por la regla 6, se calcula el EO(N).
Se puede escribir
@ +
i
(N Ü ,) - > I E 0 = +1
-3 + 4 4 =+1
Entonces, EO(N) =-3.
Otra forma
Asignamos EO(N) =x.
En
:- C ió » 4 f : h i e o =+i
x+4(+1)-+1
Despejando obtenemos x =- 3.
EO(N) =-3
Aplicación 3
Determine el estado de oxidación de cada áto­
mo en P043.
Resolución
Por la regla 1, EO(O) =-2.
Por la regla 6, se calcula el EO(P).
( p o J E E0=-3
( - 8)
Entonces, EO(P)=+5.

220. COLECCIÓN ESENCIAL
2.3. Grupo funcional Principales valencias de metales y no metales
Es el átomo o agrupación de átomos que de­
terminan las propiedades del compuesto.
Grupo 0 _2
funcional
(OH)"1 H"1 H*1
o. Metales
Al formar óxidos básicos, hidróxidos y cationes
en sales.
3. FUNCIÓN QUÍMICA INORGÁNICA
Es el conjunto de compuestos químicos con
propiedades químicas similares. Esto se debe
a la presencia del mismo grupo funcional. En­
tre las principales funciones tenemos óxido,
hidróxido, ácido, hidruró y sal.
U, Na, K, Rb, Cs, Ag 1 Au 1y3
Be, Mg, Ca, Sr, Ba,
Zn, Cd
2 Cu, Hg 1y 2
Al, Ga, TI, In, Se 3 Fe, Co, Ni 2 y 3
Sn, Pb, Pt, Pd 2 y 4 Ti 3 y 4
3.1. Función óxido ' •
Es el conjunto de compuestos binarios forma­
dos por combinación química del oxígeno con i ¿
otro elemento. En la naturaleza, muchos-ele; ^
ormar 9)<
lc*os acrá°s' oxácidos y aniones de
i
rnentos metálicos y no metálicos se encuen-/ •
tran formando óxidos. 4 í
los oxisales.
# $ '
A
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■
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-
ÏC
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Artificialmente, los óxidos se forman.general jf
mente a altas temperaturas.
j. t -C 1
.„V* 1 N, As y Sb 3 y 5
3.1.1. Óxidos básicos . i
Cl, Bry 1
"V'
1,3,5,7 C 2 y 4
Están formados por el oxígeno y un metaló, *
S, Se y Te 2,4,6 Si 4
r - ~ i ------------- ----
j metal-f oxigeno --> oxido bam^ j
P 1,3,5 B 3
3.1.2 . Óxidos ácidos o anhídridos j Ciertos elementos forman óxidos básicos y
Están formados por el oxígeno y un no metal. óxidos ácidos, incluso óxidos neutros.
1
no metal oxígeno —
>oxido acido
j
Fórmula general
Usamos la valencia para el átomo de oxígeno Mn 2 y 3 4, 6 y 7
(Val=2) y para el elemento E Val(E)=1; 2; 3; 4;
Cr 2 y 3 3 y 6
5; 6 o 7.
-a E: metal o no metal
V 2 y 3 4 y 5
• Bi 3 5
Para aplicar esta fórmula, debemos conocer la
Val (E).
N 3 y 5

221. 3.1.3. Sistema de nomenclatura
Se utilizan hasta tres sistemas para nombrar.
a. Sistema IUPAC
Se usa, principalmente, para las funciones óxidos, hidróxidos y
otras. Se indica la cantidad de la función química y la cantidad
de átomos del elemento.
Para óxidos
(pref.) +(oxido) de (pref.) +( t
:; oeí '
l elemento
n.° de
átomos
?
1
mi r ■
■
• •
-
.<
t w
!
4w i
Ejemplo
' f.y .*
>
•
Nombre los óxidos cuya fórmula química se indica a continua­
ción: ^ y $ r
• Fe20 3 : trióxido de dihíerro
• Br20 3 : trióxido de dibromo
X J
b. Sistema Stock
Se usa, principalmente, para las funciones óxidos, hidróxidos
e ion positivo. Se indica la valencia del elemento químico utili­
zando números romanos.
Para óxidos
óxido de nembie de elemento (valencia)
Ejemplo
Nombre los óxidos del ejemplo anterior.
• Fe20 3 : óxido de hierro (III)
• Br20 3 : óxido de bromo (III)
Los óxidos básicos son sólidos,
de colores característicos; por
ello, se pueden usar como in­
gredientes de las pinturas.
Óxido de plomo (II): amarillo
Óxido de cobre (I): rojo
Óxido de manganeso (IV): negro
Los tres sistemas explicados no
se contradicen, son indepen­
dientes. Por lo tanto, cada óxido
tiene al menos tres nombres.
Fe20 3: trióxido de dihierro
Fe20 3: óxido de hierro (III)
Fe20 3: óxido férrico

222. El dióxido de carbono, C 0 2, es
un gas que tiene una serie de
• propiedades que lo hacen per­
fecto para la extinción de incen-
i d¡OS.
Le ; extintores de C 0 2 no dejan
j vnqún tipo de residuo después
de su utilización, por esa razón
puede ser utilizado sin necesi­
dad de limpiar lueqo la zona.
c. Sistema clásico o tradicional
Se usa, principalmente, para las funciones óxido básico, óxido
ácido (anhídrido), hidróxido, oxácido e ion. positivo. Es necesa­
rio conocer la cantidad de valencias y la valencia del elemento
químico en estudio para poder decidir por el prefijo y el sufijo.
Para el óxido básico
<
---------------- j
óxidoíra'íz del elemento)+(sufijo)
j
Para el óxido ácido o anhídrido
anhídrido(prefijó +raíz del elemento +sufijo)
'Osiempre
Para los prefijos y sufijos se debe tener en cuenta lo siguiente:
•''V "
V : «
V m p v
'
*í. V
*
. r - V -• .¡V
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I .to
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... ico único „ ^mayor ..mayor mayor
Per...ico
p |f
^
tx máximo
k. #
Aplicación 4
Formule y nombreóxidos, para cada caso, escogiendo un ele­
mento.
Resolución
Para esto debemos, necesariamente, identificar si el elemento
es metal o no metal y su valencia correspondiente. Desarrolla­
remos los casos para la tabla presentada.
Caso 1
Sodio: metal de valencia única
Val=1
Na20 : óxido sódico
Caso 2
Boro: no metal de valencia única
B20 3: anhídrido bórico

223. Caso 3
Hierro: metal de dos valencias
Val= 2 y 3
FeO: óxido ferroso
Fe20 3: óxido férrico
Caso 4
Carbono: no metal de dos valencias
Val= 2 y 4
CO: anhídrido carbonoso
C 0 2: anhídrido carbónico
Caso 5
Fósforo: no metal de tres valencias
Val=1; 3 y 5
P20
p20 3
p20 5
A fP'A.
anhídrido hipofosforoso
anhídrido fosforoso
. . .
anhídrido fosfórico
Caso 6
Bromo: no metal de cuatro valencias
Val=1; 3; 5 y 7 0 , ^
Br?0 : anhídrido hipobromoso
'-£v,
Br20 3: anhídrido bromoso
Br20 5: anhídrido brómico
Br20 7: anhídrido híperbrómico (anhídrido perbrómico)
Caso 7
Cromo: metal de cuatro valencias
Val=2 y 3 (forma óxido básico)
CrO : óxido cromoso
Cr20 3: óxido crómico
Val=3 y 6 (forma óxido ácido)
Cr20 3: anhídrido cromoso
C r0 3 : anhídrido crómico
Algunos óxidos ácidos son con­
taminantes primarios del aire
(procedentes directamente de
las fuentes de emisión y alteran
la propiedad del aire).

224. La leche: de magnesia es una
mezda que contiene hidróxido de
: magnesio, Mg(OH)2; es común­
mente utilizada como antiácido
j j]
'4 (por su propiedad básica) o como
I laxante.
3.2. Función hidróxido
Es el conjunto de compuestos ternarios que se caracterizan
porque poseen el ion hidróxido (OH)-1 unido mediante enlace
iónico al catión metálico. El ion (OH)-1 queda libre cuando el
hidróxido se disuelve en el agua. En casos en los que el hidróxi­
do es insoluble, el ion hidróxido no queda libre.
Los hidróxidos poseen propiedades básicas, por ello se les lla­
ma también bases.
Fórmula general
De manera directa se obtiene usando la valencia para el metal M.
Val(M)=1; 2; 3; 4
I ....
' V
f{ • i
Obtención general.
o?
1 0*id|ÉbJ>sico iia -> hiOroxict<
El metal conserva su valencia, también su.EO.
Aplicación 5
Halle el hidróxido a partir de Fe20 3.
RESOLUCION
Según la fórmula del óxido, el hierro actúa con valencia=3 y al
transformarse en hidróxido la valencia se conserva Val=3
Fe20 3+H20 ^4t#Fe(0 H)3
Pero es más usual utilizar la formulación directa.
Aplicación 6
Formule y nombre el hidróxido del hierro utilizando la valencia 3.
Resolución
Aplicamos la formulación directa para Val(Fe)=3.
Fórmula química: Fe(OH)3
• Nombre en sistema IUPAC
fpiefijc) )
+hidróxido ele nr miare (1
1
e metal
(mimef ICO
Fe(OH)3: trihidróxido de hierro

225. • Nombre en sistema Stock
hidróxido cié nombre de! meta! (vaiencia)
Fe(OH)3: hidróxido de hierro (III)
* Nombre en sistema clásico o tradicional
’ ~ ~ ' 'i
hidróxido (raíz de! metal a-sufijo) i
v.__________________________ ____________ _____________________________J
Fe(OH)3: hidróxido férrico
_ _ _ _ _ _ _ _ •- : r-rr*- ®
¡r------- •
f" £ -'
. tojc/lénníc- ó . .. á
Si el metal tiene valencia única, solo formará un
hidróxido. No es necesario indicar ia.valencia
en el sistema Stock. 'ó /
Mi % ’-' pfi
^
....... -i ............................. —. -- ----:—
.—
Ejemplo
Ca(OH)2: hidróxido de calcio (II) o
Ca(OH)2: hidróxido de calcio
3.3. Función ácido
Es el conjunto de compuestos que presenta en
su estructura molecular uno o más átomos de
hidrógeno, los cuales al disolverse en el agua
se liberan en forma de H+
, llamado ion hidró­
geno o protón.
Los ácidos tienen propiedades opuestas a las
bases.
Según su composición, los ácidos inorgánicos
se clasifican en dos grupos: oxácidos e hidrá-
cidos.
3.3.1. Ácidos oxácidos
Son compuestos covalentes ternarios (poseen
hidrógeno, no metal y oxígeno).
anhídrido-ragua —
> oxácic
El no metal conserva su valencia, también su EO.
Ejemplos
1. Halle el ácido oxácido a partir del C 02.
C02+H20 -> H2C 03 '
2. Obtengamos el ácido oxácido a partir del
anhídrido nítrico, N20 5.
n2o 5+h, o -» ^ > :)h n o )j
Aplicación 7
El anhídrido fosfórico, P20 5, para formar un
ácido oxácido estable requiere, por cada mo­
lécula de anhídrido, tres moléculas de H20
(ácido oxácido tipo orto). Indique la fórmula
química y los dos nombres admitidos.
Resolución
Se escribe la ecuación química siguiendo la
condición.
1P2
05+3H20 -> y í$
-
>

226. Los anhídridos de B, P, As y Sb
forman oxácido estable al com­
binarse con agua en la propor­
ción 1a 3. Son oxácidos polihi-
dratados que, para este caso,
utilizan el prefijo o r t o .
El ácido bórico, H3B03
, llamado
también ácido ortobórico, es un
polvo de color blanco que sirve
como ingrediente esencial en
muchos productos farmacéuticos
que se utilizancomoantisépticos.
Sus usos sonvariados.
Para nombrar los oxácidos suele utilizarse el sistema clásico.
ácido (prefijo + 1aiz del elemento--sufijo) ¡
---------- t
-
1C
’ m
em
ore
Fórmula general
Usamos la valencia para el no metal (E).
Val (E)=1; 2; 3; 4; 5; 6 o 7
1 ConvaMmpar H^(val+1)/2
2 Conval=par H2EO(val+2)/2
B, P, As y Sb poseen
H3EO(val+3)/2
Y/áípnria ímnpr cuando es un ácido poli-
.v
;;>
--V
C
3
ldIV
_lallllfJCll.
/ Æ
/ JÉ P jk » X
dratado de tipo orto.
I ,, W
r ¿S? Jk t
Ejemplo | :; f |
fM
T
-
,«
**
§ i
Formule y nombre los respectivos ácidos para tres elementos
Considere los tres casos de la tabla anterior.
Caso 1
^
$
£
§
5
^
. .-
í.-
r
V
Nitrógeno: valencia impar=3 ÿ 5 : ■
HNO(3+1)/2 —
> HN02: ácido nitroso
HNO(5+1)/2 ^ HN0 3: ácido nítrico
Caso 2
Azufre: valencia par=2; 4 y 6
• H2SO(2+2)/2 —
> H2S02 : ácido hiposulfuroso
• H2SO(4+2)/2 H2S 0 3 : ácido sulfuroso
• H2SO(6+2)/2 -> H2S04 : ácido sulfúrico
Caso 3
Fósforo: valencia ¡mpar=1; 3 y 5
• H3PO(1+3)/2 -> H3P02: ácido hipofosforoso
• bl3PO(3+3j/2 —
> H3P03: ácido fosforoso
• H3PO(5+3)/2 -> H3P04: ácido fosfórico

227. Aplicación 8
Formule el ácido permangánico.
Resolución
Del nombre
3.4.1. Hidruro metálico
Es el conjunto de compuestos iónicos donde el
metal (M) actúa como catión.
Ejemplo
Formule y nombre los siguientes dos hidruros
metálicos.
Entonces, la fórmula es
H-,Mn0^7+1j -> HMn04
3.3.2. Addos hidratados / ¿É?
Son soluciones acuosas (mezcladas con agua) 1
de los compuestos binarios que forma e! hi­
drógeno por combinación con elementos no
metálicos del grupo VIA (S, Se, Te) y del grupo
VIIA (F, Cl, Br, I). Por lo tanto, no poseen oxíge-
no en su molécula. M
‘XX/, ' •
f/ %
■
>
._
_ ''
3 .4 . Función hidruro ^
Es el conjunto de compuestos binarios que
forma el hidrógeno por combinación con ele­
mentos metálicos y no metálicos. Los más im­
portantes son los elementos representativos
(grupo A).
Valencia de los elementos representativos
para formar hidruros
9 NaH: hidruro de sodio
- CaH2: hidruro de calcio
3.4.2. Hidruro especiai
Es el conjunto de compuestos covalentes del
no metal E, ubicados en los grupos IIIA, IVA
y VA.
J EH V
Ejemplo
Formule y nombre los siguientes cuatro hidru­
ros espéciales (lo usual es el nombre especial).
• BH3: borano
• S¡H4: silano
• NH3: amoniaco
• PH3: fosfina
3.4.3. Hidruro ácido
Es el conjunto de hidruros no metálicos, de
elementos del grupo VIA (S, Se, Te) y del grupo
VIIA (F, Cl, Br, I).
IIA IIIA IVA VA VIA VIIA
2 3 4 3 2 1
| K v .; .t ;
Para nombrar (puros)
! (taiiz del elemento -
ruro) de hidrógeno
El hidrógeno actúa con valencia 1.

228. Para nombrar como ácido hidrácido (disueltos en agua)
(ácido) (raíz dei elemento í hídrjco)
Ejemplo
Formule y nombre hidruros y sus respectivos hidrácidos para
tres elementos químicos: Cl, F y Se.
° HCI : cloruro de hidrógeno
HCI(ac) : ácido clorhídrico
* HF : fluoruro de hidrógeno
Aplicación 10
Formule el sulfuro de hidrógeno.
Resolución
Del nombre, obtenemos
sulfuro de hidrógeno
HF(ac) : ácido fluorhídrico
H2Se : seleniuro de hidrógeno
H2Se(aC
) : ácido selenhídrico
El amoniaco, NH3, es un com­
puesto químico. En condiciones
ambientales es un gas amplia­
mente utilizado en la industria
química como refrigerante. Se
disuelve con facilidad en agua
y se forma el agua amoniacal.
Es una sustancia muy corrosiva
y tóxica, por lo que su manejo
requiere medidas de seguridad
para evitar daños a la salud e
incluso la muerte.
Aplicación 9
Formule el ácido crómico.
Resolución *
%
Del nombre
Por lo tanto, la fórmula química es
P^CrO/6+2^ H2C r0 4
La fórmula química es H2S(g)'

229. Especies químicas iónicas
a. Aniones
Provienen de la disociación iónica del ácido por acción del
agua. Para nombrar, se cambia el sufijo del ácido origen.
oxácidos
-oso -ito
-ico -ato
hidrácido -hídrico -uro
Ejemplos
h n o 2
ácido nitroso
HNO3I
ácido nítrico
H2S
%
->
■W
y ■tía
ácido sulfhídrico
(n o 2)
nitrito
-1+H+
(n o 3)_1+h+
nitrato
f r , 0
r —
2+2H+
' t W -
f
sulfuro
%■'
%
■
/
/%
,
Puede perder parcialmente el número de hidrógeno.
H2S * HS' 1
tres nombres ■
sulfuro ácido
hidrógeno sulfuro
bisulfuro
L_________ _ ^ M 1
h 3p o 4
ácido fosfórico
fosfato
(h 2p o 4)_i
fosfato ácido
hidrógeno fosfato
fosfato diácido
[ dihidrógeno fosfato
El agua regia es una solución
altamente corrosiva de color
amarillo. Se forma por la mezcla
de ácido nítrico concentrado y
ácido clorhídrico concentrado
en la proporción de una a tres
partes en volumen.
Es capaz de disolver el oro, el
platino y el resto de los meta­
les. Fue llamada de esta forma
porque puede disolver aquellos
metales llamados regios (meta­
les nobles).

230. Lasalyodadaes una mezcla, prin­
cipalmente de cloruro de sodio
(NaCI), reforzada con yoduro po­
tásico (Kl), que tiene como finali­
dad prevenirel déficit deyodoen
Ir poblaciónydeestaformaevitar
¡os trastornos derivados como la
pérdida del coeficiente intelectual,
el retraso mental, los problemas
tiroideos oel bocio, entreotros.
b. Cationes
Provienen de la disociación iónica del hidróxido por acción del
agua. Para nombrar, el catión conserva su nomenclatura.
Ejemplos
n h 4oh —
> (NH4)1t +(OH)'-
Hidróxido de amonio —
> amonio
Fe (OH)3 —
> Fe+
3+3(OH)~1
V . t
Hidróxido férrico ion férrico
Hidróxido de hierro (III) —
> ion hierro (III)
Es el conjunto de compuestos iónicos. Se pueden obtener por
procesos químicos de neutralización ácido-base.
.,/* , v
V
j HidróxidotJ&do hidrac
L _ | ... ...... % &
1 k--
'■
■
■
' ■ '
,.ré
.v W* .4
4^y ,4>4y *
(-&r v • ' .¿
.s&u#*' >/$$(?'• 8
•-
X*
>
** -' < $$$,35$?• v..«xé. <
'ido -
donde el hidróxido aporta catión metálico (M+n) y el ácido
aporta anión (A- '7
1
).
;
•
*
» ¡
f " ‘
Fórmula general
También se obtiene por corrosión del metal activo por acción
del ácido.
Ejemplo
Fe+HCI(aC
) -> FeCI3(ac)+H2(g)
Formas de nombrar
Se puede usar el sistema clásico o sistema stock. Para ambos
sistemas es necesario reconocer por el nombre al catión y al
anión.
,I ,11
. ¡1111 ‘ií 11
, k

231. Ejemplos
1. Formule y nombre una sal haloidea.
(Fe+3) +(s -2) -» Fe2S3
Sistema clásico: sulfuro férrico
Sistema stock: sulfuro de hierro (III)
2 . Formule y nombre una oxisal.
(Fe+3) +(S 0 4-2) -» Fe2(S0 4)3
Sistema clásico: sulfato férrico
Sistema stodc. sulfato de hierro (III)
Tipos de sales
Consideramos el origen del anión.
% m 4 w J w ^ I
% W
s®
?. ¿m ¡/ A&mr i
3.5.1. Sal oxisal % % A V /
w J B r / f § y
/ír
»4' ,
Deriva de un ácido oxácido. El anión; posee oxígeno.
FeS04, Ca(N03)2, KN03, NaHC03, Na3P04, Na2HP04,
NaH2P 04.
¿y
É %// '^y
%
% V
>
« -
>
3.5.2. Sal haloic%i
‘w .
Deriva de un ácido hidrácido. El anión no posee oxígeno.
FeS, CaS, Kl, NaCI, AgCI, NaHS
Aplicación 1
1
Se tienen las sales NaCI, NaCIO, NaCI02, NaCI03 y NaCI04.
Indique aquella que proviene del ácido clorhídrico HCI(ac).
Resolución
El ácido clorhídrico aporta el anión cloruro CP1 para formar la
sal haloidea.
Por lo tanto, solo se cumple en una sal
Na+lC P1 -> NaCI
El sulfato de amonio, (NH4)2S04,
es usado corno fertilizante con
mayor contenido de azufre,
como sulfato de alta disponi­
bilidad para los cultivos. El ni­
trógeno y el azufre generan si­
nergia trabajando juntos ya que
ambos nutrientes son constitu­
yentes de las proteínas y están
asociados con la formación de
clorofila.
V
sulfato
BEAMONIO
G
R
A
N
U
LA
D
O
, E E E 2 Z 3
*L__i

232. Sales hidratadas
Son aquellas sales que presentan moléculas
de agua de hidratación o cristalización en su
estructura.
r
sal anhidia-xhhO
donde x=1; 2; 3; 4; 5; 6; 7;...
Ejemplos
• CaS04-2H20
Sulfato càlcico dihidratado (yeso)
• Na2CO3-10H2O
Carbonato sódico decahidratado (sosa de Ì
. . I W&. I
lavar) | % . I
X jM ' /
Permiten formular y nombrar sales de manera
Aniones importantes
Permite
sencilla.
• (n o 3)-'
• (lOa)-'
• (Br0 3)_1
• (c io 2)-'
• (cio3
)-1
• (c o 3) ' 2
• (HCO, ) - 1
nitrato
yodato
bromato
clorito
clorato
carbonato
A ^
(HP04) - 2 :
(H2P04)-’:
K )~3 ^
(B0 3)-3 :
I B A ) ' 2 :
(Cr20 7)-2:
(Mn0 4) _1: permanganato
fosfato ácido o hidrógeno
fosfato
fosfatodiácido o dihidrógeno
fosfato
fosfato (ortofosfato)
borato (ortoborato)
tetraborato
dicromato
(CIO) - 1 :
(IO)- 1 :
(BrO) : 1 :
, r x ~ 2
hipoclorito
hipoyodito
hipobromito
P : sulfuro
SwJ
i
, *,#(HS) ¿a ? ; bisulfuro (sulfuro ácido o
hidrógeno sulfuro)
y I. $•
V:■w
(h s o 3)
-1
bicarbonato (carbonato ácido
o hidrógeno carbonato)
bisulfito (sulfito ácido o
hidrógeno sulfito)
Aplicación 12
Formule el nitrato férrico.
Resolución
Se reconocen los siguientes:
catión férrico=Fe+3
anión nitrato=(N03)
Luego se aplica la regla (se cruzan las carga!
sin considerar el signo)
Fe*,3 +(N 03)V Fe(N03),

233. Aplicación 73 Aplicación 75
Formule el carbonato férrico. Formule el fosfato ácido sódico.
Resolución
Se reconocen los iones.
¡catión férrico=Fe+3
[anión carbonato=(C03)
-2
Resolución
Se reconocen los iones.
catión sódico=Na+1
Luego se cruzan las cargas sin el signo y se
obtiene la fórmula del compuesto.
Fe +(C03) Fe2(C03)3
2
anión fosfato ácido=(HP04)
Luego se aplica la regla de cruzar las cargas
sin el signo.
J
T
Aplicación 14
Formule el bisulfito cálcico.
Resolución
Se reconocen los iones.
catión cálcico=Ca+2
anión bisulf¡to=(HS03)
I 1 =
N a"+ (H P04) , 2 Na2HP04
■
r
Compuestos inorgánicos con nombres
comunes
•%
+
M •-
i
* :
-1
Luego cruzamos las cargas sin el signo.
Ca+2 +(HS03)7 ' Ca(HS03)2
a i2o 3 alúmina
¿y
CaO : cal viva
Ca(OH)2 : cal apagada
Mg(OH)2 : leche de magnesia
NaOH : soda cáustica
KOH potasa cáustica
Fe20 3 hematita
S¡02 cuarzo
KN03 : salitre

234. COLECCIÓN ESENCIAL Lumbreras Editores
m
Alfred Stock
Nació en Gdansk, Polonia, el 16 de julio de 1876. Científico especialista en
química inorgánica, aunque es especialmente conocido por su sistema de no­
menclatura de los compuestos inorgánicos, lo cierto es que su contribución a
la química fue sobresaliente y de hecho dio su vida por avanzar en el conoci­
miento de compuestos tóxicos como el mercurio y el plomo.
El "sistema Stock de nomenclatura" fue propuesto en 1919 para su uso en
la denominación de compuesto binarios siendo, con algunas modificaciones,
adoptado universalmente.
Stock estudió en Alemania, en 1899 se trasladó a París donde trabajo con
Moissan. En 1900 obtuvo la plaza de profesor en la Universidad de Breslau y en
1916 sucedió a Richard Willstátter como director del Instituto Kaiser Guillermo
en Berlín. Tras superar un severo envenenamiento por mercurio, fue director
del departamento de Química de ¡a Technische Hochschule de Karlsruhe entre
1926 y 1936. Muere en Aken, Alemania, él 12 de agosto de 1946.
^ •
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V
:ra invr I B
w .
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*
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V - í - —
La lluvia ácida es la lluvia que tiene ácidos disueltos, principalmente el ácido sulfúrico (H2S04) y el ácido
nítrico (HN03), procedentes de sus óxidos; por lo tanto, son contaminantes secundarios.
H.-.v : y ’ .V,-’
. 4 ; a> v,.. i^
V
Ífe
í;,
!

235. Capítulo 6
FUNCION QUIMICA
Un conjunto de compuestos que
tienen el mismo grupo funcional..
se obtiene a porür del
Hidrógeno (H2)
1
Metal No metal
(VI; VilA)
Oxígeno (02)
Hidruro
metálico
•"'i
Metal No metal
•i W
'-V ,"í
i J 0 -
k— .
Hidruro ácido
' .. ■
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i ' ‘ «
«
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en
Oxido
WXIUU Óxido
básico
y
ácido
/4f, Hio
Ácido hidrácídó Hidróxido Oxácido
t
_____
«Xw % &
g
// ___
y '■ X
( Salbaloidea
'r- 4» --
r*í
Sal oxisal
fe. .„i?
pueden s<r
Neutras
NaCI,
KN03
Acidas
KHC03,
NaHS
_____y
Básicas
MgOHCI,
AI(0H)2N 03
Hidratadas
CaS04-2H20

236. Problema N.‘ 1
_______
En la siguiente estructura del dióxido de car­
bono:
6 : : C : :0
• • • •
determine la valencia del carbono y oxígeno,
respectivamente.
A) 4 y 4 B) 8 y 8 C ) 4 y 2
D) 6 y 8 E) 2 y 2
Resolución
Entonces, aplicamos las reglas 1, 2 y 5 del esta­
do de oxidación, para lo cual la regla 5 indica
que XEO =0.
H N 0 2 (+1)+(x)+2(-2)=0
x= +3
Q j y f i '1
¡
H n Iq J (+1)+y+3(-2) =0
y=+s
Por lo tanto, la suma es (+3)+(+5)=8.
Clave
Las valencias del carbono y del oxígeno son 4 y
2, respectivamente. Si evaluamos la estructura,
solo encontramos enlace coválente.y>;ia valen- ,
cia para cada átomo es el numero de electro- |
nes aportados por átomo, 4 "
■
y■$££.
•%
!
'Ja aportados por oxítf^a,yal..
• • •
O : : C : : O
•• — — »•
l i
i— ¿e "y Ze aportados por carbono
I—
►Val’(Ci —
4 ■
%
Clave (:i •
Problema N.‘ 2
El nitrógeno puede formar dos oxácidos: HN02
y HNOs. Determine el estado de oxidación del
nitrógeno e indique la suma de estos valores.
A) +2
D) +1
B) +8 C) +5
E) +7
Resolución
Nos piden determinar el estado de oxidación
del nitrógeno en ambos compuestos.
Problema N.‘ 3
El ion permangánico M n04 es una especie
química que se encuentra en diferentes sales.
Determine el estado de oxidación del metal.
A) m ' B) +4
d) +7 y !
C) +5
E) +8
Resolución
Nos piden el estado de oxidación del metal
(Mn). Entonces, aplicamos las reglas 1 y 6 del
estado de oxidación.
Para una mejor visualización, lo escribimos en­
tre paréntesis: (Mn04)~1.
Entonces
x í -2
(Mn y - J
real
v ,
L
o
Finalmente, reemplazamos
x +4(-2)=-1
Por lo tanto, despejando tenemos que x =+7.
Clave
2.

237. Problema N.‘ k
Recuerde que los metales de IA, al formar un
compuesto, alcanzan a tener EO=+1. Indique
cuál de los siguientes se relaciona con el pe­
róxido.
A) K20
B) U20
C) Na20 2
D) Na20
E) Rb20
Resolución
Nos piden identificar al peróxido. Una forma
de reconocer un peróxido es a través del esta-
do de oxidación del oxígeno (EO=-t). r :
Entonces, aplicamos las reglas-,3 y 5 en cada ¡i
' A. ' | f ;
compuesto.
regla
w £
a) K2 O regla 5: ^EO =0
(+1)(2)+ x=0 -> x =-2 (no es peróxido)
+1 X
b) Li 2 O:
(+1)(2)+ x=0 -> x =-2 (no es peróxido)
f/+1 x
c) Na 2 0 2:
(+1)(2)+2 (x)=0 -> x =—
1 (es un peróxido)
Entonces, este último es un peróxido, llamado
peróxido de sodio.
Por lo tanto, la alternativa C es la que se rela­
ciona con el peróxido.
Clave
Problema N.° 5 __
En relación con los óxidos, indique las propo­
siciones correctas.
I. Son compuestos oxigenados ternarios.
II. Pueden ser iónicos o covalentes.
III. Presentan como grupo funcional al ion óxi­
do, O-2.
A) solo I B) solo II C) II y III
D) I y III E) I y II
üi C
;-:3 o Le í c üo n
Evaluamos cada proposición.
I. Incorrecta
Porque los óxidos, tales como CaO, ¡<
20,
Al20 3 y ;C 02, son compuestos binarios (po-
seen dos elementos químicos).
ív
'
II. Correcta
¿rvAos óxidos básicos son iónicos; el metal
+2-2
hi actúa como catión, tal como Ca O .
Los óxidos ácidos son covalentes; el no me­
tal forma enlace covalente con el oxígeno
tal como CO,: 0 =C = 0.
III. Correcta
Todo óxido posee el ion óxido, O-2.
1 Clave
Problema N. o
Indique el nombre IUPAC del Co20 3.
A) óxido cobáltico
B) óxido cobaltoso
C) óxido de cobalto (III)
D) trióxido de cobalto
E) trióxido de dicobalto

238. COLECCIÓN ESENCIAL
Resolución
Nos piden el nombre IUPAC de un óxido dado.
Entonces, aplicamos la regla para nombrarlo
usando el prefijo numérico.
C02° 3
1
—
.trióxido do diroh.iltíi
_____ J
Clave
Problema N.' 7
Indique el nombre Stock del SnO?.
A) óxido de estaño (II)
B) óxido de estaño (IV)
C) óxido de estaño
D) dióxido de estaño (IV)
E) óxido de estannico (IV)
¡Wi
%
mk * % %
■ ■
émr jmp $
i
V V .
.y#
<
%
v
M.
Resolución
%
Nos piden el nombre Stock de un óxido, dado.
Entonces, aplicamos la regla
óxido de
( valencia del ^
nombre del
elemento
elemento
Para reconocer la valencia del elemento, lo ha­
cemos a través del estado de oxidación.
+4 r 2
Sn
óxido de estaño (IV)
Val =IGOI
*Val(Sn)=|+4|=4
Clave
Problema N.* 0 ___________ ___ ____________
Indique el nombre clásico del Cl20 5.
A) óxido dórico
B) anhídrido dórico
C) anhídrido cloroso
D) anhídrido hipocloroso
E) anhídrido perclórico
Resolución
Nos piden el nombre clásico de un óxido dado.
Entonces, debemos reconocer la valencia del
cloro.
;+5 : -2
Cl2 O5}X eO=0 Val=|EO|
*Val(CI)=| +5|=5
Recordemos que el cloro puede actuar con
cuatro valencias.
I"" ^ O "V a 1=1; 3; 5; 7
-perclonco
dórico
* cloroso
hipocloroso
El cloro es no metal; entonces, al nombrar se
utiliza la palabra anhídrido.
Así
anhídrido sufijo
V . _______ j
raíz del no
metal
Por lo tanto, el nombre clásico del Cl20 5 es an­
hídrido dórico.
Clave

239. Recuerde que los metales de IA, al formar un
compuesto, alcanzan a tener EO=+1. Indique
cuál de los siguientes se relaciona con el pe­
róxido.
A) K20
B) ü20
C) Na20 2
D) Na20
E) Rb20
Problema N.* 4
En relación con los óxidos, indique las propo­
siciones correctas.
I. Son compuestos oxigenados ternarios.
II. Pueden ser iónicos o covalentes.
III. Presentan como grupo funcional al ion óxi­
do, O -2.
A) solo I B) solo II C) II y III
D) I y III E) I y II
Problema N.° 5
Resolución
Nos piden identificar al peróxido. Una forma
de reconocer un peróxido es a través del esta­
do de oxidación del oxígeno (EO=-1).-'
I
Entonces, aplicamos las reglas 3. y 5 en cada
compuesto. i
w J
0 3 )
a, 3 ¡ ó regla 5: X EO =0
(+1)(2)+ x=0 -> x - - 2 (no es peróxido)
jv#
s
#
'
+1
1 X
b) Li2 O:
(+1)(2)+ x=0 -» x =-2 (no es peróxido)
+
1 x
C) Na2 0 2:
(+1)(2)+2 (x)=0 -> x=-1 (es un peróxido)
Evaluamos cada proposición.
I. Incorrecta
Porque los óxidos, tales como CaO, K20,
Al20 3 y;C 02, son compuestos binarios (po­
seen dos elementos químicos).
i m -v
II. Correcta
x,'
.Los óxidos básicos son iónicos; el metal
w , ' X j X +2 -2
C actúa como catión, tal como Ca O .
Los óxidos ácidos son covalentes; el no me­
tal forma enlace covalente con el oxígeno
tal como COy 0 =C = 0.
III. Correcta
Todo óxido posee el ion óxido, O-2.
. • Clave
Problema N.° 6
Indique el nombre IUPAC del Co20 3.
Entonces, este último es un peróxido, llamado
peróxido de sodio.
Por lo tanto, la alternativa C es la que se rela­
ciona con el peróxido.
Clave
A) óxido cobáltico
B) óxido cobaltoso
C) óxido de cobalto (III)
D) trióxido de cobalto
E) trióxido de dicobalto

240. COLECCIÓN ESENCIAL Lumbreras Editores
Resolución
Nos piden el nombre IUPAC de un óxido dado.
Entonces, aplicamos la regla para nombrarlo
usando el prefijo numérico.
Co20 3
U -trióxido de dicobalto
~
1
7
I
________________ i
Problema N.‘ 0 __ ____________
Indique el nombre clásico del Cl20 5.
A) óxido dórico
B) anhídrido dórico
C) anhídrido cloroso
D) anhídrido hipocloroso
E) anhídrido perclórico
Clave
Problema N/ 7
Indique el nombre Stock del SnO?.
*&&&&*&&**.
A) óxido de estaño (II)
B) óxido de estaño (IV)
C) óxido de estaño
D) dióxido de estaño (IV)
E) óxido de estannico (IV)
jm>
Æ FÆ .
V
S
sS
' A -
V
&
WJhr $
, r .„, ... $
■ ■
; ; /,
I
'W Æ F /
V /'
. ■
Resolución
Nos piden el nombre Stock de un óxido dado.
Entonces, aplicamos la regla *
^valencia dél 1
óxido de
nombre del
elemento
elemento
Resolución
Nos piden el nombre clásico de un óxido dado.
Entonces, debemos reconocer la valencia del
cloro.
+ 5) -2
Cl2 O5} X eO=0 Val =|EO|
#** S é
#I #
Val(CI)=| +5|=5
Recordemos que el cloro puede actuar con
,3*cuatro valencias.
a
/ ,v w : Val=1; 3; 5; 7
perclórico
dórico
* cloroso
hipocloroso
Para reconocer la valencia del elemento, lo ha­
cemos a través del estado de oxidación.
r )
I Val = | E O J
I__I
_____________ i
+4 Ü ' - ’
Sn 0 2 *Val(Sn)=|+4|=4
óxido de estaño (IV)
Clave D,
El cloro es no metal; entonces, al nombrar se
utiliza la palabra anhídrido.
Así
anhídrido sufijo
'-------v
-------'
raíz del no
metal
Por lo tanto, el nombre clásico del Cl20 5 es an­
hídrido dórico.
Clave

241. Problema N.' 9
Indique las fórmulas del óxido estánnico y del
anhídrido bórico.
A) SnO, B20 3
B) Sn02, B30 2
C) Sn02, B20 3
D) Sn03,B 20 3
E) Sn02, B03
Resolución
Nos piden el nombre IUPAC.
Entonces, aplicamos la regla.
prefijo numérico hidróxido nombre del metal
Co(OH)2
[ “
q
K
-Hí <
’'■
■
■
■
r<
'i’!•
•
*
!••)
Clave
Nos piden la fórmula para dos óxidos señala­
dos a partir de su nombre clásico.
Entonces, analizamos cada nombre. "
'•
á
íV
J
jp A
• Óxido estánn ico Val(Sn)=2;4.
Snx°x
|
_______
SnO-,
Anhídrido bór ico Val(B)= 3 (único)
b 2o 3
**i;O'í2
1
.Ci ii-¿t iñl« i u
Indique cuál es el proceso químico que forma­
rá el ácido dórico.
A) CI2+H20 |- >
B) Cl20 +H20 ~>
C) c i2o 3+h2o ->
D) Cl20 5+H20 -4
fH ),C I20 7+H20
*
>
3
j-
7
í>
"
íV5
.i Lt«
>
—
i-liSí
^>K -
.o
!'*
Por lo tanto, la alternativa C contiene la fórmu­
la de los óxidos que nos piden.
Clave
Problema M/ 10____ __________________
Indique el nombre IUPAC del compuesto ióni­
co ternario Co(OH)2.
A) hidróxido de cobalto
B) hidróxido cobaltoso
C) hidróxido cobáltico
D) hidróxido de cobalto (II)
E) dihidróxido de cobalto
Nos piden reconocer el proceso químico en el
que el anhídrido del cloro se transforma en un
oxácido de cloro.
Recordemos que en la obtención de un oxácido,
a partir del anhídrido, se conserva la valencia,
así como el estado de oxidación del no metal
(en este caso, cloro).
anhídrido + H20 -> oxácido
anhídrido ácido clór ico
clór ico
Val(CI)=5
C
|A
Clave

242. Problema N/ 12
Identifique el compuesto con menor atomici­
dad.
A) ácido yódico
B) ácido permangánico
C) ácido sulfúrico
D) ácido bórico
E) ácido nitroso
e) ácido nitroso: Val(N) = 3 y 5
HN03+
1 =HN02 atomicidad=4
T
Clave
Evalúe cada alternativa e indique la relación
correcta nombre:fórmula química.
Resolución
Nos piden el oxácido que presenta menor ato­
micidad.
NO OLVIDE / ' %
Atomicidad=número dé'átomos-■
' .
por fórmula química (molécula)
• ■
Entonces, para cada alternativa debemos for­
mular el oxácido y determinar su atomicidad.
a) ácido yódico: Val(l)=1; 3; 5 ; 7
HIO
:4
¡
'S
y
'¿t.
disponibles
5+
1
V P
=HI03 atomicidad=5
A) ácido selenhídrico: H2Se(gí
B) yoduro de hidrógeno: Hl(ac)
C) ácido yodhídrico: H lg
)
D) telururo de hidrógeno: H2Te(ac)
E) sulfuro de hidrógeno: H2S(g)
. S
'y
j'P M
'¿íSX -, ’• 4
f S J r €
ñ
*
¡
Nos piden reconocer la relación correcta nom­
bre ;fórmulaquímica.
Los hidruros ácidos se presentan como puros (g)
o mezclados con agua (ac). Debemos saber la
forma de nombrar.
Entonces, analicemos cada una de las alterna­
tivas:
b) ácido permangánico: Val(Mn) =4; 6; 7
HMnO?+1 =HMn04 atomicidad=6
T
c) ácido sulfúrico: Val(S) =2; 4; 6)
H2S 0 6+2 =H2S 0 4 atomicidad=7
T
d) ácido bórico: Val(B) = 3i
H3B 0 3+3 =H3B03 atomicidad=7
~
2
a) Es incorrecta, porque el ácido selenhídrico
es H2Se(ac).
b) Es incorrecta, porque el yoduro de hidró­
geno es Hl(g).
c) Es incorrecta, porque el ácido yodhídrico
es Hl(ac).
d) Es incorrecta, porque el telururo de hidró­
geno es H2Te(g).
e) Es correcta, porque el sulfuro de hidróge-
no es H2S(g).
Clave
2*

243. Problema N.‘ 14
Evalúe cada alternativa e indique la relación
incorrecta de fórmula:nombre.
0 PO¡3: fosfato
i) B 033: borato
)) C rC j2
: cromato
B) NCA: nitrato
E) CIO/ clorato
Resolución
Nos piden la relación incorrecta. Entonces, po­
demos formular a cada anión que proviene de
un oxácido.
a) fosfato <
— ácido fosfórico
-3
(P04)' h 3
po
5+3
2
b) nitrato ácido nítr ico
(N 03) 1 e- HNO/ 5
5+
1
2
c) borato <
— ácido bórico
(BO J
3
- 3
h3b o í3+3
d) crom ato ácido cróm ico
(CrO J"2 <- H2Cr04
e) clorato. <- ácido dórico
(C I03)~1 <- HC,0 | 5+lj
Por lo tanto, la alternativa que indica la rela­
ción incorrecta es la E.
Indique la cantidad de sales haloideas y sales
oxisales, respectivamente, según AgN03, CuF2,
Ca3(P0 4)2' K2S y CuS04.
A) 2 y 3 B) 1y 4 C) 3 y 2
D) 4 y 1 E) 0 y 5
Nos piden reconocer las sales haloideas y sales
oxisales. Entonces, recordemos:
• Sal haloidea sin oxígeno
en el anión: CuF„ K2S 2
• Sal oxisal con oxígeno en
el anión: AgN03, Ca3(P04)2, CuS04 3
Por lo tanto, las cantidades de sales son 2 y 3,
respectivamente.
Clave
Indique la fórmula química del sulfato de
hierro (III).
A) FeS04 B) FeS03 C) FeS02
D) Fe2(S04)3 E) Fe2(S 0 3)3
Resolución
Nos piden la fórmula química de una sal. En
tonces, evaluamos el nombre.
Fe*3+ (SO,)'.2 -> Fe2{S04).
Clave Clave

244. Probísima N/ 17
Indique la fórmula química de la sal obtenida
por la siguiente neutralización:
Fe(OH)2+HCIO, -> ]'saf¡+H,0
A) FeCI04
B) Fe(CI04)3
C) Fe(CI03)2
D) Fe(CI03)3
E) Fe(CI04)2
X
Resolución
& , %
,
Nos piden hallar la fórmula de la sal producida.^
Entonces, analizamos la disociación de ambos
i 1
reactivos. I %
/
x ' 4 F y
Fe(CI04)2tH 20
Fe+
2(OH)~2
1+ H (CI04)
T V _ ] —r-
Nos piden reconocer al anión sulfito en la .sal.
Entonces, es necesario conocer la representación
del sulf ito proveniente del ácido sulfuroso.
H,SO
se
disocia
4+2
2
->
2FI+
1+(S03)
-2
Finalmente, en cada alternativa se evalúa al
anión.
+1
a) K2 (S02)
-2
+1
-1
—
> P fe
b) Na(HS03j
» C Y fe
;+3 &
c
) Ai.2(so4r
J
forman ¡a sai
Por lo tanto, la fórmula química de la Sal obte­
nida es Fe(CI04)2.
, ■
+2 '
d) F 0'
+3
e) Fe2 (S04)
-2
Clave
Esta es la fórmula
química.
Clave
Problema N.‘ 13_____________________________
Indique la fórmula química de la sal que con­
tiene anión sulfito.
Indique la fórmula química de los reactivos
usados para obtener el permanganato férrico
Fe(Mn04)3.
A) K2S02
B) NaHS03
C) ai2(so4)3
D) FeS03
E) Fe2(S04)3
A) Fe(OH)2 y HMn04
B) Fe(OH)3 y H2Mn04
C) Fe(OH)3 y HMn04
D) Fe(OH)2 y H2Mn04
E) Fe(OH)2 y H2Mn03

245. Resolución
Nos piden reconocer a los reactivos en la neu­
tralización ácido-base. Para ello escribimos la
ecuación química de la neutralización.
Fe
*N
+
3/
+ H (Mn04) -> Fe (Mn04t ì
i
Xeo=o
+h 2o
Clave
Problema N. 20
El compuesto químico Fe(HS04)3 es un com­
puesto ................de carácter......
A) covalente - básico. , 0
B) covalente - neutro.
I v
r'; rf$$r ¿ftgr
C) covalente - ácido. ;r - 'jM
•fe f M
' '
D) iónico - básico. *'>
•'
V
. " v
E) iónico - ácido.
Resolución J Í ^
Analizamos la estructura y composición:
catión-
Fe (h s o ,)3 *
1
anion acido
íPuscc h:
Por lo tanto, el compuesto químico es iónico
de carácter ácido.
Clave
. La valencia del bromo en el compuesto
MgBr2 es 1-
I. El estado de oxidación del potasio en K2S
es 1 +.
A) W F
D) FFV
B) VFF C) VFV
E) FVF
Evaluamos cada proposición.
I. Verdadera
Dívalente significa valencia 2. El átomo de
oxígeno al formar enlace iónico gana dos
electrones (val=2) y al formar enlace cova­
lente aporta dos electrones (val=2).
II. Falsa
La valencia no se expresa con signo, es un
número natural; en este caso, la val(Br)=1.
1Mg+2 -Br-
MgBr-
(Mg)2+|2:Br:
1-
I. Verdadera
Los metales de IA, al formar enlace ióni­
co, se transforman en catión movalente
(EO=1+).
Clave
Problema N.° 22
Problema N.‘ 21___
Determine la verdad (V) o falsedad (F) de las
siguientes proposiciones y elija la secuencia
correcta.
I. El oxígeno es divalente en los compuestos
químicos inorgánicos.
De los siguientes óxidos, indique cuántos son
óxidos ácidos y básicos, respectivamente.
Na20, N20 3, Br20 3, P20 5, Se03, MgO, Fe20 3
A) 3 y. 4 B) 5 y 2
D) 1y 6
C) 4 y 3
E) 2 y 5

246. COLECCIÓN ESENCIAL Lumbreras Editores
Resolución
Por su propiedad química, los óxidos pueden
ser ácidos o básicos, teóricamente podemos
'reconocerlo a través del tipo de elemento quí­
mico (no metal y metal). Se puede consultar la
tabla periódica.
i—
- óxido ácido (contiene no metal)
.
onde J N20 3 , Br20 3, P20 3, Se0 3 f.:> 4
- óxido básico (contiene metal)
Na20, MgO, Fe20 3 ['] 3
i
f %
I
Clave V
w .m,
<Ü fr A
¿Cuál es la posible fórmula deí óxido que se for-
v /
$
'
ma con un elemento químico (E) del grupo VIA?
A) E20
D) E20 7
B) E20 3 C) E20 5
E) E03
%. S
W
e
V
Resolución
Al formar óxido un elemento químico del gru­
po VIA actúa con valencia par=2, 4 o 6.
La fórmula del óxido es
ír'-'> poíiD'es
fórmiilo s
i ^2^vaitE)
v
___________
EyO y —
> EO
E¿ 0 /
EO,
EO,
Clave
Problema M
.‘ ?M
_____________________________
Determine la atomicidad del hidróxido cobáltico.
A) 7
D) 8
B) 5 C) 6
E) 9
7
Nos piden la atomicidad.
atomicidad -
n 0 de átomos po
unidad fórmula
— La fórmula general: M(OH)va](M
)
En este caso, el metal (M) es cobalto (Co).
— *val (Co)=2 ; 3
•
^
p
§
*
*v
|+V^Co(OH)3 atomicidad =1 +3+3 =7
^7+^ u
Clave
Problema N.° 25 ______________________
Los ácidos oxácidos se obtienen a partir de los
anhídridos. Determine la fórmula química del
anhídrido utilizado para formar el HCI03.
A) Cl20
D) Cl20 3
Resolución
B) 0 ,0
5 2 C) CI20 5
E) Cl20 7
Nos piden la fórmula química del anhídrido de
cloro.
En la transformación química del anhídrido de
cloro a ácido oxácido, el cloro conserva su va­
lencia y EO.
251

247. Calculando el EO del cloro en HCI03 y aplican­
do las reglas obtenemos
© < ©
HCI O-
x=+5
}(+1)+x+3(-2) =0
EO(CI) =+5
lval(CI)=|+5|=5
La fórmula del anhidro es E2Oval(E)
Reemplazamos y obtenemos Cl90 5.
Clave
Problema N.° 26
Determine el nombre y la atomicidad de! ácido
oxácido del azufre que participa con su mayor
valencia. / -
A) ácido sulfúrico-7
B) ácido sulfúrico-6
C) ácido sulfuroso-6
D) ácido sulfuroso-5
E) ácido hiposulfuroso-5
Resolución % #
Nos piden el nombre y la atomicidad del ácido
oxácido.
Condición
mayor val(S)=2 , 4 , 6
Formulando directamente obtenemos
6 +2
H2 S 0 4
ácido sulfúrico
atomic¡dad=2+1+4 =7
Clave
Problema N/ 27
El óxido heptatómico de un halógeno se com­
bina con agua, H20. Indique la atomicidad y
el tipo de compuesto producido en la com­
binación.
A) 5: ácido hidrácido
B) 5: ácido oxácido
C) 7: ácido oxácido
D) 5: hidróxido
E) 4: ácido oxácido
cíS írO iliO Q T i
Nos piden describir el compuesto producido a
partir del óxido ácido (anhídrido), porque per­
tenece a un halógeno.
1E2° 5+1H2° H2E20 63 HEOb
Clave
Problema N/ 2B _ _ . ______
Determine el anión y su respectivo nombre
que se genera a partir de H?S.
A) HS1 : ion bisulfuro B) HSI+: ion bisulfuro
C) S1
”: ion sulfuro
1 + . •
D) S2 : ion sulfato
Resolución
^2E (ac) 2 posibilidades
arido
E) S'C ion sulfuro
HSi_ ion bi sulfuro
o,
---<iri'hirii
ya perdió la mitad de
numeres de hidrogen
S2~ ion sulfuro
Clave

248. Problema N.c29
Determine la fórmula química de !a sal químicamente neutra al hacer reaccionar NaOH con H2S.
A) Na2S B) NaHS C) NaS- D) NaS E) NaS;
Resolución
Nos piden la fórmula química de la sal.
Se plantea
NaOH +H2S -? sal+agua
Se analiza: 2(Na+l+(OH)-1) +Í2H+
Vs~2
] -> Í2Na+
1+S"2
J+ [2H+1+2(OH)'1
- . V
“V .................V-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
Se explica:
Se resume:
V u A v ' ' i ’ -
l :
2NaOH + r1H?S -4 Na.S + 2H20
íí?
sf* 'C
>
.
V
*
r
•:íV ■
»
V
% >
V ,.--4
Clave
Problema N.430
Determíne la fórmula química de la sal químicamente acida al reaccionar Fe(OH)3 con H2S.
A) Fe3S2 B) FeS C) Fe2S3 ' D) Fe(HS)3 E) Fe(HS)2
Resolución
Nos piden la fórmula química de la sal ácida (el anión posee H sustituible). Analizando directamen
te obtenemos
+
3 _i +
1 _i
Fe(OH)3 +HÍHS)' -» Fe(HS)3 +H20
Clave

249. En la siguiente estructura del ácido nitroso:
H* ’ O* • N.
indique la valencia del hidrógeno, el oxíge­
no y el nitrógeno (en dicho orden).
f>
. Respecto de los hidróxidos, indique las
proposiciones correctas.
I. Son compuestos ternarios.
II. Presentan como grupo funcional al ion
hidróxido (OH)“ 1
.
III. Son compuestos covalentes de carác­
ter básico.
2.
A) 1; 1; 3 . B) 1; 2; 3 C) 1; 2; 5
D) 1; 2; 4 E) 1; 4; 5
El fósforo puede formar varios compues­
tos tales como H3P04, Ca3P2 y NaH2P04.
Indique el estado de oxidación del fósforo,
respectivamente.
A) +5; +3,' +3
B) +5;-3;+3
C) +3;-3;+3
D) +3;+3;+5
E) +5;-3;+5
A) I y II
B) solo III
C) I y III
D) Il y III
E) todas
Indique el nombre IUPAC del Mn03.
A) trióxido de manganeso (III)
B) trióxido de manganeso (VI)
q C) trióxido mangànico
D) trióxido de manganeso
. E) óxido de manganeso (VI)
•) ..
3 El ion dicromato, Cr20 7 , es una especie
química que se encuentra en diversas sa­
les. Determine el estado de oxidación de
cada átomo de cromo.
A) +12 B) +3 C) +4
D) +5 E) +6
Indique el nombre Stock del Mn03.
A) anhídrido de manganeso (III)
B) anhídrido de manganeso (VI)
C) óxido de manganeso (lllj
D) óxido de magnesio (VI)
E) óxido de manganeso (VI)
Se sabe que los.metales de IIA, al formar
compuestos, alcanzan a tener EO=+2.
Indique la alternativa que representa al
peróxido.
A) CaO B) Ca20 C) MgO
D) Mg02 E) BaO
Indique el nombre clásico del Ag20.
A) anhídrido de plata
B) óxido de plata
C) óxido plático
D) anhídrido argéntico
E) óxido argéntico

250. 9. Indique el nombre clásico del Br20 3.
A) óxido bramoso
B) óxido brómico
C) anhídrido bramoso
D) anhídrido brómico
E} trióxido brómico
10. Indique la alternativa que contiene la fór­
mula de anhídrido mangànico y óxido
mangànico, respectivamente.
A) Mn03 y MnO
B) Mn20 7 yM n0
C) Mn03 y Mn20 3
D) Mn03 yM n 03 ......
E) Mn02 y Mn03 /
11. Identifique el nombre IUPAC del compues­
to iónico ternario Cu(OH)2,
A) hidróxido de cobre
B) hidróxido de cobre (II)
C) hidróxido de cúprico
D) dihidróxido de cobre (II)
E) dihidróxido de cobre
12. Indique el nombre Stock del compuesto
iónico ternario Mn(OH)3.
•
A) hidróxido de manganeso
B) hidróxido de manganeso (II)
C) hidróxido de manganeso (III)
D) trihidróxido de manganeso (III)
1 E) hidróxido mangànico
13. Indique cuál es el proceso químico para
formar el hidróxido férrico.
A) Fe+0 2
B) FeO +HzO ->
C) FeO+Oz ->
D) Fe20 3+H2 —
>
E) Fe20 34-H20 ->
14. Indique cuál es el proceso químico que
forma el ácido hipobromoso.
A) Br?-¡-H20 —
>
B) Br20 7+H20 —
>
C) Br20 5+H20
D) Br20 3+H20 —
>
E) Br20 +H20 ->
15. Indique cuál de las alternativas contiene al
compuesto con mayor atomicidad.
A) ácido carbónico
S) ácido ontofosfórico
C) ácido ortobórico
D) ácido ortofosforoso
. E) ácido perclórico
'i
. Evalúe cada alternativa e indique la rela­
ción correcta fórmula:nombre.
A) N 03: nitrito
B) CI02: clorato
C) HS_1: sulfuro
D) S032: sulfato
E) HC031
: bicarbonato
Indique la cantidad de sales oxisales y sales
haloideas, respectivamente, según NaCI,
AI2(S04)3, CaF2, FeCI3, ZnS04 y Agí.
A) 2 y 4 B) 3 y 3 C) 1y 5
D) 4 y 2 E) 5 y 1
-------- --- iirana—

251. Identifique la fórmula química del fosfato
cúprico.
Indique la alternativa que contenga la sal
de mayor atomicidad.
A) Cu3(P04)2 B) Cu3P04 C) CuHP04
D) Cu2HP04 E) CuH2P04
Indique la fórmula química de la sal ob­
tenida en la siguiente neutralización áci­
do-base:
Ni(0 H)3 +HN0 3 —
> sal +H20
A) sulfato ferroso
B) permanganato potásico
C) sulfuro férrico
D) bromato potásico
E) fosfato potásico
El compuesto químico Fe(HS)2 es una sal
A) NiN03 B) Ni(N03)2 C) Ní(N 03)3
D) Ni(NÓ2)2 E) Ní(N 02)3
..¿y-'
Indique la fórmula química de la sal que
contiene anión cromato.
I ¿W j W I
’#
■
'jC
i'.'C
lS %
A) K2Cr20 7 B) K2Cr02 C) KHCr04 /
D) CuCr04 E}.- CaCr20 7
Indique la fórmula química de los reactivos
usados para obtener manganato crómico
Cr2(M n04)3.
A) Cr(OH)3 y HMn04
B) Cr(OH)3 y H2Mn04
C) Cr(OH)2 y H2Mn04
D) Cr(OH)2 y HMn04
E) Cr(OH)3 y H2Mn03
El compuesto químico Co(HS03)2 es una sal
A) haloidea àcida.
B) oxisal básica.
C) oxisal àcida.
D) haloidea neutra.
E) oxisal neutra.
A) oxisal ácida.
B) oxisal neutra.
C) oxisal básica.
D) haloidea ácida.
E) haloidea neutra.
./y ¿
a
#
Indique los productos de la siguiente co­
rrosión. :>
i . Fe>H2S04 —
> ...............
? C A) FeS04+H20
B) Fe2(S04)3+H20
C) Fe2(S04)3+H2
D) FeS03+H2
E) FeS03+H20
Determine la verdad (V) o falsedad (F) de
las siguientes proposiciones e indique la
secuencia correcta.
I. El hidrógeno en los compuestos es
monovalente.
II. La valencia del cloro en el compuesto
CaCI2 es - 1.
III. El estado de oxidación siempre es igual
a la valencia.
A) VVF B) FFV C) VFF
D) W V E) FW

252. COLECCIÓN ESENCIAL
27. Indique el grupo funcional de los óxidos.
A) O
D) 0 ;
-1
B
) 0 ¡ - C
) O
E) O
2-
De los siguientes óxidos, indique cuántos
son óxidos básicos y ácidos, respectiva­
mente.
K20, N20 5, Cl20, P20 3, CaO, FeO, S03
B) 4 y 3
A) 3 y 4
D) 5 y 2
C) 2y5
E) 1y 6
29. ¿Cuál es la posible fórmula del óxido que se
forma con un elemento (R) del grupo VA?
&
i
:
V
í
=
?
;
.4
,.í- %
.
:.
A) RO B
) R02 I < Q R A , j
D) R20 3
%
E
) Bá02 j
■
■
>
% . /
30. Determine la atomicidad del .anhídrido
mangánico.
•te
A) 5 B) 7
f
»
* '
¿
t
x A
C) 4
D) 6
31. Determine la atomicidad del hidróxido de
plomo (IV).
A) 3 B) 5 C) 7
D) 9 E) 4
32.De la siguiente lista de ácidos, ¿cuántos son
oxácidos e hidrácidos, respectivamente?
HBr, HN03, H2SOb
, HCIO, H2S, H3P04,
H2Te
A) 3 y 4
D) 2 y 5
B) 4 y 3 Q 5 y 2
E) 1y 6
33. Los ácidos oxácidos se obtienen a partir de
los anhídridos. Determine el anhídrido que
se usa para formar el HBr02.
A) BrO
B) Br20
C) Br20 3
D) Br20 5
E) Br20 7
34 Determine el nombre y la atomicidad del
ácido oxácido formado con el azufre si se
sabe que este participa con su menor va­
lencia.
A) ácido sulfuroso: 4
B) ácido hiposulfuroso: 5
C> acido hiposulfuroso: 6
D) ácido sulhídrico: 3
#2? E) ácido suIfúrico: 3
¿ V
Óxido pentatómico de un halógeno se
trata con agua. Prediga la atomicidad y el
tipo de compuesto formado.
A) 5; hidróxido
B) 6: ácido hidrácido
C) 7: hidróxido
D) 4: ácido oxácido
E) 5: ácido oxácido
36, Determine el símbolo y nombre del anión
que proviene del ácido HBr(ac).
A) Br2-: ion bromuro
B) Br": ion bromato
C) Br-: ion brómico
D) Br+: ion bromuro
E) Br-: ion bromuro

253. Una sal ................es el resultado de hacer
reaccionar un ácido............ con una base
A) haloidea - oxácido
B) oxisal - hidrácido
C) hidratada - acuoso
D) haloidea - hidrácido
E) neutra - acuoso
3b . ¿Cuál es el nombre de la siguiente sal?
FeBr3
A) bromato de hierro
B) bromito de hierro (III)
C) bromuro ferroso „
D) bromuro de hierro (II)
E) bromuro de hierro (III)
39. Determine la fórmula de la sal neutra al ha­
cer reaccionar Ba(OH)2 con HCI04.
A) BaCI04
B) Ba2CI04
C) Ba(CI04)2
D) Ba(CIO)2
E) Ba2CIO
3 Indique la alternativa que contenga la sal
haloidea ácida según su constitución.
A) LiHSO,
B) NH4BrO •
C) KN02
D) Ga2(Se03)3
E) KHS
Claves
1 6 : 11 16 r 21 26 31 0 36
2 • 7 12 17 22 27 32 B 37
3 8 13 í • 18 /•'V* ■ 23 28 33 38
4 D 9 14 c
.
19 c 2A 29 ¡ 34 B 39
5 . 10 : 15 20 lito 25 30 35 40
I?

255. L U J
Al comprar pan, nos es fácil pedir 6; 8 o 10 unidades; sin
embargo, no pasa lo mismo al comprar arroz. No pedimos
6852 granos de arroz (quizás se rían de nosotros), pedimos
medio kilogramo o un kilogramo según nuestras necesida­
des. En el arroz es conveniente usar la masa como medida y
no el número de granos. ¿A qué se debe esto? La respuesta
resulta obvia, cuanto más pequeñas son las partículas, más
dificultoso es su conteo.
¿Se imagina cuántas moléculas habrá en una gota de agua?
¿Y cuántos átomos de hidrógeno y oxígeno estarán conte­
nidos? ¿Cómo podríamos determinar la masa de una sola
molécula de agua? Parecería una tarea imposible de realizar,
ya que no podemos observar los átomos y las moléculas.
Sin embargo, ios químicos han ideado una forma práctica
de solucionar este problema. Esto es lo que veremos a con­
tinuación.
i-
• * - .
• Comprender y utilizar el' dato de peso atómico de los
A ” f
■ mw*
. .
elementos para calcular el peso fórmula de compuestos.
° Entender el concepto de mol como unidad de conteo de
partículas y relacionarlo con la masa de las sustancias.
%
• Interpretar cuantitativamente la fórmula química de un
f í - ' ; compuesto.
.
R l w i
i *
m . !
é
•¿4 '■ y .jtg j& sH
V - • . ,
c c A g : í . z k x : : , . c : ' . v o c c A . : L . - .
f - ■
m l
1 - v
' ■ ^ t*. V
C . t (Jw r
»
C YJíij
' j u r 7
Permite calcular cantidades de partículas, como átomos,
moléculas, etc., y determinar sus masas; cosa que resulta
imposible experimentalmente. Además, conocer el uso co-
erecto del concepto de mol y masa molar es indispensable
para entender algunos capítulos posteriores como estado
gaseoso y estequiometría.

256. Debemos aprender a relacionar
lo macroscópico con lo atómico
molecular.
Los átomos son partículas ex­
tremadamente pequeñas. Por
ejemplo, la partícula de polvo
más pequeña que puede apre-
ciarse a simple vista contiene,
aproximadamente, 1016 átomos.
En química es frecuente hacer diversas mediciones en las sus­
tancias con las que trabajamos. Hacemos uso de las fórmulas
de los compuestos no solo para identificarlos, sino también
para establecer la relación de cantidades entre los elemen­
tos combinados. Estas cantidades pueden ser expresadas en
número de partículas o en masas, según nuestros requeri­
mientos.
Es así que haremos uso de unidades de medida establecidas
científicamente para el cálculo de masas y cantidades de par­
tículas en una muestra de sustancia química. En ese sentido,
debemos entender que él-término partículas hace referencia a
átomos, moléculas, protones, electrones,-etc.
En esta tarea, necesitarnos comprender e interpretar la infor­
mación que nos brinda la fórmula química de las sustancias.
2 1
. Unidad de masa atómica (urna)
Si queremos expresar la masa de un camión, lo usual es uti­
lizar toneladas métricas (t); por ejemplo, 10 t. En el caso de
una persona, usaríamos kilogramos, podría ser 70 kg; para un
lapicero es más adecuado el uso de gramos, así diríamos 8 g.
Es decir, usamos la unidad de masa más adecuada a nuestros
requerimientos.
¿Se ha puesto a pensar cómo expresaría la masa de un átomo
o una molécula?
Desde el siglo pasado, los químicos usan una unidad apropia­
da para expresar la masa de partículas muy pequeñas (submi­
croscópicas): la urna.
I
j
i

257. En la actualidad, la unidad de masa atómica (urna) se define
como una masa igual a un doceavo de la masa del átomo de
carbono-12 (isótopo más abundante y estable del carbono).
_ —
l , mása(C-12)
¡ í urna------ ------- i
I I
donde
L i. (átomo patrón)
Probablemente no sea usual para nosotros usar la urna, pero
veamos su equivalencia en gramos.
/ s
Z
&
v'
—X----------------------
v
I. : v
Por ello es más conveniente expresar la masa de un átomo en
urna que en gramos. Veamos el siguiente caso:
El sodio es un elemento metálico cuyos átomos tienen una
masa que la expresaremos en urna y en gramos.
Na masa
23 urna
3,818x1Cf23 g
Al establecerse que la masa del
carbono-12 es 12 urna, se tiene
el átomo patrón que se utiliza
como referencia para medir la
masa de otros átomos.
La masa de un átomo depen­
de de su cantidad de protones,
neutrones y electrones.
Recuerde que la masa se con­
centra en el núcleo atómico, allí
están las partículas más pesadas.
La masa es la misma, pero como se expresa en diferen­
tes unidades, entonces los valores numéricos difieren.
En gramos, el número es muy pequeño y dificultoso de
trabajar. Es más adecuado expresarlo en urna.
í
i

258. El espectrómetro de masas se
usa para determinar el núme­
ro de isótopos naturales de un
elemento y sus porcentajes de
abundancia. Por ejemplo, vea­
mos el caso del cloro.
*
1
Para facilitarnos la parte ope­
rativa se redondearán los PA,
comúnmente, a un número en-
! tero.
Ejemplo
PA(Mg)=24 urna
!|
Aplicación 7
Relacione adecuadamente el cuerpo material con su masa.
I- átomo de azufre a. 5 t
II. anillo de oro b. 10 g
III. elefante africano c. 32 urna
Resolución
La correspondencia correcta sería
Cuerpo material Ivi asa
átomo de azufre 32 urna
anillo de oro 10 g
elefante africano 5 t
Por lo tanto, la relación es le, IIb y Illa.
/ » V
i % >
2.1.1. ií3s|> a e d o p e ¿ ; 2 ; ■
)
Obviamente, no es posible pesar un solo átomo, no existe ba­
lanza para hacerlo. Sin embargo, hay otros aparatos, como los
espectrómetros, que determinan'para un elemento cuántos
isótopos tiene, la masa de cada isótopo; y su porcentaje de
abundancia. I ’
Esto nos hace recordar: que la mayor parte de los elementos
están formados por varios isótopos; es decir, todos los átomos
de un mismo elemento no tienen exactamente la misma masa.
Entonces, ¿cómo interpretamos el dato de peso atómico de un
elemento en la tabla periódica?
La respuesta es sencilla;
El peso atómico se define como la masa promedio de los isóto­
pos naturales de un elemento.
Veamos el peso atómico de algunos elementos conocidos.
H C O Na Mg S Cl Ca
1,01 12,01 15,99 22,99 24,3 32,06 35,45 40,08
!
interpretando
p! (

259. Capítulo 7
Aplicación 2
Con respecto al peso atómico, indique la verdad (V) o false­
dad (F) de las siguientes proposiciones:
I. Es una magnitud adimensional.
II. Si el PA(S)=32,06 urna, entonces todo átomo de azufre tie­
ne una masa de 32,06 urna.
III. Dos elementos diferentes pueden tener pesos atómicos
iguales.
Resolución
I. Falsa
Se dice que una magnitud es adimensional cuando no tiene
unidades. En el caso del peso atómico, su unidad es la urna.
II. Falsa
El dato PA(S)=32,06 urna indica que el promedio de las ma­
sas de los isótopos del azufre es 32,06 urna, no que todo
átomo de este elemento tenga esa masa.
III. Falsa
Cada elemento químico tiene su peso atómico característico.
Pero ¿qué pasa cuando en lugar de trabajar con elementos, aho­
ra lo hacemos con compuestos?, ¿se podrá aplicar en ellos lo
mismo? La respuesta es no, pues en compuestos químicos se usa
otro concepto llamado peso fórmula, lo veremos a continuación.
2.1.2. Peso formula (PF)
La fórmula de un compuesto nos indica los elementos que lo
constituyen y la relación entre las cantidades de sus átomos.
Esta información podemos utilizarla para determinar la masa
de una unidad de compuesto.
En el caso del agua (h 20), su unidad representativa es la mo­
lécula formada por
Entonces, ¿cuánto pesa esta molécula?
Para responder, definamos primero el peso fórmula.
Es la suma de los pesos atómicos de cada uno de los elemen­
tos que forman una sustancia, tomando en cuenta sus canti­
dades de átomos.
i pf y p A i
.*..
En la tabla períócka encontra­
mos la información sobre los
elementos químicos, ¡nciuido el
peso atómico. En evaluaciones
ei peso atómico es siempre dato.
.*: r r f,•r t : t f n t : r 111 r ; : 1 1r ?r ?i - ,*r r r r rt : t ; i </: <i
No se vaya a confundir el peso
atómico con el numero de
masa. El primero se expresa en
urna y con decimales; el segun­
do no tiene unidades y es siem­
pre un número entero.

260. Ejemplos
1. Retomando el caso del agua, tenemos
En el cálculo del PF, se requiere
multiplicar el PA de cada ele­
mento por su número de átomos
y sumar todos los resultados.
La unidad representativa de un
compuesto covalente común­
mente es la molécula, y para un
compuesto iónico es su unidad
fórmula.
PF(H20)=2PA(H) +PA(0)
PF(H20 )=2(1 uma)-h16 urna
PF(H20)=18 urna
Esto quiere decir que una molécula de agua pesa, en pro­
medio, 18 urna.
2. En el caso del cloruro de sodio (NaCI), ¿cómo haríamos el
análisis recordando que se trata de un compuesto iónico?
Aquí no es correcto referirnos a moléculas, pues el NaCI
existe como arreglo tridimensional de iones (estructura
. cristalina), en su lugar usamos el término unidad fórmula:
En cada unidad fórmula de cloruro de sodio, encontramos
un ion sodio y un ion cloro.
j , Na CI
1 ion sodio 1 ion cloro
Na+ CI"
©
Por lo tanto, su peso fórmula será
PF(NaCI)=PA(Na) +PA(CI)
PF(NaCI)=23 uma +35,5 urna
PF(NaCI)=58,5 urna
Entonces una unidad fórmula de NaCI.pesa, en promedio,
58,5 urna.
Con respecto a estos conceptos, debemos tener presente
lo siguiente:
1. Con fines prácticos, omitiremos la palabra “promedio"
al referirnos al peso atómico y al peso fórmula.
2. Cuando se trata de compuestos covalentes cuya unidad
representativa es la molécula, al peso fórmula (PF) tam­
bién se le denominará peso molecular (PM).
V ) ' )
© € )© -
i
i

261. Ejemplo
ácido sulfúrico (H2S04)
PM=2PA(H) +PA(S) +4PA(0)
PM=2(1 uma) +32 uma+4(16 urna)
PM=98 urna
Una molécula de ácido sulfúrico pesa 98 urna.
Múltiplos y submúltiplos de 10 según el Sistema Internacional de
Unidades. ~
exa
peta
tera
giga
megà
kilo
hecto
deca
deci
centi
mili
micro
nano
pico
.femto
atto
IQis 1000000000000000000
p 101
9 1000000000000000
: " t , " ' , 101
2 1000000000000 :
4 g 109 1000000000’."-
10f 1000000
k
k ' iooo:.
j'-- - /■
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m
•
M
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P
f
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10“
10'
10-9
10“
10
10
1-15
-18
<100
10
0,1
0,01
0,001
0,000001
0,000000001
0,000000000001
0,000000000000001
0,000000000000000001
Aplicación 3
Indique la proposición incorrecta.
I. El peso fórmula del fluoruro de calcio (CaF2) es 59 urna.
II. El peso molecular del fluoruro de hidrógeno (HF) es
20 urna.
III. En el caso del fluoruro de calcio, también se puede usar el
término peso molecular.
PA (urna): H=1; F=19; Ca=40
Para expresar correctamente
una cantidad medida se acom­
paña al valor numérico obte­
nido con la unidad apropiada.
Sin las unidades, el solo valor
numérico no tiene sentido.
E je m p lo
La distancia entre Lima y Trujiilo
es 559 km.
La notación científica se usa
para expresar números peque­
ños o grandes de forma más
práctica.
Ejemplos
5,700,000 =5,7x106
0,0068 =6,8x10“3
5

262. COLECCIÓN ESENCIAL
* + 2
■ 7: :r. ■
i .:t
Conociendo el peso fórmula
de un compuesto y los pesos
atómicos de los elementos que
lo conforman, podemos hallar
el porcentaje, en masa de cada
elemento. Por ejemplo, en la
minería esta información será
un. indicativo de la calidad de un
mioera!.
importante
En las partículas subatómicas:
protón, neutrón, y electrón,, ha­
cemos uso de la urna para ex­
presar su masa y de mol! para
indicar- sus cantidades.
Resolución
I. Incorrecta
CaF2 (compuesto iónico)
PF-PA (Ca) +2PA(F)
PF=40 urna+2(19 urna)
PF=78 urna
II. Correcta
HF (compuesto covalente)
PM=PA(H) +PA(F)
PM=1 uma+19 urna
PM=20 urna
i
III. Incorrecta
Se usa el término peso molecular (PM) solo en compuestos
covalentes. El fluoruro de calcio es Iónico, por lo que se
debe usar e¡ término peso fórmula.
Aplicación 4
Al realizar el análisis químico de un óxido de fórmula X20 3 se
determinó que el 30% en masa le corresponde al oxígeno.
¿Cuál será el peso atómico cfel elemento X?
Dato: PA(0)=16 urna
Resolución
De acuerdo al concepto de peso fórmula, tenemos para el
óxido lo siguiente:
X20 3
PF = 2PA(X) +3PA(0)
100?! 70% M'
Entonces, se cumple que
2PA(X) _ 70%
3PA(0) “ 30%
2PA(X) 7
¿>(16 urna) 3
PA-56 urna
2i

263. 2.2. Ei mol
En la vida cotidiana, usamos unidades de conteo para expresar
una determinada cantidad de objetos.
Ejemplos
* 1 docena de cuadernos (12 cuadernos)
1 centenar de personas (100 personas)
• 1 millar de ladrillos (1000 ladrillos)
Pero ¿qué pasaría si quisiéramos indicar una cantidad de áto­
mos o moléculas contenidos en una muestra de sustancia?
¿Podríamos usar las unidades de conteo antes mencionadas?
La respuesta es no.
Ocurre que en una situación real se trabaja con muestras ma­
croscópicas (observables), que contienen una enorme cantidad
de átomos o moléculas. Por consiguiente, es necesario manejar
una unidad de conteo especial: el mol.
Guardando la formalidad, mol se define como la cantidad de
partículas submicroscópicas (átomos, iones, moléculas...) igual al
número de átomos contenidos en 12 g de carbono-12.
No nos preocupemos por lo engorroso de la definición ante­
rior. Veámoslo en un esquema.
Entonces, de manera general, podemos decir que en un mol
de sustancia contiene 6,0 22x 1023 unidades o partículas.
Al número 6,022 x1023 se le denomina número de Avogadro
(Na) en honor al científico italiano Amadeo Avogadro.
El mol es una de las 7 unidades
fundamentales del sistema in­
ternacional.
longitud metro m
masa
kilo­
gramo
kg
tiempo segundo s
corriente
eléctrica
amperio A
temperatura
termodiná­ kelvin K
mica
cantidad de
sustancia
mol mol
intensidad
luminosa
candela cd
K 5 ,
0 3
Si tuviéramos 1 mol de canicas
ordinarias de vidrio, estas cubri­
rían todo el continente america­
no con una capa de 115 km.

264. Un mol de diferentes elementos
tienen diferentes masas, pero
contienen el mismo número de
átomos.
El número de Avogadro no fue
determinado por el gran cientí­
fico italiano Amadeo Avogadro
(1776 -1856) Se asignó esta de­
nominación en reconocimiento
a sus aportes a la ciencia, que
entre otras cosas, sirvió de base
a fines de! siqlo xix en el cálcu­
lo de las masas atómicas de los
elementos.
Debido a que se contabilizan partículas tan diminutas, es nece­
sario un número muy grande.
Ejemplos
* 1 mol (He)=6,0 22x 102;‘ átomos
° 1 mol (Na+)=6,022x1023 iones
9 1 mol (H20)=6,022x102" moléculas
* 1 mol (e-)=6,0 22x i 02:5 electrones
Tomemos en cuenta lo siguiente:
* Como el helio es un elemento, está formado por átomos.
9 Debido a que el sodio tiene carga +1, es un ion.
e Corno el agua es un compuesto covalente, está formado
por moléculas.
4 Sabemos que e~es la representación del electrón.
Analicemos la variación del número de moles para una
sustancia.
1 m ol-6,02 2 x 1023 partículas
2 mol=12,044x1023 partículas
3 mol=18,066x102
;>partículas
Sin embargo, lo habitual es expresar la cantidad de partículas
usando notación científica.
3 mol=1,8066x1024 partículas
Para simplificar las operaciones, es frecuente redondear el
número de Avogadro.
de donde se deduce también
! mnU-ó lA '' ;■
Ejemplos
• I mol (Ag)=6x1023 átomos
• 1mol (CO2)=6x1023 moléculas

265. • 2 mol (Cl )=12x1023 iones
=1,2 x 1024 iones
• 5 mol (p+
) =30x1023 protones
=3x1024
Aplicación 5
Si una moneda de cobre contiene 1,2x1023 átomos de este ele­
mento, ¿cuántas moles del metal hay?
Resolución
Tenemos una moneda de cobre. -
/
í
Entonces
1 mol (Cu)
x
^m moloc.
6x1023 átomos
1,2x 1023 átomos
%
'
j r v
■,-r 'W
Resolvemos
1mol(Cu)x1,2x1023 ^tonfos*
•
x = -
6 x 1023 ¿teñios
—
» x=0,2 mol (Cu)
Por lo tanto, en la moneda hay 0,2 mol de cobre.
2.3. M asa m olar I M )
Del concepto de mol, deducimos para el carbono-12 que
• 1 átomo pesa 12 urna.
• 1 mol pesa 12 g.
Entonces se establece que su masa molar es 12 g/mol. Ahora,
generalizando tenemos lo siguiente:
La masa molar es la masa en gramos por cada mol de sustancia.
Por ello se expresa en g/mol.
En la práctica, para calcular un
mol de sustancia se determina
su masa haciendo uso de la ba­
lanza, ya que es imposible contar
átomos o moléculas.
Si bien una mol es una unidad
de conteo, en la práctica no
se calcula contando partículas
pues es imposible, lo que hace­
mos es trabajar con la masa de
la sustancia.
Ejemplos
• 32 g de S —
> 1 mol
• 16 g de S —
> 0,5 mol

266. Analicemos los dos posibles casos para una sustancia.
Caso 1
Para un elemento, su masa molar es numéricamente igual a
su peso atómico.
////, >
* Al referirnos a gases nobles
y elementos metálicos, tra­
bajamos con átomos.
E je m p lo s
: O
ú O
O
• Al referirnos a elementos no
metálicos poliatómicos, tra­
bajamos con moléculas.
E je m p lo s
O , C O
Ejemplo
sodio(Na): PA=23 urna
! ¿ton
pes
4a¡
«So ■
Entonces
M(Na)=23 g/mol
%
i
ú ;%
, r % ir ú ,
i p*t¡rr
esdecir í
1 mol (Na)=23 g
***** í? % ' * ~
f p % .,.p p
' % # -;V: 'V '
i ■
■
Para un compuesto, su masa molar es numéricamente igual a
r.aso
su peso fórmula.
í-
: %
Ejemplo
agua(H20): PF=18 urna
%
p
^
S
ct '-a■
invj
o
-=t
Entonces
M(H20)=18 g/mol
es decir
1 mol (H20)=18 g

267. En síntesis
MASA MOLAR (M)
Elemento
PA (g/mol)
para un
í
i-
Compuesto
PF (g/mol)
Para consolidar lo anterior, mostraremos otros ejemplos:
• azufre (S): PA=32 urna
M=32 g/mol
1 mol=32 g
• calcio (Ca): PA=40 urna
M=40 g/mol •
1 mol=40 g .
Compuestos
• dióxido de carbono (C 02): PF-44 urna
M=44 g/mol
1 mol=44 g
• ácido sulfúrico (H2S04): PF=98 urna
M=98 g/mol
1 mol=98 g
Comparamos los dos elementos de los ejemplos anteriores.
En los problemas donde se
deba trabajar con las masas de
las sustancias, será necesario
recurrir a las masas molares co­
rrespondientes.
Lo aprendido en aritmética, es-
pecíficamente regla de tres sim­
ple y porcentajes, nos sera de
mucha utilidad en este capítulo.
Un mol de ambos elementos contienen la misma cantidad de
átomos, pero lógicamente tienen masas diferentes.

268. Relación importante
A esta altura, ya podemos relacionar mol con cantidad de par­
tículas y masa. Fijémonos en lo siguiente:
7/
No'álvBds
'-""i-'-
>4
i-
V
Cuando la masa de un material
es muy pequeña se suele ex­
presar en miligramos, es decir,
se emplea el submúltiplo mili
(10~3) que, para efectos de cál­
culo, debemos tener cuidado en
su interpretación.
Ejemplo
Si la masa de una muestra es
20 mg, es lo mismo que decir
¿ i
20x10 3 g o 2x10 ¿ g.
i——
j* .
r í
'.élmáorlRnite—
El número de moles expresado
como número de partículas, o
como la masa de la sustancia,
será frecuente en capítulos pos­
teriores.
' 7- ’ ■
• ' | r ] j I |
Por esta razón, no debes olvidar
su definición ni mucho menos la'
forma de calcularlo.
1 mol
7
M(g)
6,022x1023
partículas
Ejemplos
* Aluminio (Al): PA=27 urna
1 mol
6x1023 átomos 27 g
• Dióxido de azufre (S02): PF=64 urna
I & 1 mol
il V
' . ’ '> - •
• *
T
<
‘f yo
o
7 c6x‘IO moléculas 64 g
Aplicación 6
¿Cuántos átomos de magnesio habrá en una cinta de este me­
tal cuya masa es 4,8 g? ’ %
PA(Mg)=24 urna '
Resolución
nv
V i.VC/’
1 mol
23
,(
■
p]n11.j
d-ito
átomos 24 g
X 4,8 g
Por regla de tres simple, tenemos
6x1023 átomos x 4,8 g
x= 7 T 7 “
x=1,2 x 1023 átomos

269. Aplicación 7
Determine la masa molar del compuesto H2X si diez moléculas
de él tienen una masa de 340 urna.
Resolución
Nos piden M(H2X).
Calculamos el peso molecular del compuesto.
10 moléculas ------- 340 urna
1 molécula — — ► PM
PM =34 urna
Para un compuesto molecular, el peso molecular (PM) y la
masa molar son numéricamente iguales, solo que este último
se expresa en g/mol.
M(H2X)=34 g/mol
2.3.1. Nurfeed
Es común, en química, calcular el número de moles de una
sustancia. En la práctica lo hacemos conociendo su masa, pero
teóricamente también lo podemos obtener conociendo el nú­
mero de partículas (átomos, moléculas o unidades fórmula).
A plicación 8
¿Cuántos moles de potasio hay en 7,8 g de este metal alcalino?
PA(K)=39uma
Resolu ció n
Datos:
m=7,8 g
M =39 g/mol
De la masa molar
1 mol 39 g
n 7,8 g
Por regla de tres simple, tenemos
1 m olx7,8^
3 9 /
potasio i ' -
n=?
n - =0,2 mol
¿Qué hubiera pasado en el
ejemplo donde nos piden el
número de moles de potasio,
si adicionalmente solicitaran el
número de moles de protones?
Z=19
John Dalton nunca aceptó la
¡dea de que una molécula estu­
viese formada por átomos idén­
ticos o de un mismo elemento;
es decir, para él no podría existir
el H2, 0 2, F2, etc. Como sabe­
mos, estaba equivocado.

270. COLECCIÓN ESENCIAL
Tf%
S!
John Dalton representó al hi­
drógeno y al oxígeno de la s¡-
O’.rente forma:
Y su representación del agua fue •
Es decir, una molécula diatómi­
ca con un átomo de cada ele­
mento. Más adelante, hechos-
experimentales corrigieron esta
propuesta.
Aplicación 9
¿Cuántas moles de metano hay en una muestra que contiene
1,2 x 1024 moléculas de este gas?
Resolución
Datos:
n 0 de moléculas=1,2 x 10
24
metano
^4=6x 10
23 CH4'
Del concepto de mol, tenemos
1 mol 6x 1023 moléc.
n 1,2 x 1024 moléc.
Por regla de tres simple, tenemos
1 m olx1,2 x 1024 moléc. _
n = ----------- —
----- —;------= 2 mol
6 x 102i ¿motee
Como vemos, la aplicación de la regla de tres simple es común
en los cálculos químicos; sin embargo, también podemos usar
la siguiente expresión:
| fti f* 'partíóufas
I n - ..........................
t - % - _____-±_____I
donde
- m masa (g)
- M: masa molar (g/mol)
- Na: 6x1023 partículas/mol
Repitamos las aplicaciones anteriores, pero de forma más
directa, haciendo uso de la fórmula anterior.
Ejemplo
Para el potasio (K), por dato
m -7,8 g
M - 39 g/mol
Calculamos el número de moles.
m 7,8 g
n - — -> n - --------— = 0,2 mol
M 39 g/mol

271. Ejemplo
Para el metano (CH4), por dato
n 0 de partículas=1,2x1024 moléculas
1023 H EÜ culas
mol
Calculamos el número de moles.
„ n.° de partíc. 1,2 x 1024 matée
n = -------------- -> n = -----------------—
6x1023 Jiotec
mol
n- 2 mol
Como se observa, podemos emplear las dos
formas.
A plicación W
Determine el número de moléculas de agua
en un recipiente que contiene 540 g de este
líquido.
M(h 20)=18 g/mol
Resolución
Tenemos que
>10 q
Resolvemos.
540 gx6xl023 moléc.
* = ----- 1
-------- 7----------
18 i
—
> x=180x1023 moléculas
x=1,80x1025 moléculas
Por lo tanto, la cantidad de moléculas de agua
en el recipiente es 1,8x 102s.
Observe que la respuesta la damos usando la
notación científica.
Cuando haga el despeje de la regla de tres sim­
ple y opere usando exponentes positivos o ne-
gativos de 10, aplique la teoría de exponentes
aprendida en álgebra.
A p l ic a c ió n 77
En un balón de gas licuado de petróleo (GLP)
hay 1,5x1023 moléculas de propano (C3H8), y
el resto es butano (C4H10). ¿Cuántas moles hay
del gas más pesado si este representa el 25%
del total en moles?
Resolución
Entonces se cumple
mol (h 2o )
18 g 6x1023 moléc.
540 g x
n.u de moléculas=1,5xl023
n2=? (más pesado)

272. Para el propano
Ejemplo
En-el etileno (C2H4), por cada
molécula tenemos
2 átomos C
4 átomos H
6 átomos en total
Entonces decimos que su ato­
micidad es 6.
6 x 1023 moléculas
1,5x1023 moléculas
n - 0,25 mol
Por dato
n1 _ 75% 0,25 mol _ 75
n2 25% n2 25
n2=0,083 mol
-~t 1 mol
n
Una fórmula química nos brinda mucha información y debe­
mos saber aprovecharla. No solo permite reconocery nombrar
al compuesto, sino establecer relaciones cuantitativas entre los
elementos que lo constituyen.
Podemos determinar en el compuesto la relación de cantida­
des de átomos, moles y masas entre sus elementos constitu­
yentes. Veámoslo en la práctica.
Ejemplo
Analicemos el propano (C3H8), principal componente del gas
licuado de petróleo (GLP).
3 átomos de carbono
8 átomos de hidrógeno
Asimismo
:
3 mol de carbono
8 mol de hidrógeno
j :
Observe que la relación atómica o molecular es la misma que
la relación entre cantidades de moles.
I

273. Ejemplo
Analizamos el ácido sulfúrico (H2S04), el ácido
más importante a nivel industrial.
PA(uma): H=1; S=32; 0=16
PF=98 urna
M=98 g/mol
Realizamos la interpretación de su fórmula.
2 mol de H —
>2 g
c-nr
1 mol de H2S04 1 mol de S 32 g
•f
4 mol de O —
>64 g
Para un elemento, un mol tiene una masa igual
a su peso atómico expresado en gramos. Para
un compuesto, la masa de un mol es igual a su
peso fórmula expresado en gramos.
Con este marco teórico, solo nos queda pasar
a solucionar problemas diversos; la práctica en
este capítulo es fundamental.
A plicación 12
¿Cuántos gramos de oxígeno están conteni­
dos en una muestra de caliza donde se hallan
10 mol de carbonato de calcio (CaC03)?
PA(uma): Ca=40; C=12; 0=16
Resolución
Al hacer la interpretación de la fórmula, rela­
cionamos el compuesto con el oxígeno.
1 mol (CaC03) -> 3 mol (O)
Entonces
. 1 mol (CaC03) 48 g 0
10 mol (CaC03) m
m=480 g de oxígeno
Aplicación 13
Si en una muestra de dióxido de azufre (S02)
hay 3,2 g de oxígeno, ¿cuántos átomos de
azufre hay?
PA(uma): S=32; 0=16
R e s o l u c i ó n
Al hacer la interpretación de la fórmula, re­
lacionamos las cantidades de los elementos
combinados.
• . 1 mol (S)=6*1023 átomos
1mol (S02)
C.V--' - 2 mol (0)=32 g
Recuerde que la masa molar del oxígeno es
16 g/mol.
Entonces
1 mol (S) ---- .. 2 mol (O)
6x1023 átomos 32 g
x ■ 3,2 g
Resolvemos.
Como el PA(0)=16 urna, su masa molar será
M(0)=16 g/mol
Es decir, por cada mol de oxígeno, la masa es
16 g.
6 x 1023 átomos*3,2 g
x=6x1022 átomos de azufre

274. Aplicación 14
El dióxido de azufre es un gas tóxico y con­
taminante que se produce en procesos meta­
lúrgicos. Determine el porcentaje en masa del
azufre en dicho compuesto.
M(g/mol): 0=16; S=32
Resolución
Para el dióxido de azufre, la fórmula es S02.
Al hacer la interpretación de la fórmula, tene­
mos
1 mol (S02)
1 mol (S)=32 g
2 mol (0)=2(16 g)=32 g
Entonces :*>
%
m
<
- = -^ -x100%
mT
y
%ms =
32 g
(32 g+32 g)
•x 100% = 50%
v-v. c-.
'%, P
Aplicación 15
El dióxido de titanio se usa como pigmento
blanco en pinturas. ¿Cuántos átomos de oxí­
geno están contenidos en 1,6 g de este com­
puesto?
PA(uma): 0=16; T¡=48
Resolución
Fórmula de óxido: TiO-,
PF=PA(Ti)+2PA(0)
=48 urna+2(16 urna)
=80 urna
—
> M=80 g/mol
Interpretamos la fórmula.
1 mol (Tí0 2)
i % so g
.16 g
2 mol (O)
2 (6x 1023 átomos)
x
,x=4x1021 átomos
Amadeo Avogadro (1776-1856)
Químico y físico italiano, fue catedrático de Física en la Universidad de
Turín durante dos periodos (1820-1822 y 1834-1850). En un trabajo titulado
Ensayo sobre un modo de determinar las masas relativas de las moléculas
elementales, estableció la famosa hipótesis de que volúmenes iguales de
gases, en las mismas condiciones de temperatura y presión, contienen
igual núrpero de moléculas. Determinó que los gases simples como el hi­
drógeno y el oxígeno son diatómicos (H2 y 0 2), y asignó la fórmula (H20)
para el agua.
Las leyes de Avogadro resolvieron el conflicto entre la teoría atómica de Dalton y las experiencias de
Gay-Lussac. El número de partículas en un mol de sustancia fue denominado constante o número
de Avogadro en su honor.

275. CÁLCULOS QUIMICOS
emplea en
Unidades
de masa
Unidad de masa
atómica (urna)
m(C-12)
1 uma=-
12
j
y
mol
Peso atómico Peso fórmula
PA (urna) PF (urna)
1 mol=6,022x1022
partículas
sum
asaes
______i_____ _
Masa molar
(M): g/mol
Í!a **
X s
f
■
W ../
•
3 ¿ r
la fórmula
química
%-f "Y
■ ' v V >
€ >
i ^
atómico/ de moles
molecular

276. Problema N.* 1
Indique los enunciados que no corresponden
a la definición o aplicación de la unidad de
masa atómica (urna).
I. Se establece actualmente que la masa del
protio ( ’h) es doce urna.
II. Es doce veces la masa de un átomo de car-
bono-12.
III. Se usa para expresar la masa de partículas
sub'microscópicas.
A) solo I
B) ly il
C) solo II
D) II y III
E) solo III
P
y
W . W *.
rt’5 ,^'V#
jm f
w
ReEo^ución
I. Incorrecto
El primer átomo referencial usado para
definir la urna fue el del hidrógeno, inclu-
so antes de conocerse la existencia de los
'
*
<
U
> *
isótopos; luego se empleó al oxígéno-16.
Sin embargo, a partir de los años sesenta
del siglo pasado, se estableció como áto­
mo patrón o referencial ai carbono-12. Este
es el isótopo más estable y abundante del
carbono, elemento principal en todo com­
puesto orgánico.
II. Incorrecto
Se estableció por acuerdo internacional
que la masa del carbono-12 sea exacta­
mente 12 urna.
Ent
m(C-12)=12 lima
Entonces
1 uma=
m(C-12)
Correcto
Su utilidad radica en su uso para expresar
la masa de partículas subatómicas (p+
, n°
y e~), átomos, moléculas e iones, es decir,
partículas submicroscópicas.
Clave
^romenta U¡. a
Marque la alternativa que muestra la proposi­
ción incorrecta.
A) El peso atómico se expresa en urna.
B) Una molécula de oxígeno pesa 32 urna.
C) Un átomo de carbono pesa 12 g.
D) El peso molecular se expresa en urna.
E) No se puede pesar directamente un átomo.
a) // ,
b)
c)
Correcta
El peso atómico es el promedio de los pe-
' sos o masas de los isótopos de un elemen­
to; pero expresado en urna.
f r
■
Correcta
Redondeando, el peso atómico del oxíge­
no es 16 urna. Como nos hablan del oxíge­
no molecular, se refieren al 0 ?.
@ ®
PM=2PA(0)
PM=2(16 urna)
PM=32 urna
Recuerda que PM es peso molecular, que
para sustancias covalentes es lo mismo
que peso fórmula (PF).
Incorrecta
No es posible que un átomo, partícula muy
diminuta, pueda pesar 12 g, ni la tapa de
un lapicero pesa 12 g.
Un átomo de carbono-12 pesa 12 urna, en
consecuencia, un mol de átomos de carbo­
no pesa 12 g.
12

277. d) Correcta
Según el análisis de la alternativa B, el peso
molecular del 0 2 es 32 urna.
e) Correcta
Como se dijo en la parte teórica: no existe
balanza capaz de pesar un solo átomo.
Clave
Problema N.° 3
¿Cuál es la masa de un millón de átomos de
plata?
PA(Ag)=108 urna
A) 1,08 x108 urna
B) 1,08x107 uma
C) 1,08x106 uma
D) 1,08x105 uma
E) 1,08x108 g
Resolución
Por el dato del peso atómico de este metal
1 átomo (Ag) -------» 108 urna
106 átomos (Ag) -------» m
Resolvemos.
/7? =106 it©mósx108 urna
1 átorrío
-+ m=108x106 urna
m=1,08x108 urna
Tener en cuenta que
1 millón=1000000=106
La respuesta se da en notación científica.
Clave
Problema N.* 4
Calcule el peso fórmula del ácido dórico
(HCIO3) en urna.
PA(uma): H=1; 0-16; 0=35,5
A) 84,5 B) 78,5 C) 90,5
D) 82 E, 100,5
Analizamos la fórmula química del compuesto.
HCI03
El hidrógeno y el doro no tienen subíndice, se
sobreentiende que es 1en cada caso. Entonces
en una molécula del compuesto hay un átomo
de hidrógeno, uno de cloro y tres de oxígeno.
Por ello, su peso fórmula será
PF=PA(H) +PA(CI) +3PA(O)
, PF=1 urna+35,5 urna+3(16 urna)
; PF=84,5 urna
: Clave
^ i I ^ M » t**
íToalema N. 5
Determine el peso atómico del elemento E si
el compuesto NaEOs que forma tiene un peso
fórmula de 85 urna.
PA(uma): Na=23; 0=16
A) 12 B) 14 C) 15
D) 16 E) 17
Resolución
A la fórmula química del compuesto le corres­
ponde un peso fórmula. De él vamos a despe­
jar el peso atómico de E,
NaE03
ÍPF-85 urna
}PA(E)=?

278. Por definición
PF=PA(Na) +PA(E)+3PA(0)
85 uma=23 uma+PA(E) +3(16 urna)
Calcule el número de moléculas contenidas en
seis moles de amoniaco (NH3).
PA(E)=14uma
Clave
Problema N." C
¿Qué masa, en urna, tendrán 100 moléculas de
dióxido de nitrógeno (N 02)?
PA(N)=14 urna
A) 400
D) 460
. B) 420 C):..„:440 ...
É) 510
I?:
tíEGOlUCiOn s H . IW J W
Primero calculamos su peso fórmula, que es lo | :
mismo que decir su peso molecular,.pues se
trata de un compuesto covalente'. Luego, a ese
valor lo multiplicamos por 100 y tendremos la
masa de 100 moléculas.
%
A) 24x1023
B) 2,4x1024
C) 3,6 x1024
D) 4,2 x1023
E) 4,2x1024
Por definición, en un mol de amoniaco hay
6x 1023 moléculas (redondeando el número de
Avogadro). Entonces en seis moles, el número
de moléculas será
í %'
* 6x 1023
■
* x
moléc.
Por regla de tres simple, tenemos
6 jn ó íx 6x 1023 moléc.
1 jnóí
N 02
PM=PA(N)+2PA(0)
PM=14 uma +2(16 urna)
PM=46 urna
Entonces una sola molécula pesa 46 urna. Por
lo tanto, 100 moléculas pesarán 460 urna.
Recuerde que en química, de forma práctica,
peso y masa se trabajan corno si fueran lo
mismo.
Clave
x=36x1023 moléc.
x=(3,6x10)x1023 moléc.
x=3,6x1024 moléc.
Clave
I m p o r t a n t e
Muchas veces es necesario expresar nuestro
resultado usando notación científica. Por
lo tanto, debemos familiarizarnos en su uso.

279. Problema N.* 8
Determine la masa de una medallita de plata
si la información que tenemos de ella es que
contiene 0,2 mol del metal.
PA(Ag)=108 urna
A) 5,4.g
D) 2,16 g
B) 10,8 g C) 43,2 g
E) 21,6 g
Resolución
Esquematizamos y colocamos los datos.
medallita
de plata
r?=0,2 mol
m=?
Con el dato de peso atómico deíelemento, co-
M=108 g/mol
Entonces
1 mol
0,2 mol
%
’
1
' i/;
r |:
#
V
■
Sv. J'* ; 0^$.
108 g <
0 <
m
Esquematizamos y colocamos los datos.
glucosa disuelta
n= ?
m = 3,6 g
M=180 g/mol
De la masa molar, deducimos que
1 mol 108 g
n 3,6 g
Aplicamos la regla de tres simple.
v- . "%
?< f
.,;1 mol x3,6 d
n ~——
-----=0,02 mol
f 180rg-?
;
v, ? le damos forma al número.
*% :li $ ,.
Por regla de tres simple, despejamos la masa
de la plata.
0,2 ,móíx108 g
m = -
1 jrróí
m=21,6 g
Clave
Problema N.* 9 _____ _
En cierta cantidad de suero comercial, hay di­
suelto 3,6 g de glucosa (C6H120 6). Halle la can­
tidad de moles de este compuesto orgánico.
MglUcoSa=180 9 / ™ '
n= 2x 0,01 mol
n=2x 10~2 mol
Otra forma
Recordemos la fórmula para calcular el núme­
ro de moles de manera directa.
_ m
~ M
Reemplazamos.
3,6 g
n =
A) 5x10”2
D) 5x10”1
B) 2x10“ C) 2x10“2
E) 2x10”4
180 g/mol
n =2x 10”2 mol
Clave

280. Problema N.° 10
Luego de analizar la fórmula del butano
(C4H1
o)' indique la secuencia correcta de ver­
dad (V) o falsedad (F).
I. Por cada molécula del compuesto, hay
cuatro átomos de carbono.
II. La atomicidad del compuesto es 14.
III. Su peso molecular es 14 g.
A) VVV
D) FFF
B) W F C) VFF
E) VFV
¡Resolución
I. Verdadero
Interpretando la fórmula a nivel molecular,
deducimos lo siguiente: /
A) Por cada mol del ácido, hay 3 mol de
hidrógeno.
B) Su masa molar es 98 urna.
C) Un mol de ácido pesa 98 g.
D) Su atomicidad es 8.
E) Dos moléculas del ácido pesan 196 urna.
a) Correcta
Interpretamos la fórmula a nivel de moles.
contiene
3 mol (H)
1 mol (P)
4 mol (O)
1 mol de
h 3po 4
1 moléc.
de C4H10
4 átomos de C
10 átomos de H
b) Incorrecta
Hallamos su peso fórmula.
PF=3PÁ(H)+ PA(P)+4PA(0)
St í:/ %
14 átomos en
II. Verdadero
Según el número de átomos, su atomici­
dad es 14.
;(y
r♦
^
i| ‘ .
'í±<s¿:
III. Falso
Calculamos su peso fórmula o peso mole­
cular.
PM=4PA(C)+10PA(H)
PM=4(12 urna)+10(1 urna)
PM=58 urna
Clave
Problema N.‘ 1
1
PF—
3(1 urna)+31 urna+4(16 urna)
.. f PF=98 urna
Entonces su masa molar será
M- 98 g/mol
Recuerde que la masa molar se expresa en
g/mol.
c) Correcta
De la masa molar se deduce
1 mol=98 g
d) Correcta
1 molécula
de H3P04
Con respecto al ácido fosfórico (H3P04), indi­
que la proposición incorrecta.
PA(uma): H=1; 0=16; P=31
contiene
3 átomos de H
1 átomo de P
4 átomos de O
8 átomos
Entonces su atomicidad es 8.

281. e) Correcta
Como el PF=98 urna, entonces
• 1 molécula pesa 98 urna.
* 2 moléculas pesan 196 urna.
Clave
Problema M
.° 12
Una mezcla gaseosa está formada por 3,2 g
de metano (CH4) y 8,4 g de nitrógeno mo­
lecular (N2). ¿Cuál será el número de moles en
la mezcla?
M(g/mol): CH4=16; N2=28
A) 0,5 mol B) 0,6 mol C) 0,8 mol
D) 1 mol E) ; 1,2 mol
Resolución jj» C J r
Realizamos un esquema y colocamos los datos.
m{g) M(g/mol)
3,2 16
• 2 'i 8,4 28
n.total
= 7
Calculamos primero el número de moles de
cada gas y luego los sumamos.
n =-
m
M
Gas 1: CH,
3.2 ^
1 16 ^/mol
n
<= 0,2 mol
Gas 2: N2
8,4 ¿
n? - —— ■
——: = 0,3 mol
28 jj/m ol
ntotal=n1+n2
ntotal=0,2 mol+0,3 mol=0,5 mol
Clave
Problema N /13____________
¿Cuántos gramos de hierro se puede extraer
de una muestra de óxido férrico (Fe20 3) que
pesa 480 g?
PA(uma): 0=16; Fe=56
A) 224 g B) 286 g
D) 358 g
:Resolución
Realizamos un esquema.
C) 336 g
E) 394 g
óxido férrico: 480 g
Tenemos que relacionar la masa del compues­
to con la masa del elemento hierro. Eso lo ha­
remos usando su peso fórmula.
PF=2PA(Fe) +3PA(0)
PF=2(56 uma) +3(16 urna)
PF=112 urna+48 urna =160 urna
oído

282. Podemos cambiar las unidades, pero la rela­
ción de masas se mantendrá igual.
160 g de óxido 112 g Fe
480 g de óxido m
Para el CaC03
n - m
M
n =
500 ¿
100 ^/mo
=5 mol
Por regla de tres simple, tenemos
480 <
Áx112 g
m —-----£— t
— -
160 $
m=336 g
Clave
Si se tiene 500 g de carbonato de calcio
(CaC03), ¿cuántas moles de oxígeno con­
tendrá?
M(CaCO3)=100 g/mol
Entonces, la cantidad de moles de oxígeno
será
1 mol (CaC03) 3 mol (O)
5 mol (CaC03) n
n=15 mol (O)
Clave
P ro fe le rr^ j^ ' 15
En 600 g de vinagre que contiene 5% en masa
de ácido acético (CH3COOH), ¿cuántas molé­
culas de dicho ácido están contenidas?
A) 8 mol B) 10 mol C) 12 mol
D) 15 mol E) 18 mol
Realizamos un esquema.
M=60 g/mol
A) 3x1023
B) 1,5x1024
C) 6x 1023
D) 3x1024
E) 6x1024
Realizamos un esquema.
carbonato de calcio:
m=500 g
M=100 g/mol
Hallamos primero el número de moles del car­
bonato de calcio y luego, por interpretación
de su fórmula, determinamos la cantidad de
moles de oxígeno.
ácido acético disuelto
CH3COOH
%m=5%
n 0 de moléculas=x
M=60 g/mol

283. Primero hallamos la masa de ácido puro, es
decir, el 5% de los 600 g del vinagre.
m=5% (600 g)
m=30 g
Entonces
1 mol
contiene / masa
s X
6 x 1023 moléc. — — 60 q
x 30 g
Despejamos.
x=3x1023 moléc.
■Clave
Problema N.° 16 " / '
La fórmula de un hidrocarburo es CnH2n+2.
Si dos moles de este compuesto pesan 88 g,
¿cuál es su fórmula?
A) C2H6 B) C3H8 Q C4Ht0
D) C5H12 E) C6H14
Resolución
Con los datos determinamos la masa molar y
el peso fórmula del hidrocarburo, y luego des­
pejamos el valor de n para identificarlo.
2 mol pe5? - > 88 g
1 mol ---------- > 44 g
Entonces
A partir de la fórmula CnH2/1+
2, podemos
plantear
PF=/iPA(C) +(2n +2)PA(H)
44 jjrr1a=/7x 12 jurría +(2/i +2)x1 juma
44=12/1+2/1+2
44=14n +2
—
> n=3
Por lo tanto, 1a fórmula del compuesto es C3H8.
Clave .
En una muestra cíe 370 g de hidróxido de cal­
cio (Ca(OH)¿), calcule el número de moles del
ion hidróxido (OH-).
M Ca(OH)2=74 g/mol
A) 4 mol B) 6 mol C) 7 mol
D) 8 mol E) 10 mol
Resolución
Hacemos un esquema.
iones hidroxido (OH")
M=44 g/mol
PF=44 urna
m=370 g
M=74 g/mol

284. COLECCIÓN ESENCIAL
' ; . ‘ '
*
-ÉàSk
Lumbreras Editores
________
Calculamos el número de moles del hidróxido
de calcio y luego, por interpretación de fórmu­
la, determinamos los moles de iones hidróxido.
—
> nrt-
2 5 N ¿x 6 5 g
N,
370 j
74 jf/mol
=5 mol
Analizamos la fórmula de este compuesto ió­
nico.
1mol Ca+
2
2 mol OH“
1 mol Ca(OH)-
Entonces
1 mol Ca(OH)2
5 mol Ca(OH)2
Despejamos.
n=10 mol
2 mol OH
n
¿ r j l %
i %
í JS&
I ‘
^ C la ve
% J
&
P i
V
Problema N.” 18
■
<
«;gr
Un pedazo de zinc contiene 25 NA átomos.
¿Cuál será la masa, en gramos, de este metal? >
PA(Zn)=65 urna
V
A) 1250
D) 1625
B) 1435
%
C) 1550
E) 1695
'fi*
Resolución
Realizamos un esquema.
n.° de átomos=25 NA
M=65 g/mol
m=?
Entonces
1 mol
"ontii/iH
-
y
11144
Na átomos
25 Na átomos
- tt* 65 g
m
m=1625 g
Observe que en lugar de colocar 6x10 hemos
colocado simplemente NA porque el dato de
número de átomos estaba en función de NA.
Clave
Problema N.‘ 13 ____
Una muestra de 544 g de sulfato de calcio
contiene...............átomos de oxígeno.
fórmula: CaS04
PA(uma): Ca=40; 5=32
’-i
A) 9,6X10^-' B) 9,6x1023 C) 4,8x10
423
D
) 4,8x1o2
4
, ¡
:
Isob^íon
Esquematizamos.
E) 9,6x10'
25
.
m=544 g
Hallamos el peso fórmula de la sal.
PF=PA(Ca) +PA(S) +4PA(0)
PF=40 uma +32 uma+4(16 urna)
PF=136 urna
—
> M=136 g/mol
Calculamos ahora el número de moles.
n -
544 ¿
136 j^/mol
=4 mol

285. Capítulo 7
.
O S
Entonces, por interpretación de la fórmula,
contiene
1 mol CaS04
1 mol de Ca
<1 mol de S
4 mol de O 4(6x1023)
átomos
Relacionamos la cantidad de moles de la sal
con el número de átomos de oxígeno.
1mol de CaS04 ~ ——►
4(6x1023) átomos de O
4 mol de CaS04 --— —► x
4 x 4 (6 x 1 0 23) ,
x = ---------------- atomos
x=96x102
:5 átomos
/. x=9,6x1024 átomos
Clave J
Problem a M/ 20___________________________
A partir de 800 g de carbón mineral se obtuvie­
ron 50 mol de carbono puro. ¿Cuál es el por­
centaje en masa de carbono en dicho carbón?
PA(C)=12 urna
A) 75% B) 80% C) 85%
D) 90% E) 95%
Resolución
Graficamos.
Con el dato de número de moles del carbono,
calculamos su masa y luego su porcentaje en
masa en el carbón mineral.
1 mol C —
------ .. 12 g
50 mol C --------- •
* m
-» m=600 g
Luego
%/n =———x 100 %
"»total
%m =
600 g
800 g
x 100%
/. %m=75%
Clave
Un balón de acero contiene una mezcla de
80% en moles de etano (C2H5) y el resto en
amoniaco (NH3). Si de este último gas la masa
es 3,4 g, ¿cuál será la masa del etano?
M(g/mol): C2H6=30; NH3=17
A) 20 g B) 22 g C) 24 g
D) 28 g E) 2,4 g
Resolución
Ordenamos nuestros datos.
/ carbono
carbón mineral
'"tetar800 g
%m~7
M ~ 12 g/ftiü!
M(g/mol) %n
30 80 %
17 20 %

286. Recordemos dos casos:
m
• n = =
M
• La relación de porcentajes en moles es
también la relación de moles.
%n1 _ n1
%n2 n2
Reemplazamos los datos.
Para cada compuesto de las alternativas, calcu­
lamos su peso molecular y vemos con cuál co­
incide.
a) H3P04
PM=3(1 uma) +31 uma +4(16 urna)
PM=98 urna
b) C6H120 6
PM=6(12 uma)+12(1 uma) +6(16 urna)
PM=180 urna
I' * Ì
c) c 6h5
80 %
> ^30 ^/nríoí} PM=6(12 uma) +6(1 urna)
20% ”
í 3'4 9 Ì
PM=78 urna
J 7 ^/rríoí ^ 4
-
x
V
- x
•A
"
/ , X, d) c 6h12o 2
Á
r J&
íg
jg
?
-,
ir . "
4 PM=6(12 urna)+12 (1 urna)+2(16 urna)
Despejamos. ! « I
% *
<
*
$
%
$
* Atf X PM=116 urna
x=24 g
•
á ’V
# %
, J|T J|
W ám? .0
. w .--y : e)
r u n ..O*
..+*12n22wn ;
Clave ' PM=12 (12 urna)+22 (1 urna)+11 (16 urna)
PM-342 urna
Problema N/ 22
„ '«
s.
#4k ^
■
1 ...-- ---- --—■
-
&
—
——
# Ó
% / Clave
La masa molar de un compuesto desconocido
es diez veces la masa molar del agua. Identifi­
que dicho compuesto.
PA(uma): H=1; C=12; 0=16; P=31
Problema w. 43
Con relación al siguiente esquema:
A) H3P04 B) c 6h 12o 6 C) c 6h6
D) ^-6^12^2 ^ (-12^22(-)1
1
> ai ;
1 mol
PA=27 urna
Fe
1 mol
PA=56 urna
Resolución
Sea x el compuesto desconocido.
H20 : M=18 g/mol (dato)
Entonces, para x
M=180 g/mol
PM=180 urna
; ¿qué se puede afirmar?
i I. El bloque de aluminio contiene menos áto­
mos que el bloque de hierro.
II. El bloque de hierro posee mayor masa.
III. La masa molar del aluminio es menor que
la del hierro.
A) solo I B) I y III
D) solo II
2
C) Il y III
E) solo III

287. Resolución
I. Incorrecto
Ambos bloques contienen un mol de me­
tal; por tanto, contienen la misma cantidad
de átomos.
1 mol (Al)=6x1023 átomos Al
1 mol (Fe)=6x1023 átomos Fe
II. Correcto
• M(AI)=27 g/mol
1 mol (Al)=27 g
• M(Fe)=56 g/mol
1 mol (Fe) =56 g
Por lo tanto, la masa del hierro es mayor.
III. Correcto
De lo anterior
M(AI)<M(Fe)
Clave /
Problema N,‘ 24 - _
Si la masa de la molécula del hidrocarburo
(CnH2n) es el doble de la masa de la molécula
del C2H4, ¿cuál es la fórmula del primero?
PA(uma): C=12; H=1
Esto quiere decir que una molécula de este
compuesto tiene una masa de 28 urna.
Entonces, la molécula de c „h 2„ es 56 urna; por
lo que
PM=n(12 uma) +(2n)x1 urna
56 ,un1a =12n urna +(2n)x1 urna
56=14n
—
> n=4
Por lo tanto, la fórmula del hidrocarburo será
c 4h8.
Clave
Determine la atomicidad del N 0V si 3x1Ch4
moléculas de este óxido tienen una masa de
230 g.
PA (urna): N=14; 0=16
A) 2 B) 3 C) 4
D) 5 E) 6
Para el NOx
PM=14 uma+x(16 urna)
PM=(14+16x) urna
A) C3H6 B) C4H8 C) C5H10
D) C6H,2 E) C2H6
Resolución
Calculamos primero la masa molecular del
C2H4.
PM=2(12 uma)+4(1 urna)
Entonces
M=(14+16x) g/mol
De donde
1 mol (NOv)
6x 1023 moléc. (14+16x) g
3x1024 moléc. *
• 230 g
—
> PM=28 urna

288. COLECCIÓN ESENCIAL
Resolvemos.
230^ x 6x1023 jpotéc =
3x1024 ;netécx(14+16x) $
Entonces calculamos la masa de cada metal.
• Cobre
M=63,5 g/mol
1 mol (Cu)
46=14+16x
-> x=2
6x 1023 átomos 63,5 g
1,8x 1024 átomos mCu
Por lo que la fórmula del compuesto es N 02
1 molécula U átomo N
Resolvemos.
1,8x1024 jrtoíTí6íx63,5 g
m Cu =
NO- [2 átomos O
3 átomos
Por lo tanto, la atomicidad es£.
6x 1023 „átomos
-» mCu=190,5g
Estaño
Clave
i á
'W K & '.S
/XV
4
W /
■ X v v .
' " <
¿A
¿ V ,/ / 1
M=119 g/mol
1 mol (Sn) ^
0,2 mol (Sn)
119 g
mSn
Problema N/26 X v ^ : * j r
■ í Resolvemos.
En una aleación están contenidos 1,8x10 ato-^H.c; >
mos de cobre y 0,2 mol de estaño. ¿Cuál será J ^
la masa de la aleación? 1 jm^l(Sn)
PA(uma): Cu=63,5; Sn=119
A) 428,6 g B) 42,86 g
D) 21,43 g
Resolución
Tenemos
C) 2143 g
E) .214,3 g
-> mSn=23,8g
Finalmente
m,o,al=190,5g +23,8g
mtotar214'3 9
Clave
™total=?
/ GuySn
)0A5 atomos 0,2 mol
Problema N.° 27
Mediante un proceso químico a partir de
114,4 g de BaS04, se puede extraer como
máximo............... de Fe2(S0 4)3.
PF(uma): BaS04=233; Fe2(S04)3=400
Debe cumplirse que
™ to tar™ C u + w Sn
A) 50,3 g
D) 70,4 g
B) 58,7 g C) 65,5 g
E) 81,9 g

289. Capítulo 7 La medición de las sustancias y sus partículas: cálculos químicos
t&
iÍÍSim
&
í'-*
Resolución
De los datos de peso fórmula, determinamos
las masas molares.
• BaS04
M=233 g/mol
1 mol=233 g
Fe2(S0 4)3
M=400 g/mol
1 mol=400 g
Ahora relacionamos ambos compuestos igua­
lando la cantidad de parte común que es el ion
sulfato (S 0 4).
Fe2(S04);
•V
X
y i* .
t *. 4« . !
114,4 gx400 g
x = — ^ 7 -- =65,5 g
699
3xBaS04 ■
T _____ =3“
Entonces
3 mol(BaS04) producen >
imol(Fe2(S04)3)
i
3(233 g) 400 g
114,4 g - ■ - x
/ »
V
» vv
.
C/oi/e
Problema N.‘ 2B______________ ___________
Una barra de oro cuyo volumen es 100 erró
contiene 9,8 mol del metal precioso. Halle su
densidad.
PA(uma): 197 urna
A) 19,3 g/cm3
B) 15,4 g/cm3
C) 20,8 g/cm3
D) 12,7 g/cm3
E) 8,4 g/cm3
Resolución
Tenemos
D=?
Au
y=100 cm3
m=?
9,8 mol
Como el volumen es dato, solo requerimos la
masa de oro para calcular luego la densidad
que nos piden.
M(Au)=197 g/mol
Entonces
1 mol (Au) 197 g
9,8 mol (Au) >m
Resolvemos.
9,8,m óíxl97g
m = - --------t— - = 1930,6 g
1 mol
- I X , f X
Sabemos que
: ' ' ' ’?,/v
" D = —
Ahora solo reemplazamos.
p _ 1930,6 g
100 cm3
D=19,306 g/cm:
Clave •
';
Problema N.‘ 29
Un globo contiene 12 g de helio. Si durante el
día escapan 2 mol de este gas, ¿cuántos gra­
mos de helio aún quedan?
PA(He)=4 urna
A) 8g
D) 4g
B) 6 g C) 5 g
E) 3 g

290. i";.-'.
Tenemos
.» e sc a p a He
mol
H
m ia o
Dato:
M(He)=4 g/mol
1 mol __ -
____g
2 mol ------- 8 g
Quiere decir que escapan 8
do al final.
m=12 g -8 g
m - 4 g
mal m=l
Resolución
Esquematizamos.
s
motal=500 g
Con el dato de la masa de aluminio, debemos
calcular la masa de su óxido, y a partir de ello
determinamos su porcentaje en masa en la
muestra.
AlpOj y
p
PF=2(27 uma)+3(16 uma)=102 urna
f V — s f 'V ‘— •
— *
a v
. Establecemos la relación de masas.
- ■
■
■
%
( I ' s & '
Clave go2 g de Al20 3 conllene >54 g Al
Problema N/ 30
s
S
, '
_________________________________
Una muestra de alúmina cuya masa es 500 g
contiene principalmente Al20 3. Si a partir de ella
se han extraído 216 g de aluminio, indique el
porcentaje de óxido de aluminio en la muestra.
PA(uma): 0=16; Al=27
A) 67,8%
D) 81,6%
B) 75,4% C) 8,16%
E) 90,5%
m ->216 g Al
Resolvemos.
m=408 g Al20 3
—
^ %m = ^ 2 ^ x1 0 0 = 81,6
500 g
Por lo tanto, el porcentaje del óxido en la
muestra es 81,6%.
Clave

291. PRACTIQUEMOS LO APRENDIDO
1. Marque la proposición incorrecta.
A) No es posible pesar en una balanza
una molécula de agua.
B) La urna es la unidad de masa más
adecuada para expresar la masa de un
átomo.
C) La masa de un protón también se pue­
de expresar en urna.
D) Todos los átomos de un elemento tie­
nen la misma masa.
E) El isótopo carbono-12 es el átomo pa­
trón o referencial.
2. Sobre el peso atómico de un elemento, in­
dique las proposiciones incorrectas.
I. Es la masa del isótopo más abundante
del elemento.
II. Un elemento puede tener más de un
peso atómico.
III. Es el promedio de las masas de los
isótopos del elemento.
A) solo I B) I y II C) solo II
D) II y III E) solo III
3. Sobre el peso fórmula de un compuesto,
podemos afirmar que
A) se encuentra en la tabla periódica.
B) es un número entero.
C) se expresa en gramos.
D) es la suma de los pesos atómicos de
los elementos.
E) es el producto de los pesos atómicos
de los elementos.
4. Calcule el peso fórmula del nitrito de po­
tasio (k n o 2).
PA(uma): K=39; N=14; 0=16
A) 85 urna B) 85 g C) 58 urna
D) 58 g E) 70 mg
5. ¿Cuál será el peso atómico del elemento X
si el peso fórmula del compuesto EIX04 es
192 urna?
PA(uma): H=1; 0=16
A) 107 urna B) 115urna C) 127 urna
D) 131 urna E) 135 urna
6. Con respecto a un mol de magnesio, po­
demos afirmar que
PA(Mg)=24 urna
A) contiene NA átomos de magnesio.
B) su masa es 24 urna.
C) contiene 3x10“3átomos de magnesio.
D) contiene más átomos que un mol de
sodio,
E) pesa igual que un mol de hidrógeno.
7. En una gota de agua hay 1,8x102
1 molé­
culas de-este compuesto; pero también
podemos decir que hay............... moles del
mismo.
M(H20)=18 g/mol
A) 3x10“ 3 B) 3x1CT2 C) 3x1CT1
D) 1,5x1CT2 E) 1,5x10-3
8. En un experimento de laboratorio se re­
quieren 0,2 mol de sodio. ¿Cuántos gra­
mos de este metal debemos pesar en la
balanza analítica?
PA(Na)=23 urna
A) 46
D) 23
B) 4,6 C) 0,46
E) 2,3

292. ¿Cuántos gramos pesan cinco moléculas
de agua sabiendo que su masa molecular
es 18 urna?
A) 1,5x10~22
B) 1,5x10"2
1
C) 1,5x10"20
D) 3x10"22
E) 3x10” 23
Una muestra de gas metano (CH4) contie­
ne 1,8x1024 moléculas.-Indique la masa, en
gramos, de este gas.
M(CH4)=16 g/mol
A) 16
D) 32
B) 18 Q-.24
i €,'£) 48 •
. '
¿Cuántas moles hay en total en una alea­
ción que contiene 25,4 g de cobre y 21,6 g
de plata?
PA(uma): Cu=63,5; Ag=108 M
A) 0,3
D) 0,6
B) 0,4 o 0,5 ;
eN o*
12. Al hacer la interpretación de la fórmula del
hidróxldo de aluminio (AI(OH)3), ¿qué po­
demos afirmar?
I. Por cada unidad fórmula del compues­
to, hay 7 átomos en total.
II. Por cada mol del hidróxldo, hay 3 mol
de oxígeno.
III. La relación de moles entre el aluminio y
el hidrógeno es de 1a 3.
A) solo I B) I y II C) solo II
D) II y III E) todas
¿Qué masa de cloro se podrá extraer del
tricloruro, de fósforo (PCI3) sabiendo que
de este compuesto tenemos 82,5 g?
M(PCI3)=137,5 g/mol
M(CI)=35,5 g/moi
A) 63,9 g B) 21,3 g C) 42,6 g
D) 73,8 g E) 51,5 g
14. Calcule el número de moles de oxígeno
contenidos en una muestra de 760 g de
óxido crómico (Cr20 3).
PA(uma): Cr=52; 0=16
A) 8 B) 10 C) 12
D) 15 E) 16
Determine el número de moles de pro-
pano(C3H8) en 200 g de gas natural sa­
biendo, que el propano solo representa el
4,4% en masa.
PA(urma): C=12; H=1
■
%
/
'
A) 0,1 B) 0,2 C) 0,3
D) 0,4 E) 0,5
¿Cuántos átomos de bromo están con­
tenidos en 8 mol de anhídrido brómlco
(Bf20 5)?
N 4 = 6 x 1023
A) 9,6x1024 B) 9,6x1023 C) 4,8x1024
D) 4,8x1023 E) 4,8x1025
¿Qué masa molar tiene un compuesto or­
gánico cuya fórmula es Cn^2n y su atomici­
dad es 9? Dé la respuesta en g/mol.
A) 32 B) 36 C) 38
D) 40 E) 42

293. Capítulo 7 La medición de las sustancias y sus partículas: cálculos químicos
•-• ‘ t> ' -y* * i? ■
* »
■ •
• ' *
18. Si se sabe que cinco moléculas de formal-
dehído pesan 150 urna, ¿cuántos gramos
pesará una mol de este compuesto?
A) 3 B) 30 C) 6
D) 60 E) 45
19. Si se disuelven 4,6 g de alcohol etílico
(C2H5OH) en 16,2 g de agua, ¿cuál es el por­
centaje en moles del alcohol en la mezcla?
M(g/mol): C2H5OH=46; H20=18
A) 5% B) 7% C) 8%
D) 10% E) 15%
20. El dióxido de azufre es un contaminante de
la atmósfera que provoca las perjudiciales
lluvias ácidas. En 320 g de este óxido hay
................átomos de oxígeno.
PA(uma): S=32; 0=16
A) 5 Na B) 8 Na C) 10 Na
D) 12 Na E) 16 Na
21. Una tonelada de un mineral contiene 10%
de sulfato de sodio (Na2S04). ¿Cuántas
moles habrá de este compuesto?
PA(uma): Na=23; S=32; 0=16
1tonelada=1000 kg
1 kg=1000 g
A) 608,5 B) 704,2 C) 750,8
D) 802,1 E) 820,4
22. El ácido acético (CH3COOH) forma parte del
vinagre que usamos en la cocina. ¿Qué masa
■
tendrá una sola molécula de este ácido?
PA(uma): H=1; C=12; 0=16
A ) '10~22 g
B) 3x10-22 g
C) 10~23 g
D) 2x10~23 g
E) 4x10^22 g
23 Una mezcla gaseosa formada por nitró­
geno (N2) y oxígeno (0 2) contiene 3x1024
moléculas del primero y 64 g del segundo.
¿Cuántas moles de gases hay en total?
PA(uma): N=14; 0=16
A) 4 B) 5 C) 6
D) 7 E) 8
24. ¿Cuántos neutrones hay en una muestra
material que contiene 4 mol de sodio-23
(Z=11j? "
A) 36 Na B) 48 Na C) 60 NA
D) 72 Na E) 88 Na
25. Si dos moles del compuesto EH3 pesan
34 g, ¿cuál es el peso molecular del EO??
PA(uma): H=1; 0=16
A) 36 urna B) 40 urna C) 42 urna
D) 46 urna . E) 50 urna
26. Indique la cantidad de moles que conten­
gan la mayor masa de sustancia.
PA(uma): H=1; C=12; 0=16; S=32; Fe=56;
Au=197
A) 5 moles de Fe
B) 3 moles de Au
C) 2 moles de C3Ha
D) 2,5 moles de H2S04
E) 1,8 moles de S03

294. COLECCIÓN ESENCIAL
27. En un vaso de precipitado se tiene una mez­
cla de 168 gramos de limaduras de hierro y
160 gramos de azufre en polvo. ¿Cuántos
átomos en total contiene dicha mezcla?
PA(uma): S=32; Fe=56
/V^=6,022x1023
A) 4 Na B) 8 Na C) 5 Na
D) 3 Na E) 6 Na
28. Se coloca en uno de los platillos de una
balanza de brazos 20 moles de óxido de
calcio. ¿Cuántos moles de óxido férrico
se deberán colocar en el otro platillo para
equilibrar la balanza?
PA(uma): 0=16; Fe=56; Ca=40
A) 12
D) 21
B) 18
; v, vX
C) 7
E) 14
29. Calcule el número de átomos de aluminio
contenidos en un cable enrollado de este;
metal que tiene una masa de 81 kg.; /■
.. .
PA(AI)=27 urna; AA=6,02x10¿:
23 % P
A) 1,8x10
B) 1,2x10
C) 0,6x10
D) 2,1x10
E) 2,5x10
27
26
23
24
25
30. En un balón de acero se tienen 352 gramos
de dióxido de carbono. Si se extraen de él
1,2x1024 moléculas, ¿qué masa de dióxido
de carbono quedará en el recipiente?
A) 110 g
D) 192 g
B) 150 g C) 145 g
E) 264 g
r
Lumbreras Editores
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-■
O
xre
31. Calcule la masa de la glicerina, C3F1803,
que contiene la misma cantidad de molé­
culas que encontramos en 390 mL de ben­
ceno, C6H5.
PA(uma): H=1; C=12; 0=16
Dato: D(C6H6)=0,8 g/mL
A) 368 g B) 73,6 g C) 736 g
D) 46 g E) 184 g
32. ¿Cuántas toneladas métricas (tm) de Cu
se encuentran en 1023 tm de malaquita,
Cu2(C 03)2(0H)2?
Masa molar (g/mol): malaquita=341;
Cu=63,5
A) 254
D) 63,5 }
B) 127 C) 381
E) 18
38; ¿Cuál es la masa de AgBr que se produce
luego de reaccionar 108 gramos de dicro­
mato de plata, Ag2Cr20 7, con suficiente
cantidad de ácido bromhídrico, HBr?
PA(uma): H=1; 0=16; Cr=52; Br=80;
Ag=108
A) 94 g
D) 198 g
B) 47 g C) 23,5 g
E) 45 g
34. Indique las proposiciones correctas sobre
una muestra de 615 g de sal de epsom
MgS04-7H20.
I. La masa de magnesio en la muestra es
60 g.
II. Se tiene 35 NA de átomos de hidrógeno.
III. El agua en la muestra pesa 315 g.
PA(uma): H=1; 0=16; Mg= 24; S=32
A) I y II
D) I, II y
B) solo II C) II y II
E) solo

295. Capítulo 7 La mediciói
____¿______
35. El nitrógeno y el fósforo son elementos
presentes en diversos fertilizantes. En el
caso de la úrea, NH2CONH2, determine el
porcentaje de nitrógeno que contiene. 1
PA(uma): H=1; C=12; N=14; 0=16
A) 22,5% B) 33,2% C) 46,7%
D) 45% E) 75%
36. Por deshidratación del ácido fórmico
(h 2c o 2) se obtiene el monóxido de carbo­
no, un gas tóxico pero inodoro e incoloro.
A partir de 9,2 g del ácido, ¿cuál es la máxi­
ma cantidad de CO que se puede obtener?
M(g/mol): H2C 02=46; CO=28
A) 5,6 g B) 2,3 g C) 1,4 g
D) 6,2 g { E) 7,4 g
37. El gas silano (SiH4) es muy inestable, inclu­
so a temperatura ambiente, experimentan­
do una combustión espontánea. Determine
el número de átomos del hidrógeno con­
tenidos en un balón con 0,64 kg de silano.
M(g/mol): Si—
28; H=1
A) 1,2x1024 B) 6x1024 C) 6x1025
D) 4,8x1025 _ E) 1,2x1023
de las sustancias y sus partículas: cálculos químicos
■
• • .<; ■
'Iw
L __. :__________ -
■ :■■
___
38. Un pedazo de vidrio de 500 g contiene
60% de sílice (Si02). Calcule la masa de
. oxígeno contenido.
M(g/mol): Si=28; 0=16
A) 80 g B) 40 g C) 320 g
D) 180 g E) 160 g
39. La anilina, C6H5NH2, es usada para sinteti­
zar diversos compuestos empleados en la
fabricación de llantas y colorantes. ¿Cuán­
tos gramos de anilina hay en una muestra
sabiendo que el número de átomos de hi­
drógeno es 8,4x10¿4?
M(C5H5NH2)=93 g/mol
A) 186 g B) 93 g C) 393 g
D) 46,5 g E) 465 g
AO; Las suspensiones de arseniato de plomo (II)
son ampliamente utilizadas como insectici­
das. En un saco de 50 kg, ¿qué porcentaje
en masa le corresponde al plomo?
Fórmula: Pb3(As04)2
M(g/mol): Pb=207; As=75; 0=16
A) 58,75% B) 69,08% C) 70,83%
D) 65,04% E) 55,47%
Claves
6 1
1 16 : 21 26 31 36
7 12 17 : 22 27 32 37
8 13 18 '
■ 23
« 28 33 38
9 14 19 : 24 29 , 34 39
10 15 20 : 25
30 35 < 40

296. ' -- . ... ...1 • ♦-
'A - •
4^ ,
V- ■
*
,

297. Aprendizajes esperado;
La atmósfera que nos rodea es una mezcla de gases (nitró­
geno,, oxígeno, dióxido de carbono, ozono, etc.) y vapores
(agua, etanol, etc.) constituidos por pequeñas partículas de­
nominadas moléculas. La atmósfera, a la que comúnmen­
te llamamos aire, como mezcla cumple diversas funciones
como inflar neumáticos para la combustión, el dióxido de
carbono ayuda a desarrollar la fotosíntesis, etc. El aire de
hoy ha variado su composición como producto de la conta­
minación ambiental.
También existen otros gases como el doméstico, conocido
comercialmente como gas licuado de petróleo (GLP), y el
gas natural vehicular (GNV). Estos se transportan a través de
balones o gasoductos, los cuales deben cumplir con estric­
tas normas de seguridad. Principalmente se utilizan como
combustible.
Las moléculas se encuentran en estado de caos: se mueven
rápidamente y ocupan todo el volumen disponible; además,
se comprimen fácilmente. Por ello, el gas carece de forma y
de volumen, porque se comprende que donde tenga espa­
cio libre allí irán sus moléculas.
En nuestro estudio analizaremos gases o vapores puros
y la cuantificación de sus variables será considerando un
gas ideal.
A
v
- • . —: ■
¡¡P e ^ S S * * * * ■ r* ■ •: ' ~
• Describir las propiedades generales del estado gaseoso.
• Interpretar los postulados de la teoría cinética molecular
del estado gaseoso.
• Utilizar la ecuación universal de los gases ideales.
• Utilizar e interpretar la ecuación de estado.
• Interpretar los procesos restringidos.
¿Por qué es necesario este conodmiento?
Permite comprender las propiedades físicas de los gases y
vapores; ademas, nos permite cuantificar las variables de
estado para cierta cantidad de moléculas desde el enfoque
de gas ideal.

298. '//Importante
'v "s —------—
es una molécu
El metano, CH,
la pentatomica
¿nUAciitii
C S5 '
...... .
fiiüi ¿n c-xteriui
iiiayoi
fuerza externa
menor
referencia
COLECCIÓN ESENCIAL
11!!=
l i l i
7ZY/^E=.
■^mjjfertairte:
^ ..... ......
Una molécula es un conjunto de
’ . atomos unidos por enlace co-
. . . . . . ..........l" / ? • '/
— valente que forman un sistema
estable eléctricamente neutro.
Estado gaseoso
1. CONCEPTO
Es el estado de agregación molecular de la materia, en el que
las moléculas están en movimiento caótico; debido a su alta
energía cinética, están separadas por la fuerza de repulsión
que prevalece sobre la fuerza de atracción.
Para el gas helio (He).
molécula: con gran movimiento
de traslación
donde
- Fa. fuerza de atracción
- Fr fuerza de repulsión
2.. PROPIEDADES GENERALES/ - ; ;'r
Si evaluamos a nivel macroscópico (se considera un conjunto
de moléculas), hallamos cuatro propiedades medióles.
2.1. Compresibilidad
El volumen de un gas se puede reducir fácilmente mediante la
acción de una fuerza externa. Esta propiedad se explica debido
a la existencia de grandes espacios intermoleculares.
Experimento sencillo
Se presenta en dos momentos la misma cantidad de gas.

299. ¿Es posible comprimir un gas hasta que su volumen sea
cero aplicando una fuerza muy grande?
No. Si la fuerza es muy grande, la presión del gas sería enorme,
tanto que vencería la resistencia del recipiente y estallaría. Si la
temperatura fuese baja (menor o igual a la temperatura crítica),
el gas se licuaría.
2.2. Expansibilidad
Un gas ocupa todo el volumen del recipiente que lo contiene
debido a la alta energía cinética traslacional de las moléculas.
Experimento
Se presenta en dos momentos la misma cantidad de gas y al ca­
lentarse se eleva la temperatura, por lo tanto, la energía cinética
aumenta.
En e! momento ¡niqgjr
las niolátftílas
conjrnenor
energíaftinéticj!
ejeretir, rnfíjpf
presiór|sob^p;
ie&p¡ent$
%.
En el momento
final, las molécula:
con mayor
energía cinética
ejercen mayor
i piesión sobre el
rjsiijgiente
l-i
expansión.
¿Por qué el aire, que es una mezcla gaseosa, no se expande
por todo el universo? & i 'T
La fuerza de atracción gravitatoria impide que algún cuerpo
material pueda abandonar la órbita terrestre, a menos que su­
pere la velocidád .míníma para vencer la gravedad (11 km/s),
condición que las moléculas de aire no pueden adquirir en for­
ma natural.
2.3. Efusión
Consiste en la salida de moléculas gaseosas a través de peque­
ñas aberturas u orificios hechos en la pared del recipiente que
contiene el gas. Por ejemplo, un neumático se desinfla cuando
el aire comprimido se efunde a través de un orificio causado
por un clavo u otro objeto similar.
f fu‘.inn rfí'l airo r-n '.
La entropía es una medida del
desorden de la materia; en es­
tado sólido es mínimo, pero en
estado gaseoso es máximo.
El humo es la mezcla gaseosa
caliente emitida por la indus­
tria que se difunde en el aire.
Además, altera las propiedades
del aire, es decir, lo contamina
y afecta el normal desarrollo de
plantas y animales, así como la
salud de los humanos.
3

300. fi t 1
1I I Ü Ü I " ■ r r ' x
j o JJ El gas licuado del petróleo (GLP)
es la mezcla de gases licuados
parcialmente; se obtiene en
la destilación de petróleo. Sus
componentes principales son
propano, C3H8, y butano, C4H1
0
;
se almacena en diferentes
balones.
Se produce cuando las moléculas de un gas se trasladan a tra­
vés de otro cuerpo material (sólido, líquido o gaseoso) debido
a su alta energía cinética y alta entropía. Cuando alguien siente
el aroma de una flor o una fruta es debido a la difusión de
ciertas sustancias (ésteres) que se expanden en forma de vapor
a través del aire y llegan al olfato.
Observemos.
* ^ / 'importante.
:
M ezcla gaseosa
f Es la mezcla homogénea de dos
- : t o más gases en proporción varia­
ble, Cada gas conserva su iden-
J § 3 : tidad.
V . v -
>
■ . • i ¡ : 1
1¡ ; •!
3. VARIABLES DE ESTADO 0>VARIABLES 1
Son las magnitudes que se emplean para describir el estado
gaseoso.
En el siguiente gráfico, observamos un gas encerrado en un
recipiente y las variables termodinámicas que describen su
estado.

301. Estadogaseoso
-
Capítulo 8
3.1. Volumen (V)
Es el espado que ocupa el gas. Este ocupa todo el volumen del
recipiente que lo contiene.
Unidad
En el sistema internacional se expresa en metros cúbicos (m3).
El litro (L) es ampliamente utilizado.
rrr=1000 L 1 1=10'3 mn
J
También
1 L=1000 mL
1 L=1000 cm3
1 mL=1 cc=1 cm3
3.2. PresíóívfP)
Es la fuerza por unidad de área aplicada sobre un cuerpo en la
dirección perpendicular a su superficie. En el estado gaseoso
se debe al choqué de las moléculas contra ías paredes del re­
cipiente que las contiene.-Se denomina presión absoluta (Pabs).
P =
iuerzé'^V N
_ % J
= Pa
Unidad
En el sistema internacional se expresa en pascal (Pa). Otras uni­
dades que también se emplean son atm; mmHg y torr.
3.2.1. Instrumentos para medir la presión
a. Barómetro
Es un instrumento que se utiliza para medir la presión atmos­
férica (Patm), que es la presión que ejerce el aire en cualquier
punto de la atmósfera. Al nivel del mar se denomina presión
atmosférica normal (P atm).
P atm = 7 6 0 m m H 9
^ a t m r 7 6 0
C =1atm
PN
a«n = 101 325 Pa
Es posible m ed ir la p resió n del
aire del neum ático para no inflar
; estos por encim a de la presión
| recom end ad a p o r el fab rican te.
5

302. Observamos un barómetro de mercurio instalado a nivel del mar.
Pm=Pm
Del gráfico podemos plantear que la presión en el punto N
(presión atmosférica) es igual que en el punto M (presión debi­
da al peso de 760 mm en columna de mercurio).
b. Manómetro 0 ?
Es un dispositivo que sirve para medir la presión de gases dis­
tintos a los de la atmósfera. La dificultad del barómetro reside
en su colocación dentro del recipiente del gas cuya presión
deseamos medir. Sin embargo, podemos comparar la presión
del gas (presión absoluta) y la presión barométrica (Pman) con
un manómetro.
Observamos dos tipos de manómetros.
Contiene mercurio (líquido manomètrico).

303. Ejemplo
Si un manómetro de tubo cerrado contiene mercurio, el cual
alcanza una altura h de 70 cm, indique la presión que ejerce el
gas sobre la pared del recipiente.
En el manómetro de tubo cerrado (véase el gráfico) se cumple
que
Pg-as=70 cmHg=700 mmHg
Aplicación 7
En el manómetro de tubo abierto, para h=72 cm y presión at­
mosférica 74 cmHg, ¿cuál es la presión del gas?
Resolución
Se cumple que Pgas=Pman+Patm
donde Pman=72 cmHg. ,,
0 A *
<
V
Reemplazando se obtiene
Pgas=72 cmHg+74 cmHg=146 cmHg
éf ijL v .
3.3. Tem peratdta^ H 5
^ |f , y V
A nivel microscópico, la temperatura de un sistema está rela­
cionada con la energía cinética que tienen las moléculas que lo
constituyen. Para su medición se emplea el termómetro.
¿vj "S
á
fe
. w
¡?
Unidad
En el sistema internacional se mide en kelvin (K). Otra unidad
usual que también se utiliza es el grado celsius (°C). Para con­
vertir de °C a K se utiliza la siguiente fórmula.
7(K)-7(°C) +273
v
_______________________ y
Aplicación 2
Si la temperatura del aire es 20 °C, ¿cuál será su valor en K?
Reso lu c ió n
Aplicamos la fórmula.
7"(K)=20 °C +273
7(K)=293 K
! Un termómetro es un instru­
mento que permite medir la
temperatura. Los más comunes
constan de un bulbo de vidrio
que incluye un pequeño tubo
capilar; este contiene mercurio
(u otro material con alto coefi­
ciente de dilatación), el cual se
dilata de acuerdo con la tempe­
ratura y permite medirla sobre
una escala graduada.
El cero absoluto es la tempe­
ratura más baja posible. A esta
temperatura, el nivel de energía
interna del sistema es el más
bajo posible, por lo que las par­
tículas, según la mecánica clási­
ca, carecen de movimiento.
Escalas termométricas

304. s
Un gas ideal es un gas teórico
compuesto de un conjunto de
partículas (moléculas) puntuales
con desplazamiento aleatorio
que no interactúan entre sí. Se
encuentran en un contenedor;
es decir, cumplen con los prin­
cipios de la teoría cinética mole­
cular de los gases.
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III *
t f f f , ílihportante~
En el gas real, las moléculas
ocupan un volumen determi­
nado y existe interacción entre
estas. Por ello se cumple que el
gas real ocupa mayor volumen
respecto del gas ideal. Además,
el gas real ejerce menor presión
respecto del gas ideal.
.■ v t
,
•/ •
V
'j
> -y//,A-
Aplicación 3
En un balón se almacena gas natural (mezcla de hidrocarburos)
a -5 °C. ¿Cuál será su temperatura en el sistema internacional?
Resolución
Dato: T=- 5 °C
Usamos la fórmula.
7(K)=(-5)+273=268 K
! r
4, TEORIA CINETICA MOLECULAR
Surge como una necesidad para explicar el comportamiento
y propiedades de los gases asumiendo un gas ideal. Fue pro­
puesta por Bernoulli y perfeccionada por Maxwell y Boltzman.
Comprende los,siguientes postulados:
• Las moléculas son puntuales, es decir, son de forma esféri­
ca y volumen despreciable, pero tienen masa.
• Las moléculas están en movimiento continuo, rápido y al
azar describiendo trayectorias rectilíneas.
• Los choques entre las moléculas son perfectamente elásti­
cos: no hay pérdida neta en la energía cinética total de las
moléculas. ’' W
• No existen fuerzas de atracción ni de repulsión entre las
moléculas.
• La energía cinética media (£c) de las moléculas es directa-
mente proporcional a la temperatura absoluta.
Es decir
E,- k i
Para 1 molécula ■
T en kelvin
k=1,38x10-23
J
Kxmolécula

305. Aplicación 4
Para el gas hidrógeno (considerado ideal) a 400 K, ¿cuál es la
energía cinética media para una molécula ?
Resolución
Para 7=400 K
3
usamos E c = - k T
2
Reemplazamos.
Ec = | x 1,38 x 10~23—---- --------
2 j< xmolécula
x 400 /
Ec = 8,28 x 4 0 ^ ^ 4 - ----
. molécula
/ &
Observamos las moléculas en movimiento ideal.
JwW í
a g />'k •#
'
i. ^ / |
Los choques de las moléculas entre sí y con las paredes del re­
cipiente que las contiene son perfectamente elásticos, es decir,
sin pérdida alguna de energía. ^ ‘
w w "V y*
Ai
x .A '
- O-w v
< x
'Cr-) «DO
m
V: d/;;/;
_
_
Se observa quedos dos gases
I se encuentran en condiciones
normales y el volumen molar es
22,4 L/mol.
% » ‘-Ó3
04
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n=1 mol n =1mol
P=1 atm (760 torr) P=1 atm (760 torr)
r=0 °C (273 K) T=0 °C (273 K)
V=22,4 L V=22,4 L
Número de
partículas de
gas=6,022x1023
. Número de
partículas de
gas=6,022x1023
Masa=28,02 g Masa=28,01 g
Los postulados describen el comportamiento de un gas ideal.
Los gases reales se aproximan a este comportamiento ideal en
condiciones de baja presión y alta temperatura. En dichas con­
diciones, las fuerzas intermoleculares tienden a cero.

306. donde
- P: presión ejercida sobre el gas; se expresa en atm o mmHg
l/; volumen que ocupa el gas; se expresa en L
- T: temperatura absoluta del gas; se expresa en K
- n: cantidad de mol del gas presente; se expresa en mol
masa(m) g
masa molar(m ) - g/rnol
- R: constante universal de los gases
Cuando la presión del gas está expresada en la unidad atm,
usamos
R=0,082 atm-L/mol-K
Cuando la presión del gas está expresada en la unidad mmHg,
usamos
^ e ^ m m H g x L
molxK
Aplicación 5
Calcule el volumen del balón que contiene 10 mol de oxígeno,
0 2, medidos a 400 K y 0,82 atm.
Resolución
Despejamos el volumen de la EUGI.
V=RTn/P
Luego, reemplazamos solo el valor numérico de cada magnitud.
l/=0,082(400)(10)/0,82=400 L
5. ECUACIÓN UNIVERSAL DE LOS GASES IDEAl ES (EUGI)
Es una ecuación que describe las relaciones entre las variables
de estado y la cantidad de moléculas.
Consideremos que el balón contiene cierta cantidad de gas.
Freón es una marca de refrige­
rante gaseoso; está compuesto
por clorofluorocarbonos (CFC)
tales como Freon-11, Tricloro-
fluorometano de fórmula CCLF
y ■ Í1t i I
y Freon-12, Diclorodifluorome-
tano de fórmula CCI2F2. Estos
gases industriales son. dañinos
para la capa de ozono. Su uso
data desde 1874.
; í ! : .y,/
i!

307. 5.1. Otras formas do expresar la ecuación universal de los
gases ideales
Usando l/m=volurnen molar, volumen que ocupa 1 mol de gas.
^ PV~RT(n)
i
V = -
m n
Densidad (D)
m
atrn o
mmHg
íPV-~f
3
J |
— K
m >
= } D =
m j y
atm o
mmHg
P M - - R T D
--- H
g/ mol
•q/!.
Aplicación 6
¿Cuál es el volumen molar de gas oxígeno, 0 2, medido a
7=300 K y P=900 mmHg?
Resolución
Datos:
7=300K
P=900 mmHg
será P = 62,4
mmHg xL
k
molxK
Usamos la EUGL.
¡pm;. ■
-
*
W m=«7- -> *
Reemplazamos solo el valor numérico de cada magnitud.
= 62.4x300 = 2Q L
m 900 mol
Aplicación 7 _
¿Cuál es la densidad de N2 (M=28 g/mol) medido a 7=500 K
y p=0,41 atm?
Resolución
Datos:
7=500 K
M=28 g/mol
P=0,41 atm
será P =0,82
atm xL
molxK
f
El aire medicinal se obtiene me­
diante la compresión de aire
atmosférico purificado y filtra­
do o de la mezcla de oxígeno
y nitrógeno en proporciones de
21% y 79%, respectivamente.
Las condiciones fundamentales
que debe cumplir el aire medi­
cinal son las siguientes:
• libre de partículas
• bacteriológicamente apto
• libre de agua
Entre las aplicaciones más co­
munes tenemos en tratamien­
tos (incubadoras) y diagnósticos
(análisis biológicos).

308. COLECCIÓN ESENCIAL Lumbreras Editores
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r
i ir
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i ! i3
5 !É
■ 3
La vaporización es el proceso
mediante el cual una sustan­
cia cambia de estado líquido
a gaseoso. Este proceso pue­
de darse por evaporación, que
ocurre cuando el estado líquido
cambia lentamente a estado
gaseoso, tras haber adquirido
suficiente energía para vencer la
tensión superficial. A diferencia
de la ebullición, la evaporación
se produce a cualquier tempe­
ratura constante y es más rá-
pido cuanto más elevada es la
temperatura.
I !i l
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X'fij i !
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rt- -- j „ ’t, * - j-i-A -...~
L
.~ J
Usamos la EUGI.
PM=RTD -> D =
PM
RT
Reemplazamos solo el valor numérico de cada magnitud.
0,41x28
D =
0,082x500
0,28 2
5.2. Condiciones normales (C. N.)
Las condiciones normales de presión y temperatura hacen re­
ferencia a los valores de presión y temperatura que se pueden
lograr en un laboratorio.
Presión=1 atm
Temperatura^ °C (273 K)
Volumen molar normal (Vm
o)
Es el volumen que ocupa un mol de gas ideal en C. N.
Despejamos el volumen de la EUGI.
_ RT
mo p
Calculamos su valor reemplazando solo el valor numérico de
cada magnitud
Z
mo=0,082 x 273/1=22,4 L/mol
¡volumen do -..o mol de wít/spri ¡oca: or. condiciones r.ormaies
V . ó
1 mondé gas — ocupa 22,4 L i
Aplicación 8
En un recipiente se almacena 2,5 mol de helio en condiciones
normales. ¿Cuál es el volumen o capacidad del recipiente?
Resolución
^recipiente ^He
1 mpJ-de'Fkí
2,5 mol delle
a C.N.
->22,4 L
a C.N.
->vL
He ■
Despejando obtenemos
»/ _ 2,5x22,4 L
'lie -------- 7------= 56L
1

309. Aplicación 9
¿Cuál es la densidad del H2 (M=2 g/mol) medido en condicio­
nes normales?
Resolución
Datos:
H2 (M=2 g/mol)
7=273 K
P=1 atm
Usamos la EUGI.
PM=RTD -> D =—
RT
Reemplazamos solo el valor numérico de cada magnitud.
... 1x2 „ q
D = ------------ - = 0,089 —
0,082x273 L
5 3 . Ley d | |
En las mismas .condiciones de presión y temperatura (condi­
ciones de Avogadro),. lós volúmenes de dos gases están en la
misma relación,que sus números de moles. ,v'
Para dos gases (1 y 2) a la misma P y T, tenemos
cas í 9po o
G'Q
qOq
ooooo
Ve o q Qy
Vu n,
V,
O'0
i© O ©O
°- ° r: o°o
*5 C O
o oi­
gas
y
—
>
^2* n2
'
—
ló v?
' n n ?
V___ ___ y
(*)
A plicació n 10
Se tiene 10 mol de N2 ocupando 8 L en una misma condición
de P y 7, 4 mol de 0 2. ¿Qué volumen ocupará el segundo gas?
Reso lu ció n
Sean los siguientes gases:
- gas1=N2
gas 2=02
Luego, reemplazamos en (*).
8 L/10 mol=V74 mol
-> V=3,2 L
En condiciones ambientales de
presión y temperatura, el oxíge­
no es un gas incoloro e inodoro
con fórmula molecular 0 2. Tie­
ne una diversidad de utilidades:
para su uso medicinal. El oxíge­
no se produce por el método de
! destilación fraccionada, el cual
consiste básicamente en el en-
friamiento del aire previamente
filtrado y purificado.
t s
kstj*
3

310. 5.4. Ecuación general de los gases
Las condiciones termodinámicas de una gas {P, V, T) en un momento dado pueden cambiar de
bido a que no son estáticas. La ecuación general relaciona los cambios pero la masa debe mante
nerse constante (proceso isomásico).
Para dos estados termodinámicos (1 y 2), tenemos
E?tado
termodinámico (1
T} y T2: en kelvin
P1y P2: en la misma unidad de presión
y V2. en la misma unidad de volumen
Aplicación 77
Estado
termodinámico
Si el oxígeno, 0 2, ocupa 40 L a 127 °C y 2 atm, ¿qué volumen ocupará a 1 atm y 27 °C?
Resolución
Ordenamos los datos.
;[ i - : --. ;..- .' :,. , ■
;
7,=127 °C+273=400 K 72=27 °C+273=300 K
P=2 atm P2=
1 atm
Zj=40 L
Reemplazamos solo valores numéricos en los valores de (*).
(2)(40)/400=(1) V
/2/300
Finalmente, despejamos V2,
V2=60 L

311. Capítulo 8
na m
m
Estado
5.5. Procesos restringidos
Son procesos isomásicos en los cuales una de las variables de estado permanece constante o está
testringida, mientras que las otras dos varían. Se dan los siguientes tres casos:
?:"! v*%r i vv',’ T " - '- • : ................. ' •
: ’"P ;5r;Ó !' .<
•!:*; } ,i '■
. ;• : ó i , s ■ ■ ■ 1
C.- •...... vi. ti ’ "i t v V -
, <•.
Variable
constante
Ecuación
de estado
Temperatura (7^=r2)
Pq
V1
=P2l/2=cte.
Presión (P1
=P2)
V V
2
—=— =cte.
^ T
2
Volumen (!/,=V2)
ñ A
—=— =cte.
h r2
á
5

312. COLECCIÓN ESENCIAL
A plicación 14
Para el proceso isobàrico, calcule V2.
j Aplicación 15
Considerando el helio como gas ideal, calcule
i el valor de la isoterma 72.
P(atrn) K
v ( D
4,92 r - A "
*
Resolución
Se cumple que
r,
Reemplazando obtenemos
7,5 L _ V2
500 K 600 K
V2=9L
R e s o l u c i ó n
Para el proceso 1— 2 (isocórico), se cumple
que
^ ?
m e
Reemplazando obtenemos
1,64 atm 4,92 atm
BOOK T,
-> T 2 = 900 K
Biografía______________________________________
Evangelista Torricelli (1608-1647)
Físico y matemático italiano. Nació en Florencia y quedó huérfano. Se educó con
los jesuítas y después se trasladó a Roma, donde investigó la dinámica de los gases,
lo que le posibilitó la oportunidad de trabajar junto a Galileo. Descubrió la forma
de medir la presión atmosférica medíante el barómetro de mercurio inventado por
él. Midió la presión atmosférica normal, además, planteó que las “variaciones de la
altura de una columna de mercurio se deben al cambio de la presión atmosférica".
........... . . _____________________________ .-----------.

313. ESTADOGASEOSO
El estado de agregación molecular de la materia.
Variable de estado
Parámetros termodinámicos que determinan el
comportamiento y las propiedades del gas.
Volumen (V) Temperatura (T) Presión (P)
■
Igual a la capacidad del f El grado de agitación
recipiente que lo contiene. / molecular de lasustancia.
...................- I I
Gas real
Temperatura alta y presión baja
Los choques de las moléculas del
gas con la pared del recipiente.
Gas ideal o perfecto
Un gas hipotético creado por los científicos para entender
de una manera sencilla el comportamiento de los gases.
................................... Densidad de un gas
Condiciones normales
p -1atm y 0 °C
1mol (gas) ocupa 22,4 L
La ecuación universal de los gases
ideales que relaciona las variables de
estado con cantidad del gas (moles).
P-V=R-T-n
P-M
D=— (g/L)
Volumen molar (Vm
)
Es el volumen que ocupa un mol
de gas en ciertas condiciones de
presión y temperatura.
P: presión absoluta o del gas
volumen (en litros)
n: número de moles del gas
Cuando las condiciones (variables
de estado) del gas no cambian.

314. ama
RESOLVEMOS JUNTOS
Problema 1 _____
Respecto del estado gaseoso, indique las pro­
posiciones correctas.
I. Está formado por moléculas poliatómicas
únicamente.
II. Entre las moléculas, predomina la fuerza
de repulsión sobre la fuerza de atracción o
cohesión.
; II. Correcta
Las moléculas que conforman el estado
gaseoso interactúan mutuamente.
Existen grandes espacios intermolecula­
res, es decir, las moléculas están muy se­
paradas.
A) solo I
B) solo II
C) solo III
D) II y III
E) I y III
Resolución
I. Incorrecta
f
V
if
I • i
I i
i W M ? I
% J
S
? i
M r /
w
W
*
*
*
*
«
>
v
t¡se
*
i&
*
'
j#**
En el estado gaseoso (vapor y gas), lárpor-
ción más pequeña que conserva la identi­
dad de esta materia es una molécula. Estas,
por el número de átomos, pueden ser las
siguientes:
Correcta
En comparación con los otros estados (só­
lido o líquido), en estado gaseoso las mo­
léculas están muy separadas unas de otras.
NO OLVIDE
• En condición ambiental, los elementos quí­
micos-del grupo VINA, denominados gases
nobles, son, monoatómicos: He, Ne, Ar, Kr,
XeVRnt € Í
Él ozond (03) es uno de los alótropos del
elemento químico oxígeno. Naturalmente,
* * j' léleñcuentra en la estratosfera y actúa como
' ^filtro de la radiación ultravioleta proveniente
del sol.
,r"
&*
Clave
Problema N.‘ 2
monoatómica: los seis gases
Molécula-
poliatómica <
nobles
• diatómica
N2, ^2' ^2'
F2, Cl2, CO, etc.
• triatómica
0 3, C02, S02, etc.
V
.
tetraatómica,
pentaatómica,
etc.
Se tiene un frasco cerrado cuyo contenido es
metanol, CH3OH (líquido volátil). Al abrir el
frasco ocurren dos procesos físicos consecuti­
vos denominados, respectivamente,
A) condensación y efusión.
B) vaporización y evaporación.
C) sublimación y vaporización.
D) vaporización y difusión.
E) ebullición y condensación.
___________

315. Resoluciór
Cuando decimos que es un líquido volátil, que­
remos decir que fácilmente se vaporiza (paso
de líquido a vapor). Entonces, al abrir el frasco,
las moléculas superficiales del líquido se libe­
rarán y luego el vapor se difundirá en el aire.
En el gráfico, trazamos la línea isóbara, donde
ubicamos los puntos M y Q. A la vez indicamos
la presión barométrica (presión atmosférica) y
la presión manomètrica. Luego, homogeneiza-
mos las unidades.
Así tenemos que el proceso es el siguiente:
; del gas
% í
Problema N.‘,3_______________________
Se muestra un manómetro (tubo en U)
libre Determine la presión absoluta del gas
oxígeno, 0 2, si se sabe que la presión baromé­
trica del lugar es 730 mmHg.
-ííSS.rS..
Finalmente, reemplazamos los valores.
O J r
Absoluta = 200 + 7 30 = 9 30 m m H g
del
Clave
A) 750 cmHg B) 720 cmHg C) 750 mmHg
D) 720 mmHg E) 930 mmHg
A nivel del mar, el metanol ebulle a una tempe­
ratura constante denominada temperatura de
ebullición normal y su valor es 64,7 °C. Exprese
este último valor en el SI.
A) 337,7 K
B) 327,7 K
C) 347,7 K
D) 350,7 K
E) 317,7 K

316. Resolución
Recordemos que la unidad de la temperatura
en el sistema internacional es eí kelvin (K).
Ahora, para convertir de °C a K usamos
i 7
’{
K
)=r(0
C}-+273
(relación de lectura)
Finalmente, reemplazamos y obtenemos que
T(K) =64,7+ 273
T(K) =337,7 K
I m p o r t a n t e ^
La temperatura de ebullición normal o
punto de ebullición normal es la teni-
peratura a la cual hierve él líquido,, esto
ocurre cuando la presión de vapor de.
un líquido (Pv) iguala la presión atmos­
férica normal (Pgtm
).
$r *
M .f
W
Pv I
atro
V .Mr
« 4 i cj
•i', c■
>
«
i»
v .. «
.-¿
ì
.Ia. c
¥
Clave
Problema N.J5______________________
En ciertas condiciones de presión y temperatu­
ra, la densidad del gas oxígeno, 0 2, es 1,2 g/L.
Determine el volumen del recipiente que al­
macena 4,8 g de 0 2(g).
A) 2 L
D) 5 L
B) 3 L
'
C) 4 L
E) 1 L
Resolución
Nos piden determinar el volumen (10 del reci-
piente (en gases l/gas=Recipiente)-
Evaluamos la información correspondiente al
0 2(g); la novedad es la densidad (D), la cual es
una propiedad física que indica la relación de
masa {m) respecto del volumen (V).
o = 2 9
1/ —- L
Despejamos el volumen.
1/ -1/ = -
recipiente 0 2 ^
Finalmente, reemplazamos valores.
4,8 g _ 4,8 v |(x L
2 1,2 g/L 1,2
x-
Clave
En un recipiente de 14,5 L se almacenan 10 mol
de 0 2(g) a una temperatura de 17 °C. ¿Cuál
será la presión que ejerce el 0 2(g)?
A) 8,2 atm B) 16,4 atm C) 0,9 atm
D) 10,4 atm E) 18,4 atm
Resolución
La presión se puede expresar en atm, mmHg
u otra unidad. Como las alternativas están en
atm, usamos la ecuación universal de los gases
ideales (EUGI).
Así, tenemos que
PV=RTn
atm R =0,082
atmxL
molxK
________________

317. HHÜ
donde las magnitudes son las siguientes:
V=14,5 L
n- 10 mol
7=17 °C+273=290 K
Finalmente, despejamos P y reemplazamos
solo el número de cada magnitud.
Después, usamos la EUGI, despejamos el vo­
lumen y tenemos que
v = RTn_
P
Finalmente, reemplazamos solo los números
de cada magnitud.
P =
(0,082)(290)(10)
14,5
P =16,4 atm
Clave
Problema N." 7
V
fá
¡>
La presión absoluta de 5 mol.de nitrógeno N2(g) |
confinado en un recipiente es 1872 mmHg me- {
didos a 27 °C. ¿Cuál es el volumen- del :red-/
píente expresado en litros (L)? v ^ /
V '
•
62,4x300x5
1872
V=S0l
Clave
A) 80 L
B) 10 L
B) 30 L C) 40 L V
E) 50 L
Resolución
Graficamos y tenemos que
W
i m
v N2(g)
■
n=5 mol
7=27 °C+273=300 K
P=1872 mmHg
Luego, si la presión está expresada en mmHg,
entonces el R utilizado es
/?=62,4
mmHgxL
molxK
En un recipiente de 41 L se tienen 10 mol de
gas helio, He. Si el recipiente soporta una pre­
sión equivalente a 8 atm, ¿cuál es la tempera-
tura en. grados celsius?
| A y 4 7 j ^ # B) 47 C) 57
I D )0 07 E) 127
Resoludón
Graficamos los datos.
He
t -yZ 1
Utilizamos la EUGI.
PV=RTn
Luego, despejamos 7.
PV
IM 1 L
n=10 mol
P=8 atm
►R=0,082
atmxL
molxK
r=
Rn

319. Reemplazamos solo los números de cada
magnitud.
41x400x16 nAAA
m = --------------=8000 g
Luego, despejamos D.
PM
D =
0,082x400
RT
resultará en g/L
Finalmente, para expresar en kilogramos (kg) Finalmente, reemplazamos solo los números de
usamos la equivalencia.
1 kg =1000 g
m = 8000 gx
m - 8 kg
cada magnitud.
2,46x2
D =
1kg
1,1000 g
(0,082)(300)
D=0,2 g/L
Clave
Clave %
/ a...........
i
í w éWA- %:
:< ¡H
;-';.. p . 5
....1
con­
tiene fTngl de gas argón, Ar, en condiciones
Calcule la densidad del gaKhidrógeno, H2>
'
(M = 2 g/mol) a 27 °C y 2,46 atml*^
normales.
AjÁ s
-
&
ìÌA
.
;
67;2;L„- B) 11,2 L
^*
% I D) 89,61
A) 0,2 g/L B) 0,2 g/m3 C) 0,2 g/ml/'% '
C) 22,4 L
E) 112 L
D) 0,4 g/L E) 0,4 g/m3
'
•
<
v
*
>
•-
Graficamos los datos.
s
Graficamos los datos.
ju ¡
H2
I r
M=2 g/mol
7=27 °C+273=300 K
P=2,46 atm
„ A AAA atmxL
/?=0,082----r-T
‘ molxK
Utilizamos la EUGI en la siguiente forma:
PM =RTD
.
V : Ar
( í
n=5 moles
condiciones í 7=273 K
"ormate p=1 atm
/?=0,082
atmxL
molxK
Utilizamos la EUGI en la siguiente forma:
PV =RTn
Despejamos V.
v J J l

320. Luego, reemplazamos solo los números de
cada magnitud.
V =
0,082x273x5
1
/=112 L
Resolución
Podemos dar la respuesta de tres formas.
Nuestra guía es la forma como se indican las
alternativas (en mol).
Aplicamos la ley de Avogadro.
Otra forma
Podemos utilizar el concepto de volumen mo­
lar'(ym
o) en condiciones normales.
| V —22,4 L/mol
p í o
i
50 !
1
1 mol
5 mol
stante
_ocup a_^ 22 4 |_|
A f .,
W M ’
a
Mk Mw /¿"'
V,
N-
WAá
-> y
M f jíw l
W já p i .
J^W / :
r .A#' X :
% M
V ^ r ¡ ; | r ^
. /?luégo, reemplazamos.
:§ A
«vv
Del problema, desarrollamos por regla de
simple.
5 molx22,4 L ^
1mol
t/=112 L
j;, '<k
X&. V
% ip
50 L 10 mol
Clave
Problema N
.* 13__________ __________
Se sabe que 10 mol de oxígeno, 0 2(g), ocupan
50 L; en las mismas condiciones en presión y
atmósfera, el N2(g
) ocupa 80 L. Determine el nú­
mero de moléculas de N;
Finalmente, despejamos.
nN
2=16 mol
Otra forma
Podemos utilizar la EUGI para cada gas.
N2:P(80L)=/?7tnN
2
) 0)
0 2: P(50 L)= RT(10 mol) (||)
A) 5 mol
D) 16 mol
2(g
)’
B) 10 mol C) 14 mol
E) 18 mol
Dividimos (I) entre (II) y obtenemos
nNz=16 mol
que
Clave
_____________________________

321. Problema N.’ 14
Indique la relación entre la densidad de los
gases H2(M =2 g/mol) y O2(M =32 g/mol) que
se encuentran en las mismas condiciones de
presión y temperatura.
A)¿
D)¿
B) —
32
q !
16
E)
15
Resolución
Nos piden indicar la relación
° 0 2
£ ¿ W a
Los gases están en condiciones de Avogadro.
PM-RTD
H2: P(2) =RTDH
2 J )
0 2:P(32) =RTD02 (II)
Al dividir (I) entre (II) resulta que
D,H-
32 D,
a
1
2 _
D,O:
°2
16
C/ai/e •
Problema N.‘ 15_____________________
lierta muestra de cloro, Cl2(g), ocupa 30 L a
17 °C y 4 atm. ¿Qué volumen ocupará la mis­
ma muestra en condiciones normales?
A) 20,2 L
D) 100,2 L
B) 40,2 L C) 109,2 L
E) 80,2 L
Resolución
Ordenamos los datos para los dos estados (ini­
cial y final), para la misma cantidad de muestra.
r
I U
C'í
•
w w
A
R
V0=30 L
P0=4 atm
7
"0=300 K
Cl-
l/f =?
PF=1 atm
7}=273 K
estado inicia!
Se trata de un proceso isomásico. Entonces,
utilizamos la ecuación general de gases ideales
para dos estados.
Tr
Luego, reemplazamos solo los números de cada
magnitud.
4x30 _ 1VF
300 ~ 273
Finalmente, despejamos y obtenemos que
VV= 109,2 L
Clave
Problema N.‘ 16
El gas oxígeno, 0 2^, ocupa un recipiente de
>
6 L a 127 °C y 800 mmHg. ¿Cuál será la tempe­
ratura en °C si el volumen se comprime hasta
3 L a una presión de 2000 mmHg?
A) 27
D) 227
B) 37 C) 87
E) 327

322. Resolución
Ordenamos los datos para los dos estados.
estado inicial estado final
estado inicial
Aplicamos la ley de Robert Boyle.
Aplicamos la ecuación general de‘ los gases
ideales.
'o 'f
Luego, reemplazamos solo los números de cada
magnitud.
800x6 _ 2000x3 V 4 ^ /
400 Tf:
Vr.y/?
Después, despejamos y obtenemos que
Tf =500 K
Finalmente, para convertir K a °C usamos
r(°C)=7(K)-273
r(°C)=500-273
T{°C) =227°C
’ Clave p j
Problema N /17 _____ ____________
El gas neón, Ne(g), se expande isotérmicamen­
te de 30 L a 120 L. Si al inicio la presión era
12 atm, ¿en cuánto disminuyó la presión?
P0V0 = PFVF
Luego, reemplazamos solo los números de cada
magnitud.
(12X30)^(120)
Después, despejamos y obtenemos que
PF=3 atm
Por lo tanto, la presión disminuye y la variación
es (AP).
AP =Pf-P q=3 atm - 12 atm
AP =(-) 9 atm
i i—-siqnifica que diminuye
• Clave
j Problema N/ 18
En un recipiente no rígido se tiene 1,6 L de
i gas nitrógeno, N2(g), a 47 °C. Al enfriarse len­
tamente, la temperatura disminuye en 20 °C.
! ¿Cuál es el nuevo volumen que ocupa el gas
: nitrógeno?
; Considere que la presión permanece constante.
A) 1,1 L
D) 1,5 L
A) 3 atm
D) 8 atm
B) 6 atm C) 9 atm
E) 7 atm
B) 1,2 L C) 1,4 L
E) 1,8 L

323. Resolución
Colocamos los datos.
Estado inicia!
~T0=47 °C +273 =320 K
p 0=p
Estado final
proceso
isobàrico
(disminuye)
i/f =?
T fr=47 °C-20 °C =27 °C
~7f =27 “C+273 = 300 K
PF=P
Aplicamos la ley de Jacques Charles.
Yq_ -Y f_
To Tf
Luego, reemplazamos solo los números de.cada magnitud.
320 300
Finalmente, despejamos y obtenemos que VF=1,5 L.
' C la ve-M :
Problema f>
?
.819_____________________________________________________
Un balón de acero almacena helio, He, a 37 °C. Si se eleva la temperatura en 50 °C, la presión alcanza
1800 mmHg. Indique la presión inicial.
A) 1 atm B) 2 atm C) 3 atm D) 4 atm E) 5 atm
Resolución
Gratam os los datos.
t a . A t a
He He
v D_ TJJ ¡SO
C
Ó
rico
u
estado inicial estado final
vo= v
T0=37 °C
se calienta
70=37+273 =310 K
P0=?
---!►
l/F= 1/
I— r0=37 °C +50 °C =87 °C
-70=87+273 =360 K
PF ~1800 mmHg

324. Aplicamos la ley'de Gay Lussac.
3 u 3l
To tf
Luego, reemplazamos y despejamos.
Pp _ 1800 mmHg
310 K ~ 360 K
—
> Pq=1550 mmHg
Finalmente, lo pasamos a otra unidad (atm).
P0 - 1550 nqmHfg x
1atm
760 jpmFTg
P0=2 atm
Clave
Problema N.‘ 20
Un recipiente de 200 L de capacidad almacena
cierta sustancia gaseosa y 2200 g de esa sus­
tancia, a 127 °C, ejerce una presión de 8,2 atm.
Identifique cuál es la sustancia gaseosa.
A) Ar(M =40 g/mol)
B) N2(M =28 g/mol)
C) S 0 2(M= 64 g/mol)
D) CH4(M =16 g/mol)
E) C 02(M =44 g/mol)
Resolución
Graficamos los datos.
Gas
E7 Cf
V-200 L
7=127 °C+273=400 K
m=2200 g
P=8,2(átm
atmxL
/?=0,082
molxK
Usamos la EUGI.
m
PV = RT-
M
Finalmente, despejamos y reemplazamos.
- RTm 0,082x400x2200
M = -
PV
M- 44 g/mol
(8,2)(200)
Clave
Determine el volumen del recipiente que al
macena 10 g de neón (Ne) medidos en condi
dones normales.
PA(Ne)=20 urna
A) 11,2 L
B) 22,4 L
C) 33,6 L
D) 44,8 L
E) 89,6 L
Resolución
El gas neón es monoatómico, entonces
M=PA g/mol
Reemplazando obtenemos
M=20 g/mol
En condiciones normales, se cumple que
lym) = ~ r~ r (GS una constante)
1mol

325. Luego, planteamos la regla de tres simple. Finalmente, despejamos.
1mol=20 g
10 g — .....
Finalmente, despejamos.
^ l O g ^ L
20 g
22,4 L
44gx28 rr
m =— -----= 55 g
22,4 J
Clave
Clave En un recipiente de 56 L se almacena metano
CH4, medido en condiciones normales. ¿Cuán­
tas moléculas están en el recipiente?
I”-
'-
'
En un recipiente de 28 L se almacena dióxido
de carbono (CO-,), el cual se enfría alcanzan-
do una temperatura de 0 °C y una presión de
760 mmHg. ¿Cuál es la masa de CO? álmace- >.'
m ti- •&£« n
nado?
m (c o 2)= ^ S -
¿ 1 mol
w y h
A) 1,5 mol
D) 4 mol
B) 3,5 mol C) 2,5 mol
E) 4,5 mol
A) 66 g
D) 55 g
B) 33 g
Nos piden la cantidad de moléculas (n) en el
recipiente.,,;;;'/'
'•f W
El gas se encuentra en condiciones normales,
Q ^ 9 donde se cumple que
E) 88 g
Pftr i*dors
Graficamos los datos.
% X «
h
s s
p '
%
ve
22,4 L
‘molar 1 mol
Planteamos la regla de tres simple.
28
7-0 °C
7=760 mmHg
1 mol de moléculas
n
Finalmente, despejamos.
56
22,4 t
56 t
n = ■
x1 mol de moléculas
Planteamos la regla de tres simple.
1 mol 44 g 22,4/
m x 2 8 /
22,4
n=2,5 mol de moléculas
Clave

326. COLECCIÓN ESENCIAL
Problema N.’ 24
Se conoce que 5 mol de nitrógeno N2(g) ocupa
40 L. En las mismas condiciones de presión y
temperatura, 10 mol de hidrógeno H2(g) ocupa
otro recipiente. ¿Cuál es el volumen del reci­
piente ocupado por el hidrógeno H2(g)?
El trióxido de azufre, S03, es un contaminante
químico secundario del aire. Si la densidad es
4 g/L, medido a 1,64 atm y una temperatura
alta, ¿cuál es la temperatura?
PA(uma): S=32; 0=16
A) 50 L B) 70 L C) 80 L
D) 60 L E) 90 L
A) 107 °C B) 117 °C C) 127 °C
D) 137 °C E) 147 °C
Resolución
Nos piden el volumen que ocupa el hidrógeno.
Aplicamos la ley de Avogadro.
Reemplazando obtenemos
Nos piden la temperatura expresada en kel-
vin (K).
Graficamos los datos.
P=1,64 atm
M=80 g/mol
D=4 g/L
Utilizamos la ecuación universal de los gases
ideales.
PM=RTD
Reemplazamos los valores numéricos.
1,64x80=0,082x4x7
Despejamos.
7=400 K
40 L _ Vh2
5 próí 10 jpfí6
Finalmente, despejamos.
1/ =8° L
Clave
Expresamos en °C.
7~
(K)=7(°C) +273
i
400 =7(° C) +273
7(°C)=127 °C
Clave

327. Problema N.* 26
El dióxido de carbono, C 02, se almacena en un
depósito de 62 L, medido a 37 °C y 1,64 atm.
¿Cuál es la masa de C 0 2 en el depósito?
PA(uma): C=12; 0=16
A) 352 g B) 176 g C) 88 g
D) 264 g E) 528 g
Resolución
Nos piden la masa (m).
Graficamos los datos.
En un recipiente de volumen variable se al­
macena 30 L de flúor, F2, medidos a 27 °C y
2 atm. Al calentarse la temperatura se incre­
menta en 50 °C y la presión final resulta ser
3,5 atm. ¿Cómo varía el volumen?
A) disminuye en 10 L
B) aumenta en 10 L
C) disminuye en 20 L
D) disminuye en 15 L
E) aumenta en 5 L
.y %
V;
' r "
2 L
•J ; V. , n , V-
:Á C Ó 2§
Nos piden determinar la variación del volumen.
Graficamos. los datos.
M=12+16(2)=44 g/mol> '
&
7=37^273=310 K J ■
: í7í= #+27l=300 K P1=2 atm
P=1,64 atm
/?= 0,082
♦
82
atmxL
moUK
/ : f*
1
;Í
. I jP %JT
5 Ä # V T
J1~•
a ■
*
«
,
1000 X
?, ..F
Y'-/
V-v.
¡V
-¿ ?2 *C
: 1
Utilizamos la ecuación universal de los gases
ideales. 72=(27+50)+273=350 K P2=3'5 atm
P V = R T =
M
Reemplazamos los valores numéricos.
amnrrnmE
„ v >
v'^y E
C " P *"'s
■
A ' 2 ‘ ’
v. >
Finalmente, despejamos.
m=176 g
Clave
Utilizamos la ley general de los gases.
r, t2

328. Reemplazamos los valores numérieos.
2x30 _ 3,5xV2
300 350
Al despejar, V2=20 L. Por lo tanto, el volumen
disminuye en 10 L.
Clave
LHLíTídi V
'
El monóxido de carbono, CO, a 3 atm ocupa
90 L. Se comprime isotérmicamente y alcanza
una presión de 4,5 atm. ¿Cuál es el volumen
que ocupa? £ m ,.
A,
A) 63 L
D) 50 L
B) 81 L | C) 75 i.
E) 60 L
i ‘
Resolución
Nos piden el volumen al comprimir. Gráfica-
mos los datos. %
V /
P^-3 atm P2=4,5 atm
:"HI M i l i IIjIJ
Il
proceso
isotérmico
; C O
í> C •' • W íp
c • ' V J V’ •
•
y t
Esleído [2
Utilizamos la ley de Boyle.
Reemplazamos valores.
3 atmx 90 L=4,5 atmxZ2
Finalmente, despejamos.
V2=60 L
Clave
Problegna M.° 2 9 _________________
El metano, CH4, es un gas inflamable. Se alma­
cena en un recipiente de 5 L a cierta tempera­
tura y 3,72 atm; luego, se traspasa totalmente
a otro recipiente de 6 L donde alcanza una
presión de 2,7 atm, medido a - 3 °C. ¿Cuál es
la temperatura en el recipiente inicial?
A) 7 °C ' ; B) 17 °C
D) 37 °C
C) 27 °C
E) 47 °C
Graficamos los datos, donde la temperatura
necesariamente está en kelvin (K).
P1=3,72 atm
71=?
1^=5 L
T T
P2=2,7 atm
72=-3+273=270 K
l/2=6 L
r
c h 4
I

329. Utilizamos la ley general de los gases.
^
2
Reemplazamos valores numéricos.
3,72x5 ^ 2,7x6
7, “ 270
Al despejar, 7,-310 K.
Finalmente, expresamos en °C.
7(K) =7(°C) +273
4
310 =7 ^ 0 +273
71(°C)=37 °C
Problema N.’ 30
El hidrógeno, H2, almacenado en un tanque de
8,2 m3 se encuentra a 27 °C y 3 atm. Indique
la cantidad de átomos de hidrógeno almace­
nados.
A) 500 mol B) 600 mol C) 800 mol
D) 2000 mol E) 1000 mol
Resolución
Nos piden la cantidad de átomos. Entonces,
primero determinamos la cantidad de molé­
culas (n).
Graficamos los datos.
l/-8,2 jtí3* —
— é =8,2*103 L
1p f
7-27 °C+273-300 K
P=3 atm
I
I
fl=0,082
atmxL
molxK
n=?
Usamos la ecuación universal de los gases
ideales.
Reemplazamos valores numéricos.
3x8,2x103=0,082x300xn
Al despejar, n=1000 mol de moléculas H2. El H2
es molécula diatómica.
n.° de átomos-2(1000 mol)=2000 mol
Clave

330. PRACTIQUEMOS LO APRENDIDO
i.
2.
Respecto del estado gaseoso, indique las
proposiciones incorrectas.
I. Entre las moléculas del gas solo existe
fuerza de repulsión.
II. Las moléculas necesariamente se en­
cuentran en movimiento ordenado.
III. El gas ocupa todo el volumen del reci­
piente que lo contiene.
A) solo I
B) solo II
C) solo III
D) I y II
E) II y III
La materia en estado
aire, está formada por
gaseoso, como el
4. En el gráfico se muestra un manómetro
(tubo en U) al aire libre. Determine la pre­
sión atmosférica del lugar.
A) 65 cmHg
B) 55 cmHg
C) 75 cmHg
D) 70 cmHg
E) 76 cmHg
A) únicamente gases.
B) únicamente vapores.
C) gases y vapores.
D) líquidos y gases.
E) sólidos y gases.
4 ‘Vv
Al nivel del mar, el etanol ebulle a una tem­
peratura constante denominada punto de
ebullición normal y su valor es 78 °C. Si
durante el experimento se coloca un ter­
mómetro de escala Kelvin (K), ¿cuánto es el
registro en este termómetro?
3. Las propiedades macroscópicas del estado
gaseoso que explican la fuga desde un re­
cipiente y posterior mezcla con el aire del
gas doméstico, respectivamente, son
A) difusión y efusión.
/
B) compresibilidad y difusión.
C) expansibilidad y efusión.
D) expansibilidad y difusión.
E) efusión y difusión.
A) 78 K B) 195 K C) 351 K
D) 451 K E) 251 K
6. En cierta condición de presión y tempera­
tura, en un recipiente de 200 L se almacena
■ gas neón. Si la densidad es 0,4 g/L, deter­
mine la masa del gas almacenado.
A) 80 g B) 40 g C) 800 g
D) 8 g>
, E) 160 g

331. ■ Respecto de la teoría cinética molecular de
los gases, indique la proposición correcta.
A) La energía cinética media depende de
la masa.
B) Las moléculas tienen diferentes tamaños.
C) Entre las moléculas, la fuerza de re­
pulsión prevalece sobre la fuerza de
atracción.
D) El choque entre las moléculas no es
elástico.
E) Las moléculas describen trayectorias
rectilíneas.
8. Según la teoría cinética molecular de los ga­
ses, la energía cinética media se calcula así:
É c = jk T
Calcule la ~
E
C para una molécula a 227 °C.
10. La presión absoluta de 9 mol de acetile­
no, C2H2(gj, confinado en un recipiente es
3 atm medidos a 127 °C. ¿Cuál es la capa­
cidad del recipiente de almacenamiento?
atmxL
Dato: /?= 0,082
molxK
A) 20,4 L B) 12,3 L . C) 24,6 L
D) 98,4 L •E) 49,2 L
11. En un recipiente de 90 L se almacenan
6 mol de dióxido de carbono, C02(q), a una
temperatura de 27 °C. ¿Cuál será la presión
manomètrica?
Dato:/? =62,4
mmHgxL
molxK
^atmosférica mmHg
9 .
Dato: k = 1,38 x10~23-------------
Kxmolécula
A) 1,035 x10"20 J/molécula
B) 1,035x10“2
1J/molécula
C) 1,035x10-19 J/molécula
D) 1,035x10~22 J/molécula
E) 1,035x10-23 J/molécula
En un recipiente de 150 L se almacena
15mol de N2(g) a una temperatura de 27 °C.
¿Cuál será la presión que ejerce el N2(g)?
mmHgxL
? =62,4
molxK
A) 600 mmHg
B) 760 mmHg
C) 750 mmHg
D) 996 mmHg
E) 498 mmHg
12. En un recipiente de 82 L se almacenan
20 mol de gas argón, Ar. Si el recipiente
soporta una presión equivalente a 6 atm,
¿cuál es la temperatura del argón?
A) 127 °C B) 27 °C C) 37 °C
D) 47 °C E) 57 °C
A) 1872 mmHg
B) 2808 mmHg
C) 4212 mmHg
D) 2106 mmHg
E) 6318 mmHg
13. En un recipiente de 31 L se almacena gas
metano, CH4, a 37 °C y 4,1 atm. Calcule la
cantidad de mol de metano.
A) 5 mol B) 10 mol C) 50 mol
D) 2,5 mol E) 25 mol

332. En un recipiente de 64 L se almacena gas
butano, C4H10, a 47 °C y 1248 mmHg.
Calcule la cantidad de moléculas de butano.
Dato: 1 mol de = 6x1023
moléculas moléculas
A) 2,4x1023
B) 2,4x1024
C) 2,4x1022
D) 1,2x1024
E) 4,8 x1023
i-S. Un recipiente de 300 L de capacidad alma­
cena nitrógeno, N2(M =28 g/mol), a 127 °C
y 41 atm. Determine la masa analizada.
A) 10,5 kg
B) 21,0 kg .
C) 5,25 kg
D) 15,75 kg
E) 8,75 kg
Calcule la densidad del gas helio, He
(M =4 g/mol), a 47 °C y 3120 mmHg.
A) 0,625 g/L
B) 0,625 g/mL
C) 0,625 g/m3
D) 1,250 g/L
E) 1,250 g/mL
17. Determine el volumen de un recipiente
que almacena 8 mol de gas neón, Ne, en
condiciones normales.
A) 201,6 L B) 156,8 L C) 134,4 L
D) 179,2 L E) 89,6 L
18. Se sabe que 20 mol de nitrógeno, N2(g),
ocupan 40 L; bajo las mismas condicio­
nes de presión y temperatura el acetileno,
C2H2(g), ocupa otro recipiente. Si la canti­
dad ele este segundo recipiente es 15 mol,
¿cuál será su volumen?
A) 15 L B) 30 L C) 20 L
D) 18 L E) 60 L
15. Establezca la relación entre la densidad
del gas C02(M =44 g/mol) y el helio, He
(M =4 g/mol), si se encuentran en las mis­
mas condiciones de presión y temperatura.
A) 1
1 C)
E)
_1
_
44
2
5
7 :4 S¡ el argón, Ar, ocupa 112 L en condiciones
normales, ¿qué volumen ocupará a 47 °C
y 8,2 atm?
A) 16 L B) 32 L C) 48 L
D) 8L E) 64 L
El gas nitrógeno, N2(g), a 127 °C y 1000 mmHg
ocupa 10 L.
Si se traspasa a otro recipiente de 5 L
donde ejerce una presión de 1600 mmHg,
¿cuál es la temperatura?
A) 17 °C
B) 27 °C
C) 37 °C
D) 47 °C
E) 57 °C

333. El gas argón, Ar(g), se comprime isotérmi­
camente de 150 L a 50 L. Si la presión ini­
cial era de 12 atm, ¿en cuánto aumentó la
presión?
A) 36 atm B) 24 atm C) 20 atm
D) 15 atm E) 12 atm
En un recipiente no rígido se tiene 3,2 L de
gas oxígeno, 0 2(g), a 127 °C. Si en un pro­
ceso ¡sobárico la temperatura disminuye
en 100 °C, ¿cuál es el nuevo volumen ocu­
pado por el oxígeno?
El estado de agregación molecular de
la materia denominado estado gaseoso
está constituida de moléculas. Indique la
secuencia correcta de verdad (V) o false­
dad (F) respecto de las siguientes propo­
siciones.
I. El volumen que ocupa no es la suma
del volumen que ocupan las moléculas.
II. La presión se genera cuando las molé­
culas colisionan con la pared del reci­
piente que las contiene.
III. La temperatura es una medida del ca­
lor ganado por las moléculas.
A) 8,4 L
D) 4,8 L
B) 12 L / Q 2,4 L
/ E) 3,6 L
2‘C Un balón de acero almacena gas neón, Ne,
a 47 °C. Si al elevar la temperatura en 80 °C
la presión alcanzada es 0,8 atm, ¿cuál es la
presión inicial?
A) FFV
D) FVV
B) VVF C) VFF
E) VFV
Considerando como gas ideal a una mues­
tra de amoniaco, NH3, cuando ocupa un
recipiente de 41 L de capacidad medidos a
1,6 atm y 47 °C, ¿cuántos gramos de amo-
4
/ ':<
J
niaco se encuentran en el recipiente?
PA(uma): N=14; H=1
A) 486,4 mmFlg
B) 420,4 mmHg
C) 540,5 mmHg
D) 650,5 mmHg
E) 912,4 mmHg
%.%
A) 42,5 B) 85 C) 17
D) 34 E) 51
El neón, Ne, es más ligero que el aire, es
25. Un recipiente de 300 L de capacidad alma­
cena cierta sustancia gaseosa. Si 800 g del
gas a 27 °C ejercen 4,1 atm, ¿cuál es el gas
analizado?
por eso que un globo inflado con neón li­
geramente “flotará” en el aire. Determine
la densidad de neón medido a 1,64 atm y
47 °C.
PA(Ne)=20 urna
A) 0 2 (M=32 g/mol)
B) N2 (M =28 g/mol)
C) CH4 (M =16 g/mol)
D) Ar (M =40 g/mol)
E) C 0 2 (M =44 g/mol)
A) 1,56 g/L
B) 0,25 g/L
C) 0,50 g/L
D) 0,85 g/L
E) 1,25 g/L

334. L
e
El nitrógeno es un gas relativamente inerte,
incoloro, inodoro e insípido. Está constitui­
do por moléculas diatómicas N2. Determi­
nar el volumen del recipiente que contiene
70 g de nitrógeno a 67 °C y 1,7 atm.
PA(N): N=14 urna
A) 41 L
D) 4,1 L
B) 82 L C) 8,2 L
E) 16,4 L
El trióxido de azufre, S03, es un gas que
genera la lluvia ácida. Si la densidad es
3,2 g/L medido a 7 °C, ¿cuál es la presión
absoluta al ser medido en mmHg?
PA(uma): S=32; 0=16
jf
A) 709
D) 750
B) 699 ^ a)>705>, I
'■E) 760 V >
‘ |
$ * * , / |
% /
f
31. El C 0 2 es un gas versátil; se.,utiliza como
componente de bebidas gasificadas. Antes *
de darle uso se almacena en un depósito
de 32 L medidos a 47 °C y 2496 Torr. ¿Cuál
es la cantidad de moléculas de C09 en el
depósito?
33. Se almacena 2,8 kg de nitrógeno N2 en un
recipiente de 10 L, mientras que en otro re­
cipiente de 12 L se almacena metano, CH4.
Si ambos gases se encuentra en las mis­
mas condiciones de presión y temperatura,
¿cuál es la masa del metano?
PA(uma): N= 14; C=12; H=1
A) 1,40 kg B) 3,20 kg C) 1,92 kg
D) 0,80 kg E) 1, 60 kg
3 El neón, Ne, un gas noble, incoloro e inerte
proporciona un tono rojizo a la luz de las
lámparas fluorescentes en las que se em­
plea. Al inicio la lámpara se encuentra a
25 °C y por el uso se calienta e incrementa
la temperatura en 20 °C. Si al apagarse la
lámpara se enfría en 18 °C, ¿cuál es la tem­
peratura final expresada en kelvin?
í» «
K
Á) 293
D) 291
B) 300 C) 280
E) 305
"
w
m
-
y
é
A) 4 mol
D) 5 mol
B) 2 mol C) 3 mol
E) 6 mol
El dióxido de azufre, S02, es un gas irritan­
te y tóxico. ¿Cuántos gramos de dióxido de
azufre ocupa 44,8 L medidos en condicio­
nes normales? PA(uma): S=32; 0=16
A) 64
D) 320
B) 128 C) 192
E) 384
32. En 1811, Amedeo Avogadro afirmó que en
iguales condiciones de presión y tempera­
tura las densidades relativas de los gases
son proporcionales a sus masas molares.
Considerando esta condición, indique el
gas de menor densidad.
PA(uma): N=14; 0=16; H=1
A) N2
D) N 02
B) NH; C) NO
E) N2H4
36. El C02 es uno de los gases que causa el
efecto invernadero. Para su análisis en
condiciones normales se almacena en un
recipiente de 5,6 L. ¿Cuántas moléculas se
utilizarán en el análisis?
A) 0,45 moles
B) 0,20 mol
C) 0,25 mol
D) 0,50 moles
E) 2,25 mol

335. 37. En un recipiente de volumen variable se al­
macena 32 L de cloro, Cl2, medidos a 47 °C
y 3 atm. Al calentarse la temperatura se in­
crementa en 40 °C y la presión final resulta
ser 4,5 atm. ¿Cómo varía el volumen?
A) aumenta en 8 L
B) disminuye en 2 L
C) aumenta en 4 L
D) disminuye 4 L
E) disminuye 8 L
Para el traslado del gas monóxido de nitró­
geno, NO, se utiliza un recipiente de 12 L
medido a 1500 mmHg y 27 °C, luego se tras­
pasa totalmente a otro recipiente de 10 L
donde se mantiene la temperatura/¿Cuál es
la presión que soporta el nuevo recipiente? |
A) 1480 mmHg c x /
B) 1600 mmHg V ▼
C) 1400 mmHg
%
D) 1550 mmHg
■
E) 1800 mmHg
VW %
% %
% w*
Va.
0
39. El etano, C2H6, es un gas inflamable. Se al­
macena en un recipiente de 50 L a cierta
temperatura y 3,6 atm. Por seguridad se
traspasa totalmente a otro recipiente de
60 L a -13 °C y 2,6 atm. ¿Cuál era la tem­
peratura antes de traspasar?
A) 27 °C
B) 37 °C
C) 102 °C
D) 300 °C
E) 202 °C
40. El gas He es incoloro e inerte. Se almace­
na en un recipiente rígido a 27 °C y 1 atm.
Si la temperatura se incrementa en 44%,
¿cómo varía la presión absoluta del helio?
a
>
ft -
á
T
A) "disminuye en 44%
(¿ f B) aumenta en 44%
, " CÍ; ¡aumenta en 20%
. 4 * D) áumenta en 56%
E) aumenta en 22%
Claves
1 6 1 1
1 | 16 21 ¡ 26 31 36
2 7 12 | 17 22 27 32 37
3 8 13 18 23 28 33 38
4 9 14 : 19 24 29 34 39
5 10 15 20
25 30 35 40

336. •V
V
-
!
:
¡ÉáSi
të':rï-ê •
i.'i -y
-
'A
Ív
'.$¡*..

337. Al preparar una parrillada, nos damos cuenta que gracias
al carbón que arde, la carne se coce y adquiere ese color y
sabor agradable, que luego disfrutamos. El carbón sufre un
cambio donde lo resaltante es el color rojo vivo que toma al
estar encendido, y la energía que libera (luz y calor), hasta
que finalmente solo quedan cenizas. Parte de esa energía la
absorbe la carne, transformándose en un delicioso alimen­
to que satisface nuestro apetito. Este simple acontecimiento
cotidiano nos muestra diferentes cambios químicos que su­
fre la materia, incluyendo nuestra digestión. Precisamente,
el conocimiento y la comprensión de los cambios químicos
naturales y provocados por el hombre han hecho posible la
obtención de diversos materiales que han mejorado nuestra
calidad de vida.
C . -•■
■
.¿'i.: 7 7
fej C* |,.T
• Reconocer un cambio químico diferenciándolo de otros
tipos de cambios de la materia.
• Balancear una ecuación química por el método del
tanteo.
o Clasificar las reacciones químicas analizando sus ecua­
ciones correspondientes.
¿Por que os necesario ente
La comprensión de estos cambios que sufre la materia, no
solo en el laboratorio o en la industria, sino también en la
vida cotidiana, nos permitirá establecer representaciones
(ecuaciones) para un análisis cuantitativo posterior.

338. Los metales como el hierro su­
fren un cambio espontáneo
llamado oxidación. Aunque, de
m a n e ra g e n e ral, el p ro ceso de
d e te rio ro q ue su fren los m etales
ca HnnAmin'i
Transformación de
reacciones quimi
1. DEFINICIÓN
Al dejar a la intemperie un clavo de hierro, obsen/amos con el
paso de los días y las semanas que se forma una capa de óxido;
esto se evidencia por el cambio de color y textura del clavo. El
hierro se ha transformado en óxido férrico. Este es un caso típi­
co de una reacción química: la oxidación de un metal. Así como
este ejemplo, hay muchos cambios de la materia que involu­
cran reacciones químicas y debemos aprender a reconocerlas y
clasificarlas por su importancia en la vida cotidiana e industrial.
En general, una reacción química se define como un proceso
mediante el cual sustancias iniciales, denominadas reactivos o
reactantes, se transforman para originar nuevas sustancias, lla­
madas productos.
En general, una reacción química se define como un proceso
mediante el cual sustancias iniciales, denominadas reactivos o
reactantes, se transforman para originar nuevas sustancias, lla­
madas productos.
y Á , *S
$
V V’
Ejemplo
Analizamos de manera más amplia la oxidación del hierro.
cambio, pero solo cuando ha­
blamos de cambios químicos
nos vamos a referir a reacciones
químicas.
clavo do
hierro
heo, plateado,
con brillo metálico
y gran dureza
En síntesis, partimos de sustancias iniciales: el hierro y el oxíge­
no del aire que, en condiciones atmosféricas, interactúan entre
sí y forman una nueva sustancia: el óxido férrico. Ha ocurrido
un cambio químico.

339. Esquematicemos.
sustancias iniciales sufren sustancias finales
Reactivos cambios Productos
estructura
A plicación 1
Reconozca en cuál de los siguientes cambios no están implica­
das reacciones químicas:
I. sublimación del hielo seco.
II. fermentación de la chicha de jora.
III. testación del cacao.
IV. ruptura del parabrisas de un auto.
^ ¿Ay, t
Resolución
I. Cambio físico
V
-V
V
. „/.¿y M .<$ $ %v
Debemos recordar que los cambios de fase de una sustan­
cia no implican cambios químicos. El dióxido de carbono
que forma el hielo seco, al sublimarse, solo pasa de sólido
a gaseoso, sin modificar su composición química.
II. Cambio q u í m i c o '
La fermentación de la chicha de jora implica la transforma­
ción de carbohidratos en alcohol etílico y dióxido de carbo­
no; es decir, se forman nuevas sustancias. En todo cambio
químico, hay una o más reacciones químicas involucradas.
III. Cambio químico
Al tostar cacao, el calor favorece cambios en la compo­
sición y estructura de las sustancias que forman el cacao;
esto lo percibimos en el cambio de color y olor de este
producto.
IV. Cambio físico
Al romperse el parabrisa del auto, el vidrio se parte en pe­
dazos pequeños pero sigue siendo vidrio. No hay la forma­
ción de nuevas sustancias.
Nuestra tradicional chicha de
jora es una bebida peruana
cuya elaboración continúa sien­
do artesanal desde la época
de los incas. En su preparación
se da la fermentación del maíz
germinado en vasijas de barro.
Esta bebida popular se consu­
me en diversas regiones del país
y de preferencia en las fiestas
patronales.

340. La reacción química es el he­
cho, lo que sucede realmente,
sea natural o provocado por el
hombre, mientras que la ecua­
ción química es solo su repre­
sentación en el papel, la pizarra
o algún medio digital.
~~ i----- ------- L j- 1 .--- liu.— —1
1
___ 1
1
__-
1
__-__ Z s
No confunda coeficiente este-
quiométrico con'el subíndice de
una fórmula.
Ejemplo
3H20
i <
. / ' V -
•. cd^Kric/ií’? M
ilítíKÍic^
, f<
u)nnorú poquoito)
(rtúiTArV; yrr-jfXÍje)
No podemos cambiar el subín­
dice, pues modificaríamos la
identidad de la sustancia.
A continuación veremos cómo describir una reacción química
sin tener que hacer un dibujo o esquematizar.
1.1. Ecuación química
A estas alturas, conocemos los símbolos de los principales ele­
mentos químicos y las fórmulas de los compuestos que for­
man. Vamos a aprovechar esto para representar el fenómeno
químico, que a partir de ahora llamaremos reacción química.
Una ecuación química es la representación simbólica de una
reacción química.
Ejemplo
Tomemos nuevamente la oxidación del h'-.rro. En lugar de di­
bujar, utilizaremos los símbolos y fórmulas de las sustancias
que intervienen.
g -40$?
■ 4Fe(s)+302(g) - > 2Fe20 3(s)
— ' '— ;— '
% ¿ : >
;jpc“rí*K• •. •
(Uatfeua),:/* • ’
pfdíif'j<
.jí5’.;
Para que una ecuación química esté correctamente expresada
debe considerárselo siguiente:
1.1.1. Coeficientes estequiométricos
Es el número que se antepone o está delante del símbolo o
fórmula de la sustancia y hace que la ecuación se halle balan­
ceada, es decir, que el número de átomos de cada elemento a
la izquierda y a la derecha sean ¡guales.
En el ejemplo anterior son 4; 3 y 2.
i •
SI el coeficiente fuera 1, no se escribe, pues
queda sobreentendido.

341. Es la letra o letras pequeñas entre paréntesis que se colocan
justo a la derecha del símbolo o fórmula de cada sustancia y
nos indica en qué estado físico se encuentra.
(s) : sólido
(fi) : líquido
(g) : gaseoso
(ac): acuoso, que significa disuelto en agua
Aplicación 2
¿Cuál de las siguientes ecuaciones químicas representa la oxi­
dación del cobre para formar óxido cuproso (Cu20)?
'• Cu(s)+°2(s) Cy,2°(s)
4Cu(s)+p2(g) 2 C u 2 ° ( s)
III. 2Cu(s)| 02(í) -> Cu20 (g)
Resolución
Para reconocer la ecuación química correcta, debemos recono-
cer a los reactivos y productos con sus respectivos símbolos o
fórmulas y estados físicos. Ño olvidar qué la ecuación debe es-
tar balanceada; es decir, con los coeficientes estequiométricos.
U
ix. -i*
& '■
cobre Cu sólido (s)
oxígeno Oz gaseoso (g)
óxido
cuproso
Cu20 solido (s)
Los metales y sus óxidos son sólidos a condi­
ciones ambientales
a
r
El potasio reacciona violenta­
mente con el agua liberando
energía. En general, los metales
alcalinos son muy reactivos.
Por lo tanto, la ecuación correcta será
4 C ü (s) + 0 2(g) - » 2 C u 2 ° ( s)

342. í
Durante la reacción de precipi­
tación se forma un sólido inso­
luble en el medio acuoso donde
se produce.
l 2. Evidencias de una reac cion quim
Darnos cuenta que está ocurriendo o que ha ocurrido una
reacción química implica hacer observaciones macroscópicas
usando nuestros sentidos. A continuación veremos algunos
ejemplos:
• Cambio de color, olor y sabor, como se da en la cocción de
alimentos.
• Desprendimiento de energía, sea en forma de luz o calor;
por ejemplo, al quemar gas natural.
• Formación de gases, como al agregar un antiácido al agua.
° Formación de un sólido insoluble en un medio acuoso, al
cual se le llama precipitado.
Debemos tener cuidado, pues una sola evidencia no nos ga­
rantiza que haya ocurrido una reacción química.
Aplicación 3
Colocamos una pequeña muestra de carbonato de calcio
(CaCOs) en un tubo de ensayo, luego agregamos dos gotas
de ácido clorhídrico concentrado y observamos un burbujeo
intenso. Además, nos percatamos de que el tubo de ensayo
aumentó su temperatura.
¿Cuales son las evidencias que nos hacen pensar que ha ocu­
rrido una reacción química?
I. desprendimiento de un gas
II. cambio de olor
III. liberación de calor
IV. alteración de la densidad
Resolución
Realizamos el esquema de lo descrito.

343. * El burbujeo intenso se debe a la formación de un gas.
• Que el tubo de ensayo incremente su temperatura indica
que producto del cambio observado se ha liberado energía
(calor).
Por lo tanto, las evidencias son I y III.
1.3, Análisis de una reacción a nivel atómico molecular
Hemos visto a nivel macroscópico qué es una reacción quími­
ca, cómo se representa y cómo se evidencia. Ahora partiremos
de la ecuación química para saber qué pasa a nivel atómico-
molecular. Analicemos la formación del amoniaco.
N 2(g) + 3 H 2(g) 2 N H S(g)
Que a nivel molecular nos indica
Podemos ver que los coeficientes estequiométricos nos dan a
conocer cuántas moléculas intervienen de cada sustancia.
Es decir, esta ecuación química, a nivel molecular, se puede
leer así:
1 molécula
de N2
reacciona con
3 moléculas
de H2
----------------
para producir
2 moléculas
de NH3
I W m - " ■ ' )
¡ w w f v w v / . !
mantiene la cantidad de átomos de cada elemento:
j :* 2 átomos de nitrógeno
* 6 átomos de hidrógeno
En una reacción química se
rompen enlaces entre átomos
de los reactivos y se forman
nuevos enlaces que dan origen
a los productos. Los átomos
solo se reordenan sin perder su
cantidad ni su identidad.
El mol no es igual que una mo­
lécula. Para una sustancia cova­
lente, se cumple que
1m oH6xl02'
J moléculas

344. Los coeficientes estequiométricos también nos dan la relación
de moles entre las sustancias que intervienen en la reacción quí­
mica. Entonces podemos decir que
En los problemas es frecuente
utilizar ¡os coeficientes este-
quiométricos para establecer
la relación de moles entre las
sustancias; esto se debe a que,
conociendo las masas molares,
podemos establecer luego la
relación entre sus masas. En la
. -.• j
práctica no trabajamos a nivel
de moléculas.
El hidrógeno se emplea como
combustible de naves espaciales.
1 mol (N2) reacciona con 3 mol (H2)
para formar 2 mol (NH3)
Aplicación 4
Del siguiente esquema a nivel molecular:
donde
- (H átomo .de carbono
- 0 átomo de oxígeno é
¿qué se puede afirmar?
I. La ecuación química correspondiente es
2C0(g)+0 2(g) “ > ^pp2(g)
Por cada mol de oxígeno molecular se requieren dos moles
de monóxido de carbono.
Por cada dos moléculas de dióxido de carbono formado,
ha reaccionado un átomo de oxígeno.
Resolución
I. Correcto
Del esquema dado, 2 moléculas de monóxido de carbono
(CO) reaccionan con una molécula de oxígeno (Cb) para
formar 2 moléculas de dióxido de carbono (C 0 2). Sabemos
además que todas estas sustancias son gaseosas.
II. Correcto
La lectura de la ecuación también se puede hacer a nivel de
moles.
Por cada dos moles de monóxido de carbono (CO), reac­
ciona 1 mol de oxígeno para formar 2 mol de dióxido de
carbono.

345. III. Incorrecto
Por cada dos moléculas de dióxido de carbono formado,
ha reaccionado una molécula de oxígeno.
5IFICACIÓN DE LAS REACCIONES ■ '
Las reacciones químicas se pueden clasificar de acuerdo a va­
rios criterios, esto depende del objetivo del estudio.
4.1. egun c¡ form^ccmo se originan los procnii.tos
Tenemos cuatro tipos de reacciones, para diferenciarlas es im­
portante analizar las ecuaciones químicas.
4 IP - ■ r »¿ § Tv. í . .
Es aquella donde dos o más sustancias se combinan para for­
mar un único producto. * ...
En general
(Tri!
Ejemplos
• Síntesis del agua, llamada también síntesis de Lavoisier.
2H2(g) + °2(g) 2H2°(g)
00
Antoine Laurent
(1743-1794) en 1783 anunció
que el agua está constituida por
la combinación de hidrógeno y
oxígeno. Además, da el nombre
definitivo al hidrógeno, que en
griego significa 'generador de
agua'.
La ecuación química común­
mente es dato. No es necesario
memorizar las ecuaciones, pues
son muchísimas.
Formación del óxido de magnesio
2Mg(s)+0 2(g) -> 2MgO(s)

346. DatoicitsrEosa
La descomposición de la azida
del sodio forma el N2con que se
inflan las bolsas de aire (oirbag).
2NaN
En la descomposición se usan
términos como
■
vW
Y
Electrólisis: por acción de la
: energía eléctrica.
Fotolisis: por acción de la luz.
; Pirólisis: por acción del calor,
Ó
' , y f ///?//.:
M
B
jj'u
-iim
L
»' JV' ' '' i' '¡' - ................ —
_
Formación del cloruro de hidrógeno
H 2(g) + C l2(g) 2 H C I(g)
Formación del monóxido de carbono
2C(S
)+0 2(g) -» 2CO(g)
2.1,2. Reacción de descomposición
En este tipo de reacción se parte de un único reactivo para
formar dos o más productos.
En general
Ejemplos
° Electrólisis del agua
2H20 (» 2H
Fotolisis del peróxido de hidrógeno
2H20 2^ —
> 2H2Om + O
2(g)
oYai
Pirólisis del carbonato de calcio
CaC03(S
) -4 CaO(s)+0 2(g)
Electrólisis del cloruro de sodio
2NaCI(e) —
> 2Na(C)+CI
»

347. 2.1.3. Reacción de desplazamiento simple (sustitución
simple)
Un elemento libre desplaza o sustituye a otro elemento que
forma parte de un compuesto.
En.general
A + BC -» AC + B
V *
El elemento A, por ser más activo químicamente, desplaza al
elemento B.
Ejemplos
Fe(s) + C<
u S°4(ac) ^ FeS°4(ac) + C u (s)
El hierro desplaza al cobre.
I
• Zn(s) + 2 H C Z n C I , , ^ + H
(ac) 2{ac) 2(g)
S
C/'l
El zinc desplaza al hidróqeno.
~ ~ A !V
„ , ir
• 2Na(s) + 2H20 (í) -> 2NaOH(ac)-KH2(g)
^
El sodio desplaza ai hidrógeno.
* c ,2(g) + 2NaBf(ac) -> 2NaCI(ac) + Br2(í)
El cloro desplaza al bromo.
2.1.4. Reacción de desplazamiento doble (sustitución
doble)
También se le conoce como metátesis. Aquí dos elementos de
compuestos diferentes se desplazan o sustituyen mutuamente.
En general
u
AB + CD -> AD + BC
Los ácidos corroen a los meta­
les, la reacción involucrada en
este fenómeno es de desplaza­
miento simple. El metal que re­
acciona desplaza al hidrogeno
del ácido, formando.la sal co­
rrespondiente e hidrógeno ga­
seoso. Sin embargo, los metales
; nobles como el oro difícilmente
f reaccionan con los ácidos.
r r ig Ca id idoI
—
— ---------- *
-*
,^^
'»<
/UÜI> V*-*
■
**
No todas las reacciones
cas entran en esta clasificación
de adición, descomposición,
desplazamiento simple y doble.
v ìi
Ejemplo
A desplaza a C y a su vez C desplaza a A.

348. COLECCIÓN ESENCIAL Lumbreras Editores
No olvide
! ¡
Á>t
'm
Las reacciones de precipitación
son aquellas que se llevan a
cabo en medio acuoso, se for­
ma un producto insoluble en
agua al cual se' le denomina
precipitado. Este precipitado es
.un sólido que se separa de la
disolución por filtración.
i • *’ / V t
f.r •//// *i '' :........
La glucosa (C6H1
20 6) es un azú­
car que nuestro cuerpo utiliza
como fuente de energía. Réac-
ciona con el 0 2 para formar C 02
y H20; sin embargo, no se de­
nomina a esto combustión, sino
oxidación.
Ejemplos
• Neutralización de un ácido con una base
HCI(gc) + NaOH(ac) N aC l(ac) + H2 ° (f
'(0
El hidrógeno desplaza al sodio y el sodio desplaza al hidró­
geno.
Precipitación del cloruro de plata
N aC I(ac) + A 9 N 0 3íaO NaN°3(ac) + A 9 CI
3(ac) 3(ac) '(s)
El sodio y la plata se desplazan mutuamente.
. P
Precipitación del yoduro plumboso
2KI(ac) + Pb(N03)2(ac)% 2KNÓ3(ac) . Pbl2(s)
El potasio y el plomo se desplazan mutuamente.
■
%
<
' jf
e
t
•Ofefion/attóií ..
La mayor parte de las reacciones químicas se realizan en
un medio acuoso.

349. Aplicación 5
La aplicación de corriente eléctrica al cloruro de potasio (KCI)
tundido produce potasio líquido y cloro gaseoso. Con estos
datos, escriba la ecuación química correspondiente, e indique
el tipo de reacción.
Resolución
Ordenamos los datos.
cloruro de
potasio
KCI (0
potasio K (s)
: cloro
4f' ^ *
Cl2 (g)
V? .-/Y ’,V % k .
Los halógenos como ei cloro son diatómicos én¡:
su forma más estable.
V,
.,*X:'/'V '
Entonces la ecuación será
2KCI
Como a partir de un solo reactivo se forman dos productos, la
reacción es de descomposición.
22. Según la energía calorífica involuciada
En toda reacción química hay intercambios energéticos. Re­
cordemos que para romper enlaces entre átomos se requiere
absorber energía, y en la formación de los nuevos enlaces se
libera energía. Entonces diremos que una reacción química se
puede liberar y absorber energía en forma neta.
2 2 1. Reacción exotérmica
Es aquella que al producirse libera energía en el medio donde
se desarrolla.
La energía desprendida puede ser en forma de luz, calor o
electricidad.
A nivel cotidiano, usamos las
reacciones de combustión para
aprovechar la energía que liberan
y no los productos que forman.
Por ejemplo, quemamos com­
bustibles como el propano para
cocinar y la gasolina para que
funcionen los automóviles.

350. El gas natural doméstico es una
mezcla gaseosa que contiene
principalmente metano. Su com-
bustión nos permite cocinar.
!j ff/Á
■
1-
,
. .■
1
. . > - : ■ diri
JJJi:
i! ¡siili
djjj.d : y
w -PUB
W C ’ J ' t «W u
■
.
fy'fs/
y//;.-
1
1//
¡y/
im
5
ótilililijfi
í 1
1;
Lüll/
En general
reactivos —
> productos f energía i
Ejemplos
e Combustión del metano
CH4(g) + 2 0 2(g) —
» C 02(g) + 2H20 (f)+ 890
_kJ_
mo!
• Formación del cloruro de hidrógeno
+ C 'U , -> 2HCI(g) + 184,5
'2(g)T 2(g)
X ,
é t '
mol
A plicació n 6
El monóxido de nitrógeno (IMO) reacciona con el oxígeno (O,)
formando dióxido de nitrógeno (N 02), todo en fase gaseosa,
liberándose 113 kJ/mol de energía.
dada es
I- N 0 (g)+2 0 2(g) N 0 2(g)+113 W/mol
II. N 0(g)+ 0 2(g)+113 kJ/mol -a- N 02(g)
III. 2N 0(g)+0 2(g) -> 2N02(g)+113 kJ/mol
Reso lu c ió n
Los reactivos son el NO(g) y el 0 2(g)( y el producto resultante es
el N 02(g); además la energía liberada en la reacción se coloca
al lado derecho en la ecuación. La única alternativa que cumple
esta condición, estando balanceada la ecuación, es la III.
2N 0(g)+ 0 2(g) -> 2N 02(g)+113 kJ/mol

351. 2,2.2. Reacción endotérmica
Es aquella que requiere un aporte energético para que se lle­
ve a cabo; en otras palabras, absorbe energía del medio para
desarrollarse.
En general
reactivos 4
- energía arocucu
J
Ejemplos
• Descomposición del amoniaco (NH3)
2NH3pJ^ 2 ¿ -> N2(g)+3H2(g)
J ’ *
HhVf
%■
g
jf m
J
.y;--
Obtención de hierro a partir de óxido ferroso
kJ
Fe°(s) + C(s)* 155'8 m 0|
Fe(s) + CO(g)
Presentamos algunas reacciones típicas, tanto exotérmicas
.como endotérmicas.
Reacciones
Exotérmicas Endotérmicas
; 1I K A
. ' 1 ;
• Adición • Descomposición
• Neutralización • Cocción de alimentos
• Combustión .....••• ■
■
■
■■, -• ■ 1
l ■ ó ■; § ................. ' > . . l ü
Ì
(
La fotosíntesis es una reacción
endotérmica que requiere de la
luz solar.
Colocando los alimentos en la
refrigeradora hacemos que la
descomposición sea más lenta,
pero no la evitamos.

352. Aplicación 7
De la siguiente ecuación química:
Usualmente expresaremos la
energía en julios (J); sin em­
bargo, encontrará información
donde la energía está en calo­
rías (Ca). Para evitar confusio­
nes, puede pasar de calorías a
julios usando la siguiente equi­
valencia:
¡?
1 caloría (cal)=4,184 julios (J)
I Mi || i Ì'/f//////■
N2(g)+°2(g) + 118 kJ/mo1 “ > 2 N 0 (g)
Indique la proposición correcta.
I. Se trata de una reacción de adición.
II. Para que el nitrógeno y el oxígeno reaccionen formando
monóxido de nitrógeno, requieren absorber energía.
III. Es una reacción exotérmica.
Resolución
I. Correcta
Con la ecuación se aprecian dos reactivos y un solo pro­
ducto, entonces, podemos afirmar que se trata de una adi­
ción o síntesis.
II. Correcta
Cuando el calor de reacción se halla a la izquierda en la
ecuación, quiere decir que se absorbe energía.
•
>
.. "" .fí-d
III. Incorrecta
Si en la reacción se absorbe energía, esta es endotérmica.
2.3. Reacciones quíi ’ ianas^
Se denomina entalpia de com-
bustión a la energía liberada en
forma de calor, cuando en una
reacción de combustión se con­
sume 1 mol de combustible.
2.3.1. Combustión^
Son reacciones exotérmicas donde un combustible (general­
mente un compuesto orgánico) reacciona con un comburente
(generalmente el oxígeno del aire), produciéndose C 0 2y H20,
además de otras sustancias, esto según la composición del
combustible y la cantidad de oxígeno consumido.
■ ;i

353. Capítulo 9 Transformación de la materia: reacciones químicas
• ■ ' ' :■..’i L’ ' 'r.-:y "
Ejem
p
lo
s
Combustión del gas-propano (C3H8)
C 3H8(g) + 5 0 2(g) 3(“ °2(g) + 4 H 2°(C) + 1657
kJ
mol
- El gas licuado de petróleo (GLP) que usamos como com­
bustible dproé&t'ieo.iípontiene principalmente propana.
• Combustión del alcohol etílico (C2H5OH)
C2| 5OH(g)+302 ( g ) 2C02(g)+3H20 (i) + 1367 i b
Cuando en la combustión.la cantidad de oxígeno es insuficien-
....... ,r ■
/
?
>
*
te, se producirá monóxido de carbono (CO), además del C0 2.
Si aún la cantidad de oxígeno es muy limitada, se producirán
partículas muy finas de carbono, conocidas como hollín.
> z.
' *r
Combustión J
Completa
• Con 0 2 suficiente
• Se produce C02.
Incompleta
• Con 02insuficiente
• Se produce CO y hollín.
k _____________________ )
Llama no luminosa
(azul)
Llama luminosa
(amarilla)
Pasos para balancear una
ecuación
1
. Establecer correctamente la
ecuación usando los símbo-
í ' los y las fórmulas correspon­
dientes.
2. Contar el número de átomos
i de cada elemento a ambos
lados deia ecuación.
3. Colocar los coeficientes es-
tequiométricos con criterio,
de tal forma que se vaya
igualando el número de áto­
mos de cada elemento.
4. Verificar en la ecuación final
el balance realizado.
I ! ti i i i 1I I 1I i i I I /

354. 9 :cü rífiS 0 ^
el cebiche no hay cocción de
; ia carne de pescado; sin embar­
go, las proteínas sufren
químicos debido a la
7 "los ácidos deljugo de
:
VOía í i | ,
K |s 11!
! i Ijj ¡í i
El fundamento científico del ba-
- lance de una ecuación química
es la famosa ley de la conser­
vación de la maca, planteada a
i fines del siglo xvmpor Lavoisier.
Aplicación 8
De acuerdo a los productos formados, clasifique las siguientes
reacciones en combustión incompleta (Cl) o combustión com­
pleta (CC).
L C2H6(g)+ 2 °2(g)
—> 2C02(g)+3H20 (t;
"• CH 4(g, + y ° 2 ,g )
-> C O (g) +2 H 2 ° ( í )
II1
‘ (“ 2H4(g)+ 3 0 2(g)
—
> 2C02(g)+2H20 (()
Resolución
Recordar que los coeficientes estequiométricas que balancean
la ecuación también pueden ser fraccionarios. Ahora específi­
camente en el problema nos guiaremos de los productos de la
reacción; si se forma CO, la combustión será incompleta.
I. CC | <
II. Cl
III. CC
2.3.2. Descomposición
Es un proceso natural que sufre todo alimento, sea de origen
animal o vegetal. La presencia de microorganismos como hon­
gos y bacterias son la principal causa.
Las evidencias de esta descomposición son fáciles de perci­
bir; cambios en el color, aparición de moho y un característico
mal olor.
Las enzimas (sustancias proteicas) son las causantes de las di­
versas reacciones químicas en este proceso.
Descomposición de frutas yverduras

355. Capítulo 9 Transformación de la materia: reacciones químicas
.
2.3.3. Cocción de los alimentos
Cuando los alimentos están sometidos a la acción del calor,
cambian sus propiedades. Esto es denominado cocción.
Los nutrimentos como proteínas y azúcares son más fáciles de
digerir, y los aprovechamos mejor en los alimentos cocidos;
además, el olor y el sabor resultan más agradables.
Estas reacciones se producen cuando un ácido se pone en con­
tacto con una base (comúnmente un hidróxido).
Esto se ampliará en el capítulo de ácidos y bases, sin embargo,
es importante mencionarlo, ya que con frecuencia hacemos uso
de antiácidos (bases) para contrarrestar la acidez estomacal.
Ejem
p
lo ,r
é’
La leche de magnesia contiene hidróxido de magnesio, que
reacciona con el ácido clorhídrico del jugo gástrico y lo
neutraliza.
HCl(ac) + M g(O H )2 (ac) M 9 C l2(ac) + H2 ° ( 0
Usamos la lecha de magnesia como antiácido.
Cuando nos referimos a cocer
los alimentos, podríamos estar
hablando de sancochar, freír,
lK
í I1II///) •
asar, etc.
Existe otra forma de clasificar
las reacciones químicas, toman­
do en cuenta la variación del
estado de oxidación (E.O.) de
los elementos. Así que al pro-
I fundizar en sus estudios, el es­
tudiante se topará con reaccio­
nes redox y, por consiguiente, el
balance redox.
Si estamos con acidez esto­
macal, no es recomendable
consumir gaseosas, pues estas
también tienen carácter ácido y
empeorarán el problema.

356. '■ HI(ac)+üOH(aC) -» L¡l(ac)+H20 (B
___ __
N|Cialdadofr
Si no se elige bien la secuencia
para balancear los elementos, se
icccpuede perder el tiempo.proban-
^
=
5 ^
d
oy probando coeficientes.
Mo olvido
Cuando vea un elemento libre
en una ecuación, sea a la iz
quierda o a la derecha, la suge­
rencia es balancearlo al final.
Ejemplo
Elementolibre: Ca, 02
, Cl2
, P etc.
í E l i - ' . - ... ¡= = *
"• H N 0 3(ac) + N a 0 H (ac) N a N 0 3(ac)+H2°(í)
” l- H 2S 0 4(é) S 0 3(g)+H2 °(í)
Resolución
En general, una reacción de neutralización se puede expresar
así:
ácido + base -» sal + agua
•íhidfóxido)
Veamos cada caso.T
I. Sí es neutralización . |
HI(ac)+ L i0 H :ac) _> Lil(ac)+H2°(C)
ácido y ^ ¡0
II. Sí es neutralización
HN03(ac)+NaOH(a^ NaN03(ac)+H20 (
acido Jjy
No es neutralización
H2S04(f) -» S03(g)+H20 (
ácido base aqua
3. BALANCE DE ECUACIONES QUÍMICAS
Consiste en colocar en la ecuación química los correspondien­
tes coeficientes estequiométricos, de tal manera que en los
productos exista el mismo número de átomos de cada ele­
mento que había en los reactivos. También se le conoce como
ajuste de ecuaciones químicas.
El método más común y sencillo de balanceo es el método del
tanteo.
*

357. Capítulo 9 Transformación de
Como se trata de un método por ensayo y error, se debe ¡r
probando coeficientes para igualar el número de átomos de
cada elemento. Esto se debe hacer con criterio, por lo común
la recomendación es empezar el balance por los elementos
metálicos, luego los no metales y dejar para el final al hidróge­
no y oxígeno.
Paso 1 Paso 2
metales no metales
hidrógeno
y oxígeno
V_______________ ____ _____ /
Ejem plos
Por comodidad, ya no indicaremos el estado físico de cada
sustancia.
Ecuación 1
/ ----
HJlÉr AI(OH)- —
> AlC¡. + H-,0
J& KW ' ' i -5 i ¿i
—
Paso 1
% jg fe sp y A ",'y
v
'' M
M
W
-v
Vemos que el metal es el aluminio, y de él tenemos un átomo
en los reactivos y uno en los productos, es decir, está balan-
ceado. %f | %
Paso 2 ^
El no metal es el cloroúA? la derecha hay tres átomos, pero a
la izquierda soló uno. Entonces colocamos 3 como coeficiente
del HCI.
3HCI + AI(OH)3 -> AICI3 + H20
í
5 átomos
de cloro
S átomos
de doro
Paso 3
Pasamos al hidrógeno. Contabilizamos a la izquierda seis áto­
mos de hidrógeno; para igualar esa cantidad, colocamos 3
como coeficiente del agua.
-> AICI3+ 3H20
6 átomos
de hidrógeno
3HCI + AI(OH)3
i átom
r/'/
(ir-hidrógeno
la materia: reacciones químicas
______________________
Los coeficientes estequiomé-
tricos que obtenemos de un
balance comúnmente son nú­
meros enteros; sin embargo,
no es de sorprender que en­
contremos una ecuación con
coeficientes fraccionarios, pues
también es correcto.
Intente balancear la siguiente
ecuación;
^
■
6
^
1
2
^
6 ~ y C2Hs0H +C02

358. COLECCIÓN ESENCIAL Lumbreras Editores
V
'// Nbotvideh rp
W'/'/'/f...............r,,r.7-v
/; ■
j | Si en una fórmula hay elemen-
paréntesis, el subíndi-
3± rr ce los afecta a ambos.
El total de átomos se halla mul-
: tiplicando el coeficiente por el
>
5 -
' subíndice.
>-v. ■ :
¿ Uh
i Paso 4
i Finalizamos con el oxígeno. En este caso, el oxígeno verifica
i que el balance se ha culminado. Observamos que hay tres áto­
mos de oxígeno a la izquierda y tres a la derecha.
3HCI + AI(OH)3 -> AICI3 + 3H20
J / m Importante___
i v$
r
'..Fr-V —................................... ....
|Tj J | '/
"
•
•
• • -
El orden de balance que hemos
‘-:'dado solo es una recomenda-
• don. Como dijimos, debemos
i tener criterio para elegir el ele-
i mentó con el cual se inicie el
balance. Esto se logra con la
ira
,jí ^
3 átomos
de oxígeno
3 átomos
de oxigeno
Ecuación 2
C,Ho + 0 , -> CO. + H.O
Paso 1
Como no hay elementos metálicos, empezamos con el carbo­
no, elemento no metálico. Vemos tres carbonos a la izquierda
y colocamos 3 como coeficiente del C 0 2 de la derecha para
igualarlo. /
C A i O, : -r»-
'' 3CO-> + H?0 „
3 átomos
de carbono
te %
>
«V * W
-i ‘■
•
/
i;-
, 1
. ¿V *
<
£ í*.
so x x
Paso 2 * T
Pasamos al hidrógeno. Hay ocho átomos a la izquierda y colo­
camos 4 como coeficiente del H20 para igualarlo.
C3H8+ O;
8 atomos
jp hidrogeno
3C02 + 4H20
8 átomos
de hidrogeno
Paso 3
Finalizamos el balance con el oxígeno. A la derecha tenemos
diez átomos de oxígeno y para balancearlo colocamos 5 como
coeficiente del 0 2 de la izquierda.
C3H8 + 5° 2 -> 3C02 + 4H20
i
in átomos
te oogono
!0 átomos
de oxigrn.

359. Capítulo 9
Ecuación 3
Transformación de la materia: reaccio
Paso 1
Conviene empezar por el oxígeno para solu­
cionar desde el inicio el problema de una can­
tidad par e impar de átomos a ambos lados de
la ecuación.
Como en los reactivos vemos dos átomos de
oxígeno y en los productos tres, entonces a la
izquierda multiplicamos por 3 y a la derecha
por 2. Habrá ahora 6 átomos a ambos lados.
Al + 3 0 2 -> 2AI,03 /
t f
6 átomos 6 átomos f
c!e oxigeno ce oxigeno
Paso 2
Finalizamos con el aluminio. A la derecha hay
cuatro átomos de aluminio, entonces coloca-
mos 4 como coeficiente del Al a la izquierda.
4AI + 3 0 2 -> 2AI20 3
Aalomes de
aluminio
4 atomos de
aluminio
A plicación 10
Para sintetizar el cloroformo (CHCI3), se hace
reaccionar el metano (CH4) con el cloro (Cl2).
¿Cuál de las siguientes ecuaciones químicas
representa a esta reacción?
I. 2CH4+CI2 —
> 2CHCI3
II. c h c i3 -> c i2+c h 4+hci
III. CH4+3CI2 —
> CHCI3+3HCI
RESOLUCION
De acuerdo a la información, los reactivos son
las sustancias que reaccionan: CH4 y Cl2, y el
producto es la sustancia sintetizada: CHCI3.
Con esta información y verificando que la
ecuación esté balanceada, elegimos la lll.
CH4+3CI2 -> CHCI3+3HCI
Aplicación 1
1
Una de las reacciones de la cal viva (CaO) con
sílice (Si02) es la siguiente:
CaO(S
)+S¡02(S) CaSi03
(C
)
Con respecto a esta reacción, señale la propo­
sición correcta.
I. Se trata de una reacción de síntesis.
II. Si la reacción se desarrolla en un horno,
entonces es exotérmica.
III. La ecuación muestra que por cada mol de
cal se produce una mol del producto silicato.
R e so lu c ió n
I. Correcta
Como hay dos reactivos y un solo produc­
to, se trata de una reacción de adición, a la
cual también se le denomina síntesis.
II. Incorrecta
En el horno, los reactivos absorben calor
para poder transformarse en productos,
alcanzando altas temperaturas. Por ello,
podemos afirmar que la reacción es endo­
térmica.
III. Correcta
La ecuación se halla balanceada.
1Ca0^+1Si02^ —
>1CaSi03
(C
)
i mol
(i¡ i¡í‘ uo c;e c.iloo

360. COLECCIÓN ESENCIAL Lumbreras Editores
___ :________________
Aplicación 12
El vapor de agua es reducido por el carbono
de acuerdo a la siguiente reacción:
C (s)+ H 2 ° ( g ) C 0 (g)+H 2(g)
Si el proceso es endotérmico, entonces pode­
mos afirmar que
I. se trata de una reacción de doble despla­
zamiento.
II. para que el carbono y el agua reaccionen
entre sí, requieren liberar energía.
III. la ecuación se halla sin balancear.
IV. es una reacción de simple sustitución.
V. reactivos y productos se hallan formando
¿
¿
tu
rf1
**'* *'***»
-
una sola fase. X ’ í:<
7 y
Resolución
I. Incorrecto
Se trata de un simple desplazamiento!
, ‘ , 4
¿y
C(S
)+H20 (g) C0 (g)+H2(g)
El carbono desplaza al hidrógeno. / * /
II. Incorrecto % V '
Como la reacción es endotérmica, los reac­
tivos deben absorber energía.
III. Incorrecto
La ecuación está balanceada, cuando el
coeficiente es 1 se obvia.
IV. Correcto
Al simple desplazamiento también se de­
nomina simple sustitución.
V. Incorrecto
Para que las sustancias que intervienen en
la reacción formen una sola fase, en este
caso, todas deben ser gaseosas; sin em­
bargo, el carbono es sólido.
Aplicación 1
3
El superóxido de potasio se ha utilizado como
fuente de oxígeno para la respiración en sub­
marinos. Este' compuesto reacciona con el
dióxido de carbono exhalado por los seres hu­
manos según
K 0 2(s) + C 0 2(g) K2C 0 3(s)+ 0 2(g)
Luego de balancear la ecuación, indique la re­
lación molar entre el óxido básico y el oxígeno.
Re so lu c ió n
Balanceamos. Primero, empezamos igualando
los átomos de potasio; luego, seguimos con el
carbono y, finalmente, con el oxígeno.
2ko2+ic o 2 -> ik 2c o 3+ | o 2
Los coeficientes pueden ser fraccionarios, sin
embargo, con mayor frecuencia trabajamos
. con coeficientes enteros.
| Multiplicamos por 2 a los coeficientes hallados.
■% /
4K02+2C02 -> 2K2C03+302
oxido . oxígeno
básico
Por lo tanto, la relación molar entre el óxido
básico y el oxígeno es —
3'
Aplicación 14
Cuando el aluminio en polvo mezclado con
óxido de hierro (III) se pone en ignición, se da
una reacción altamente exotérmica. Los pro­
ductos obtenidos son el óxido de aluminio y
el hierro libre.
Con esta información plantee la ecuación quí­
mica correspondiente y balancéela. Dé como
respuesta la suma de coeficientes total.

361. Resolución
Identificamos a los reactivos y a los productos
para armar la ecuación.
Reactivos
aluminio: Al
óxido de hierro (III): Fe20 3
Productos
óxido de aluminio: Al20 3
hierro: Fe
Entonces
Aplicación 15
Complete la siguiente ecuación con la sustancia
que corresponda y su respectivo coeficiente.
+ 5 0 2(g) ’4 N O (g) + 6 H 2 °(g )
I. 3N2H4 II. 2N20 4 III. 4NH3
R e s o lu c ió n
En toda ecuación, los elementos que se iclen-
• tifican en los productos deben también estar
presentes en los reactivos.
2AI +1Fe20 3 —
> 1AI?0 3+2Fe
Luego de balancear la ecuación, sumamos los
coeficientes.
^coeficiente =2 +1+1+2 =6
En la ecuación dada, faltan nitrógeno (N) e
hidrógeno (H) en los reactivos. De acuerdo al
balance, deben haber 4 átomos de nitrógeno
y 12 de hidrógeno, por ende, la alternativa que
cumple con esto es 4NF13.
'''Ó
-,. ,,•
#• €?n
■S , V r
>
s
. N m
■ 1 1 .2$
Joseph Priestley
(Gran Bretaña, 1733 - EE. UU„ 1804). Químico, teólogo y filósofo britá­
nico. Completó sus estudios en el seminario calvinista de Daventry y
ejerció el ministerio en varios centros de Inglaterra, complementando
sus estudios teológicos y filosóficos con unvivo interés por las ciencias
experimentales. En 1794, después de las persecuciones a las que fue
sometido a causa de su adhesión a la Revolución francesa, recibió una
invitación de la Sociedad Democrática de Nueva York y se trasladó a
Estados Unidos, donde vivió el resto de sus días bajo la protección de
Thomas Jefferson. Su fama está ligada, sobre todo, a la investigación
científica. Condujo notables indagaciones en el campo de los fenóme­
nos eléctricos, de los gases y de los procesos de calcinación. Entre sus
experimentos, destacó el que lellevó aaislar, por primera vez, el oxíge­
no(1774), aunque nocaptó laverdadera naturaleza de esteelementoy lodefiniócomo “aire sinflogisto".
Priestley fue seguidor del asociacionismo psicológico de D. Hartley, y se enzarzó en vivas polémicas
contra la escuela filosófica del sentido común y contra R. Pnce.

362. REACCIONES QUIMICAS
son
Cambios
químicos de
la materia
representan
m
ediante
Ecuaciones
químicas
.-e bólsi ri poi
Método
del
La formación
de productos
Adición
Energía
involucrada
Exotérmica Combustión
1
A i V .4
Descomposición // •
• Endotérmica
Desplazamiento
.Desplazamiento
doble
% j>

363. P r o b l e m a N . ‘ 1
Identifique cuáles de los siguientes fenómenos
involucran reacciones químicas.
I. picar una zanahoria
II. usar agua oxigenada para decolorar el ca­
bello
III. fermentar el jugo de uvas
IV. secar la ropa
A) solo I
D) Il y III
Resolución
B) I y II C) solo II
E) solo IV
No hay reacción química.
Es un fenómeno físico. El.hecho de cortar
una zanahoria no implica que deje de ser
zanahoria. I ^ !
4 l l k M W éw %
Sí hay reacción química. c ‘/ '
El peróxido de hidrógeno (H20 2) del agua
oxigenada reacciona con las proteínas que
forman el cabello y este cambia de color.
A) C(s) + °2(g)
—
>
C 0 (g)
B) C (s) + °2(g)
—>
C 0 2(g)
C) C 0 <
9) + °2(g) _
> C 0 2(g)
D) C 0 2(g) C (s) + °2(g)
E) C(s) + 2 0 <
g)
—
>
C 0 2(g)
R
s¡s o lu d
Simbolizamos cada sustancia.
Reactivos
carbono sólido: C(S )
oxígeno gaseoso: 0 2(g)
to!niri irw', esi.-,!V'
Producto
dióxido de carbono gaseoso: C 02(g)
Armamos la ecuación.
C (s) + 0 2(g) C 0
r»
fe
>
.y
III. Sí hay reacción química.
El proceso de fermentación de los azúca­
res presentes en eljugo de uvas provoca la
formación de alcohol etílico.
IV. No hay reacción química.
En el secado de la ropa solo hay un cambio
físico: evaporación del agua.
Clave
Problema N.‘ 2____________________________
El carbono sólido reacciona con el oxígeno ga­
seoso y produce dióxido de carbono gaseoso.
A partir de lo anterior, podríamos afirmar que
su ecuación correspondiente es
^
Problema M.° 3
2(g)
C la ve
Respecto a la siguiente ecuación química,
identifique la proposición incorrecta.
^
*
e2^3(s)+ 3C(S
) -> 2Fe(() + 3CO
(g)
A) El coeficiente del óxido férrico (Fe20 3) es 1
B) La suma de coeficientes de los reactante:
es 4.
C) El subíndice del oxígeno en el reactivo es 3
D) El subíndice del carbono en el monóxidc
de carbono es 1.
E) La ecuación no está ajustada.

364. Resolución
Debemos tener presente que cuando un coe­
ficiente y un subíndice es 1, aquel ya no se co­
loca, pues queda sobreentendido.
a) Correcta
Como no se aprecia coeficiente en el
Fe20 3, queda entendido que es 1.
b) Correcta
Los reactivos o reactantes son las sustan­
cias que están a la izquierda de la ecuación.
Fe20 3: coeficiente 1
C: coeficiente 3
La suma de sus coeficientes es 4.
c) Correcta / a
El reactivo qué contiene oxígeno es el
Fe20 3, notamos que su subíndice es 3. // j
w
jr
d) Correcta
El monóxido de carbono (CO), como^pre-
ciamos, no tiene subíndice en el carbono,;:
se entiende que es 1.
e) Incorrecta
La ecuación ya está balanceada o ajustada,
este último término también es usado. La
cantidad de átomos de Fe, O y C en reacti­
vos y productos son iguales.
Clave
Problema N.* 4 _______________________
De la ecuación química siguiente:
2H2°2(Í) 2H2°(f) + 0 2(g)
¿qué se puede afirmar?
I. Se forma una molécula de oxígeno por
cada dos moléculas de peróxido de hidró­
geno descompuesto.
Lumbreras Editores
______________________________
II. Por cada mol de H20 2 se produce un mol
de H20.
III. Se cumple la conservación de la cantidad
de moles.
A) solo I B) I y II C) solo II
D) II y III E) solo III
Resolución
Representamos la ecuación a nivel molecular.
(S d
1 molécula 0 2
2 moléculas H20 2 2 moléculas H20
f Ahora veamos cada caso.
V j. Correcto
Lo apreciamos directamente del esquema
anterior.
II. . Correcto
La ecuación balanceada también nos da
la relación molar entre reactivos y produc­
tos, así tenemos que por cada 2 mol de
H20 2 se producen 2 mol de H20 y una mol
de 0 2.
La relación molar del H20 2 al H20 es de
uno a uno.
III. Incorrecto
En toda reacción química debe cumplirse
la ley de la conservación de la masa y no
de moles. Además, en la parte de reactivo
tenemos 2 mol y en los productos 3 mol.
Clave

365. Problem a N." 5 Problema N.° S
Identifique la ecuación que represente a una Identifique en cada ecuación si representa una
reacción de descomposición. Considere que síntesis (s), descomposición (d), desplazarnien-
las ecuaciones no están balanceadas. to simple (ds) o desplazamiento doble (dd).
A) S(s) + 0 2(g) -> S0 3(g)
Considere que son ecuaciones sin ajustar.
B) C 2H 6(g) + °2 (g ) C 0 2(g) + H 2 °(g )
i. PbC03(s) -» PbO(s) + CQ2(g)
C). KCI°3(s) -> KCl(s) + 0 2(g) II. CaO(s) + H20 (f) —
> Ca(OH)2(s)
D) PCI3(S
) + Cl2(g) -> PCI5(S) III. Zn(s) + HN03(ac) -» Zn(N03)2(ac) + H2(g)
E) K(s) + H2Offl -4 KOH(ac) + H2(g)
IV. HBr(ac) + KOH(ac) -a KBr(ac) + H20 (f)
Resolución
Según la forma cómo se obtienen los produc­
tos y por la energía involucrada,identificamos
A) d, s, ds, dd
B) d, s, dd, ds
los tipos de reacción. / .A - ,
C) s, d, ds, dd
/ D) s, d, ddí;ds
a) Reacción de adición o síntesis * « t
I ^ 1 E) ds, d, dd, s
s) + U 2(g) ^ b U 3(g )| ' ' /
dos reactivos un producto^
b) Combustión
& , *% y
.
í. Descomposición (d)
*
<
&
>
> 'v
>
.
C 2H6(g) + °2 (g ) C 0 2(g) + H2°(g ) ^ ^ 0 3(S
) -> PbO(s) + C02(g)
combustible comburente ^ un reactivo dos pi(.>
••;,..aor,
* Jp
c) Descomposición j . II. Síntesis o adición (s)
KC I°3(S
) -» KCI(s) + 0 2(g)
___ „--- • v
-------»
-------' CaO(s) + H20 (() -» Ca(OH)2(s)
un reactivo dos pioductos V
------- »
------- ' V
-----,----- '
dos reactivos un producto
d) Adición o síntesis
PCI3{S) + Cl2(g) -> PCI5(S) III. Desplazamiento simple (ds)
v
-- ----- 1
----- - —
*
dos reactivos un producto
_--•
>
Zn(s) + HN03(ac) —
» Zn(N03)2(ac) + H2(g)
e) Desplazamiento simple
K(s) + ^ 2 ° (í) "■
* K 0 H (ac) + H 2(g)
IV. Desplazamiento doble (dd)
El potasio desplaza al hidrógeno y forma HBr(ac) + K °H,ac) -» KBr(ac) + H20„)
hidróxido de potasio.
Clave C: Clave

366. COLECCIÓN ESENCIAL Lumbreras Editores
Problema N.' 7
¿Cuál de las siguientes ecuaciones correspon- i
de a una reacción de metátesis? •
Considere que son ecuaciones sin ajustar.
A) NH4CI(s) -> NH3(g)+HCI(g)
B) NaOH(ac)+HI(ac) -> Nal(ac)+H20 (c)
C) C 0 (g)+0 2(g) C02(g)
e) Desplazamiento simple
Z n (s) + HBr(ac) ZnBr2(ac) + H2(g)
El Zn desplaza ál H.
Clave
D) MgO(s)+H20 (f) -> Mg(OH)2(ac)
r2(ac) + H2(g)
E) Zn(s)+HBr(ac) -» ZnBr„art+H-
Resolución
Una reacción de metátesis es una reacción dé i
é ■
■ %*
doble desplazamiento.
| p |j
a) Descomposición
De las siguientes reacciones, ¿cuántas son en­
dotérmicas?
I. C02(g)+393,5 kJ/mol -> C(s)+0 2(g)
*
*
■ H2(g)+ (-)2(g) H20 (g)+calor
IH. S03(g)jcalor -> S02(g)+0 2(g)
IV H20 ¿ N f8 8 kJ/mol -> H2(g)+0 2(g)
v
NH4CI(s) -» NH3(g) + HCI(g)'"
u n r e a c t iv o dos productos
A) 1
D) A :
B) 2 C) 3
E) ninguna
. W
b) Doble desplazamiento o metátesis Jo'
____ _ A&
NaOH(ac) + Hl(ac) -» Nal(ac) + H20 ({)
El Na y el H se desplazan mutuamente.
c) Adición o síntesis
C0 (g)+ ° 2(g
) C0 2(g
)
CÍO
', f-‘ciCtivO
t> jn p r o d u c t o
d) Adición o síntesis
Mc)O(s) +H20 (í) —
> Mg(OH)2(acj
un producto
Resolución
Según la energía involucrada, una reacción
puede ser exotérmica o endotérmica.
• Reacción exotérmica
reactivos -> productos + energía liberada
8 Reacción endotérmica
reactivos + energía absorbida -> productos
Sin embargo, debemos tener en cuenta que
la energía también se puede expresar de otras
formas.
Energía o calor o Q
Como sabemos, esta energía se expresa en el
SI en kJ/mol.

367. Capítulo 9
Ahora identificamos el tipo de reacción.
I- Endotérmica
C 0 2(g) + 393,5
_kJ_____ r n
mol ^
energía absorbida
II. Exotérmica
H2(g) + °2(g) -» H20 (g
) + calor
OnOfLjío IÌÒ0lcì(1
d
I. Endotérmica
S 0 3(g) + calor^ S 0 2(g) + 0 2(g)
energía absorbida
IV. Endotérmica
kJ
H2 °2 (0 + 188 . "2(g) 1 w 2(g)
energía absorbida ?
Clave
Problema N.° 9
Identifique la reacción química que no es de
combustión.
A) C2H2+ 0 2 —
> C 02+H20
B) CH3OH +O2 —
> CO2+H2O
0 c 6h 6+o 2 -> c o + h 2o
D) S 0 2+ 0 2 —
> S03
E) C2H60 + 0 2 —
> C 02+H20
Resolución
Recordemos una reacción de combustión.
combustible + comburente -> productos
compuesto oxigeno ( O, ) C
O
>
.. ( O. H-,0
orgánico
(generalmente)
Analizamos cada caso.
a) Combustión
C2H2 + 0 2 C 0 2 + H20
c o m b u s t ib le c o m b u r e n t i'-
b) Combustión
CH30H + 0 2 C 0 2 + H20
c o m b u s t ib le co m o u r e n t e
c) Combustión
C6H6+ ° 2 CO + H20
combustible combar ••ni.'?
d) Mó es combustión.
'"'v ... /$
'
' : . S0 2 + Oj -> SO3
^ ^C^ri^íjesto
'^rjfJrganico
e) Combustión
C2H60 + 0 2 -> c o 2 + h 2o
)rnbustibíe comburor.re
Importante
í Los combustibles, en su mayoría, son
compuestos orgánicos. Estos se reco­
nocen en forma práctica porque siem-
l pre contienen carbono (C) y con mucha
frecuencia también hidrógeno (H), oxí­
geno (O) y nitrógeno (N).
Clave

368. Problema N /10 Problema N.' 1
1
Balancee la siguiente ecuación e indique la
suma de coeficientes.
A1(s) + Br2(g) A IBr3(s)
A) 5
D) 8
B) 6 C) 7
E) 9
Resolución
Analizamos la ecuación.
A *(s) + Br2(g) A 'Br 3(s)
Empezamos por el no metal, el bromo. A sim­
ple vista es el que causa problemas. Para igua­
lar su número de átomos, colocamos el coefi­
ciente 3 en el Br2 y el coeficiente 2 en el AlBró
Al+3 Br 2AI Br,
f T
ó átomos 6 átomos
de bromo de bromo
% o
íd
:"*
' Jm
m
fik ’ ¿I
J w /
ü
tt&
K
-
Ajuste la siguiente ecuación y dé como respues­
ta la suma de coeficientes de los productos.
KCI03(s) -> KCI(s)+ 02(g)
A) 5
D) 8
B) 6 C) 7
E) 9
V:jd
Analizamos la ecuación (para el balance no es
necesario colocar el estado físico).
KCI03 -> KCI+0 2
De forma similar al problema anterior, conviene
empezar por el oxígeno, ya que es el elemento
que genera problemas. Para igualar sus áto­
mos, colocamos 2 como coeficiente del KCI03y
3 del O-, de la derecha.
2KCI¡0 :3 -> KCI + 3 O 2
1
,í f . J
■
(le O A io o rv :
Ahora igualamos los átomos de aluminio;,
Como hay dos aluminios a la derecha, colo- • De manera conjunta, ajustamos el potasio y el
camos 2 como coeficiente del aluminio) a la cloro. Como hay dos átomos de cada elemen-
izquierda.
2Al + 3 Br, 2 —
> 2Al B r2
2 átomos
de aluminio
2 aromos
de aluminio
Entonces la ecuación balanceada es
2AI() + 3Br2( ) -> 2AIBr3(s)
T T ______I
#
'<
; ü
-n
fí ;■
eritequiometrícoí;'
Por lo tanto, la suma de coeficientes será
2 +3+2=7.
Clave
to a la izquierda, colocamos 2 como coeficien­
te del KCI.
2(KCI 0 3 -> 2 KCI + 302
T" *
" a t o r n o s d e K 2 á t o m o s d e k
2 a t o m o s d e C ! 2 a t o m o s d e C !
La ecuación está balanceada.
—
> 2KCI03^ —
» (2yKCI^ + 3 0 2(g)
coehuentes
de los pioductos
Por lo tanto, la suma de coeficientes de los
productos será 2+3=5.
Clave

369. Capítulo 9
Problema N/ 12
Indique cuál es el coeficiente del agua luego
de balancear la siguiente ecuación:
c 4h 8+o 2 -> c o 2+h 2o
A) 2
D) 5
B) 3 C) 4
E) 6
Resolución
Iniciamos el balance por el carbono. Hay cua­
tro átomos de este elemento a la izquierda,
entonces colocamos 4 como coeficiente del
C 0 2 de la derecha.
C4H8+ 0 2 - v 4C02 + H20
í í / J L
4 átomos 4 átomo#' 4k^ %
Seguimos con el hidrógeno. Hay ocho átomos
a la izquierda, entonces colocamos 4 como
coeficiente del H20 de la derecha:
C4H8+ 0 2 -» 4C02 + 4H20
8 a t o m o s
í
8 átomos
Finalizamos con el oxígeno. En total a la de­
recha hay 12 átomos, entonces colocamos 6
como coeficiente del 0 2 de la izquierda.
C4Hq+ 602 —
> 4C02 + 4H20
[ J
V átomos 12 átomos
La ecuación ya está balanceada.
C4H8+ 6 0 2 —
> 4C02 + 4H20
Por lo tanto, el coeficiente estequiométrico del
agua es 4.
Clave
P r o b l e m a M . " I D
Si analizamos la siguiente ecuación balanceada:
4AI(s)+302(g) -> 2AI20 3(s)
¿cuáles de las afirmaciones serán incorrectas
al respecto?
I. Por cada 2 mol de Al se forma 1 mol de
AI2°B-
II. 4 mol de Al reaccionan con 3 mol de 0 2-
III. La relación molar de 0 2 a Al20 3 es de 2 a 3.
A) solo I
B) I y II
C) solo II
D) II y y
E) solo III ¿
|[
l. Correcta
Viendo los coeficientes estequiométricos
4 mol (Al) — f2rm
an >2 mol (Al20 3)
2 mol (Al) ->1 mol (Al20 3)
Correcta
Viendo los coeficientes correspondientes
4 mol (Al) — reaccionan con ) 3 mQ| ^
Incorrecta
La relación molar entre sustancias es la re­
lación de sus coeficientes estequiométricos.
n 0 moles 0 ? 3
n.° moles Al20 3 2
Clave

370. Problema M.c14
Luego de balancear la ecuación
C 0 (g) + H 2(g) - CH3OH(g)
podemos afirmar que
A) el coeficiente del H2 es 1.
B) por cada mol de CO reacciona una mol de H2.
C) una molécula de CO reacciona con una de H2.
D) el coeficiente del metanol (CH3OH) es 1.
E) la suma de coeficientes es 3.
Resolución
Notamos que en la ecuación solo basta colocar
2 como coeficiente del H2 para igualar el nú­
mero de átomos de hidrógeno (4 a cada lado),
elemento que no estaba balanceado," T
<
y ° ( g )+ 2H2
(9
)
-)
■
Si no hay coeficiente, se
sobreentiende que es 1.
Entonces
a) Incorrecto
El coeficiente del H2 es 2.
©c h 3o h ,4'S-
p
^
.
' 4¡jw i
¿M i
W
I.
b) Incorrecto
Según los coeficientes, a nivel molar tene­
mos que por cada mol de CO reaccionan
2 moles de H2.
c) Incorrecto
Según los coeficientes, a nivel molecular
tenemos que por cada molécula de CO
reaccionan 2 moléculas de H2.
d) Correcto
Notamos que en la ecuación balanceada
el CH3OH tiene por coeficiente 1.
e) Incorrecto
La suma de coeficientes es 1+2+1=4.
Clave
Problcima N.‘ 15
Identifique las reacciones de combustión in­
completas.
I. C2H2+ | 0 2 -> 2C02+H20
II. 2C + 0 2 —
-
> 2CO
III. C4H8+ 40 0 -> 4C0 + 4H?0
15
IV C6H6+ — C -> 6C02 + 3H20
Á) solo
D) solo
B) solo II C) Il y III
E) III y IV
Resolución
Observamos que todas las ecuaciones están
balanceadas. También es posible que los coe­
ficientes sean fraccionarios.
Sabernos que- en una combustión completa
hay suficiente oxígeno y como producto se ob-
' tiene C02; mientras que en una combustión in­
completa la cantidad de oxígeno que reacciona
no es la suficiente, por ello se produce CO.
Solo es cuestión de ver las ecuaciones.
I. Combustión completa
C2h2 + | ° 2 -> 2C02+H ,0
II. Combustión incompleta
2C + 0 2 -» 2CO
III. Combustión incompleta
C4H8+ 402 —
> 4C0 + 4H20
IV. Combustión completa
C6H6 +f ° 2 "> 6COz+3H20
Clave V

371. Problema M
.°16
El uso del gas natural en los domicilios es cada
vez mayor. Señale respecto a su combustión
las proposiciones incorrectas.
I. El gas natural es el combustible.
II. El calor liberado es aprovechado para la
cocción de alimentos.
III. Si su combustión es completa, se puede
producir hollín.
A)
B
)
C)
D)
E
)
solo I
I y II
solo II
II y III
solo III
Resolución f
I. Correcta
El gas natural es una mezcla de compues­
tos orgánicos conocidos como hidrocar­
buros, es decir, compuestos formados por
carbono e hidrógeno. A nivel doméstico lo
empleamos como combustible.
II. Correcta % '
Quemamos gas natural en presencia del
oxígeno del aire para aprovechar el calor
liberado, por ejemplo, en la cocina.
III. Incorrecta
Recordemos que las reacciones de com­
bustión son exotérmicas.
C H ^ + 2 0 2(g) -> C 0 2(g)+2H20 (g)+energía
n4(g)
(calor)
Esta es la ecuación que representa la com­
bustión completa. Observamos que entre
los productos no se halla el hollín (partícu­
las de carbón).
Clave
Problema N.' 17
Complete los coeficientes que faltan para ba­
lancear la siguiente ecuación:
_S b 2S3+6HCl _SbCI3+ _H 2S
Luego dé como respuesta la diferencia entre el
coeficiente del HCI y del SbCI3.
A) 5 B) 4.
D) 2
Sea la ecuación
_S b 2S3.+ 6HCI
Balanceamos.
C) 3
E) 1
_SbCI3 + _ H 2S
1. Empecemos por el antimonio. Hay dos
átomos a la izquierda, entonces colocamos
2 como coeficiente del SbCI3 a la derecha.
Sb 2S3 + 6HCI -> 2SbCI3 + H2S
2 átomos . aromos
2. Seguimos con el azufre. Para igualar los
tres átomos que hay a la izquierda, co­
locamos 3 como coeficiente del H2S a la
derecha.
Sb2(S3)+ 6HCI -> 2SbCI3 + 3H2iS
5

372. Como vemos, la ecuación ya está balanceada.
Se sobreentiende que el coeficiente del Sb2S3
es 1.
1Sb2S3 + 6 HCI -» 2 SbCU + 3H?S
■
— i — 1
1
Nos piden la diferencia
entre >
jstos coeficientes.
/. 6-2=4
C la ve
¿Cuál de las siguientes ecuaciones no repre­
senta a una reacción química?
A) °2 (g ) + 2NO(g) -> 2N02(g) '
B) 2N° 2(g) -> n 2o 4(9) 1 * ^
C ) 2 L ¡(s) + F2(g) 2 L¡F(s) ^
D) CH3OH(í) -> CH3OH(y)
E) 3 0 2(g) 2 0 3(g) ^ %
Resolución
Para verificar que una ecuación representa a
una reacción química, las sustancias iniciales
deben ser diferentes a las finales. Veamos los
símbolos y fórmulas a la izquierda y a la dere­
cha de la ecuación,7 comprobemos.
La única alternativa donde la sustancia de la
izquierda es la misma que la de la derecha es
CH3OH(f) -> CH3OH(g)
Esto nos representa solo una vaporización,
la sustancia pasa del estado líquido (fi) al ga­
seoso (g). Los cambios de fase de una sustan­
cia son cambios físicos.
C la ve
Relacione correctamente las siguientes reac
ciones con su clasificación.
I. Cu(OH)2 -> CuO + H20
II- F4+ 502 —
> P4O10
III. C2H4 + 302 -> 2C02 + 2H20
IV. K2S04+ BaCI2 -» BaS04 + 2KCI
a. síntesis
b. descomposición
c. combustión
d. metátesis
A) Ib, lia, lile, IVd
B) la, llb, lile, IVd
C) Ib, lie, llld, IVa
D) le, llb, Illa, IVd
E) Id, llb, lila, IVc
Analizamos caso por caso.
I. Descomposición
Cu(OH)2 —
> CuO + H20
'' v v
----------------------- '
un roActivo ci '3 prociunos
II. Adición o síntesis
P4 + 502 R4O10
III. Combustión completa
C2H4 + 302 —
> 2C02 + 2H20
IV. Doble desplazamiento o metátesis
K2S04+BaCI2 BaS04+ 2KCI
A
El K y el Ba se desplazan mutuamente.
C la ve

373. Problema N.* 1(5
El uso del gas natural en los domicilios es cada
vez mayor. Señale respecto a su combustión
las proposiciones incorrectas.
I. El gas natural es el combustible.
II. El calor liberado es aprovechado para la
cocción de alimentos.
III. Si su combustión es completa, se puede
producir hollín.
A) solo I
B) I y II
C) solo II
D) II y III
E) solo III
,/ ,
Resolución f
I. Correcta
El gas natural es una mezcla de compues­
tos orgánicos conocidos como hidrocar­
buros, es decir, compuestos formados por
carbono e hidrógeno. A nivel doméstico lo
empleamos como combustible.
II. Correcta ,
Quemamos gas natural en presencia del
oxígeno del aire para aprovechar el calor
liberado, por ejemplo, en la cocina.
III. Incorrecta
Recordemos que las reacciones de com­
bustión son exotérmicas.
CH4(g)+ 2 0 2(g) C 0 2(g) + 2 H 2 ° (g ) + e n e r 9 ía
(c a lo r )
Esta es la ecuación que representa la com­
bustión completa. Observamos que entre
los productos no se halla el hollín (partícu­
las de carbón).
Clave
M ®'f’f
t i. li
Complete los coeficientes que faltan para ba­
lancear la siguiente ecuación:
_S b 2S3+6HCl -> _SbCI3+ _H 2S
Luego dé como respuesta la diferencia entre el
coeficiente del HCI y del SbCI3.
A) 5 B) 4
D) 2
Sea la ecuación
C) 3
E) 1
_Sb2S3 + 6HCI -> __SbCI3 + _ H 2S
Balanceamos.
1. Empecemos por el antimonio. Hay dos
átomos a la izquierda, entonces colocamos
2 como coeficiente del SbCI3 a la derecha.
Sb 2S3 + 6HCI -» 2SbCI3 + H2S
2. Seguimos con el azufre. Para igualar los
tres átomos que hay a la izquierda, co­
locamos 3 como coeficiente del H2S a la
derecha.
Sb2(S3)f 6HCI -> 2SbCI3 + 3H2 S

374. A A
Como vemos, la ecuación ya está balanceada.
Se sobreentiende que el coeficiente del Sb2S3
es 1.
1Sb2S3 + 6 HCI -> (2) SbCI3 + 3H2S
!
T
N o s p id e n !a d ife r v ir s c ia
e n e e e s t o s c o e f ic ie n t e s .
6-2=4
C la ve
Problema N. lo
¿Cuál de las siguientes ecuaciones no repre-
senta a una reacción química?
A ) °2 (g ) + 2NO(g) -> 2N02(g}
B) 2 N 0 2(g) N 2° 4(g)
C) 2Li(s) + F2(g) -> 2LiF(s)
D) CH3OH(f) -> CH3OH(g)
4W'
E) B(2)2(g) 2<2>3(g)
Resolución
Para verificar que una ecuación representa a
una reacción química, las sustancias iniciales
deben ser diferentes a las finales. Veamos los
símbolos y fórmulas a la izquierda y a la dere­
cha de la ecuación,*y comprobemos.
La única alternativa donde la sustancia de la
izquierda es la misma que la de la derecha es
CH3OH( -» CH3OH(g)
Esto nos representa solo una vaporización,
la sustancia pasa del estado líquido (ú) al ga­
seoso (g). Los cambios de fase de una sustan­
cia son cambios físicos.
Clave
Problema M.* 1
5
Relacione correctamente las siguientes reac­
ciones con su clasificación.
I. Cu(OH)2 CuO + H20
II. P4 + 502 -> P4O10
III. C2H4 + 302 -» 2C02 + 2H20
IV. K2S04 +BaCI2 -> BaS04 + 2KCI
a. síntesis
b. descomposición
c. combustión
d. metátesis
A) Ib, lia, lile, IVd
B) la, llb, lile, IVd
C) Ib, lie, Ilid, IVa
D) le, llb, Illa, IVd
}j E) Id, llb, fila, IVc
f ; ‘¿f 'jjf*
; '^
*
‘0iv&
•
|§jf A
. . j .í>
Analizamos caso por caso,
t. .. Descomposición
'V Cu(OH)2 -» CuO + H20
II. Adición o síntesis
p
4 + 5Q2 RPio
III. Combustión completa
f-2^4 + 302 —
> 2C02 + 2H20
I combustible ccmbuiente
IV. Doble desplazamiento o metátesis
I »
K2S04+BaCI2 -> BaS04 + 2KCI
é
El K y el Ba se desplazan mutuamente.
Clave

375. Problema M
.° 20
Luego de balancear la siguiente ecuación quí­
mica:
FeA + C -> Fe + C0 2
indique la relación molar entre el carbono y el
hierro.
A )1 » !
D ) i » 1
La ecuación ya está balanceada, y como nos
piden la relación molar (de moles), lo que ha­
cemos simplemente es relacionar los coefi­
cientes del carbono y el hierro.
2Fe20 3 + 3 C -» 4 Fe + 3C02
Por lo tanto, la relación molar entre el carbono
y el hierro es de 3 a 4.
Clave
Resolución s*****”*'^
Balanceamos la ecuación.
El elemento que a simple vista genera proble­
ma es el oxígeno, entonces empezamos por |
él. Para igualar su cantidad de átomos, colo­
camos coeficiente 2 al Fe20 3 de la izquierda, y
coeficiente 3 al C 0 2 de la derecha.
Pasamos al hierro. Como hay cuatro átomos a
la izquierda, colocamos coeficiente 4 al Fe de
la derecha.
2 Fe 20 3 + C ->• 4 Fe +3C02
T
Finalizamos con el carbono. Como hay tres
átomos a la derecha, colocamos coeficiente 3
al C de la izquierda.
i 2Fe20 3 + 3C -> 4Fe + 3C02
í • , i r ;m r A 3¿lomos
{
(
L _______________________________________________________________________
Complete la siguiente ecuación si se sabe
que la reacción es de doble desplazamiento.
Dé como respuesta la fórmula del compuesto
que falta.
KCI + AgN03 —
> AgCI + ____
A)v
;KN03 B) KN02 C) K20
D) K3N E) KNO
Analizamos la ecuación.
KCI + AgN0 3 -> AgCI + KN03
A la izquierda, el K se combina con el Cl for­
mando el KCI; pero a la derecha, es la Ag la
que se combina con el Cl formando el AgCI.
Por ello deducimos que el K y la Ag se despla­
zan mutuamente.
Por lo tanto, el producto faltante es el KN03.
C la ve

376. e
Problema N/ 22
Los ácidos son sustancias corrosivas que atacan
a los metales, deteriorando estructuras, maqui­
narias y equipos. Si el ácido nítrico (HN03) al
reaccionar con el zinc (Zn) produce nitrato de
zinc (Zn(N0 3)2) e hidrógeno (H2), identifique el
tipo de reacción que se llevó a cabo.
A) descomposición
B) adición
C) desplazamiento simple
D) metátesis
E) combustión
• C 2H 4(g)+0 2(g) C 0 2(g) + H 2 °(t)
B) I y II
A) solo I
D) Il y III
C) solo
E) solo
Resolución ¿r
Con la información del texto identificamos las i
sustancias. ' '1 i
Como apreciamos, las dos primeras reaccio­
nes químicas son de descomposición. En ellas
se requiere absorción de energía (calor) para
que se desarrollen; por lo tanto, son endotér­
micas. La tercera reacción es una combustión
completa, por ello podemos afirmar que libera
energía (calor) cuando se da. Es una típica re­
acción exotérmica.
Clave
• Reactivos: HN03 y Zn
• Productos: Zn(N03)2 y H2 % . _.....
Entonces armamos la ecuación y balanceamos;
2HN03(ac)+Zri(S
) -> Zn(N03)2(ac)+H2(g)
En sus ¡nidos, el ácido nítrico, HN03, se pre­
paraba calentando el nitrato de sodio, NaN03,
con ácido sulfúrico concentrado, H2S04. Este
| método aún se emplea a nivel de laboratorio.
De acuerdo al enunciado anterior, complete la
siguiente ecuación:
........ +H2S04(ac) -> NaHSO
Es una reacción de desplazamiento simple. El
zinc desplaza al hidrógeno del ácido formando A) NaN03(s) HN03(g,
la sal correspondiente y liberando hidrógeno B) N a N 0 3(s) H 2S 0 3(ac)
molecular. C) HN03(g), NaN03(5)
Clave D) HN03(g, H 2S 0 3(ac)
E) HN03(g), NaN03(g)
probaros M.’ 23 : nGsolución
4(ac)+.
¿Cuál de las siguientes ecuaciones químicas
representa a una reacción en la que se libera
calor en forma neta?
I. 2H20 (í) -> 2H2(g)+0 2(g)
■
II. MgCOs(s) -> MgO(s)+C 02(g)
Del enunciado, identificamos
• Reactivos: NaN03y H2S04
(sustancias que se calientan)
• Producto: HN03
(sustancia preparada)

377. Por lo tanto, la ecuación será
NaN03+H2S04 -> NaHS04+HN03
v
--------v-------->
dato
Clave
Problema W 2S
Las tormentas eléctricas provocan la reacción
endotérmica entre el nitrógeno y el oxígeno
del aire para formar monóxido de nitrógeno.
Entonces, la ecuación balanceada correspon­
diente es
Según esto, se puede afirmar que
I. se trata de una reacción endotérmica.
II. por cada mol de dióxido de silicio se produ­
cen dos moles de monóxido de carbono.
III. es una reacción de desplazamiento simple.
A) solo I B) solo II C) I y II
D) solo III E) II y III
I. Correcto
El horno proporciona el calor necesario
para que se lleve a cabo la reacción. La re­
acción es endotérmica.
A ) N 2(g) + 2 0 2(g) 2 N 0 2(g)/
B> 2 N 2(g) +302(g) -> 2N20
o 2N(g)+0 2(g) -» 2NO(g).
D > N 2(g) + °2(g) 2 N 0 (g)'
E) N2(g)+0 (g) -» 2NO(g)1
Resolución
Del enunciado, identificamos
• Reactivos: N2(g) y 0 2{g) (del aire)
• Producto: NO(g) (monóxido de nitrógeno)
Correcto
La ecuación balanceada es
Si02+3C -> SÍC +2CO
fO
'%l riU:Í! •
. y O '
.1
1
1
. Incorrecto
El carbono desplaza al oxígeno, pero este
último elemento no se obtiene libre como
producto (0 2).
Clave
Por lo tanto, la ecuación balanceada será
N 2(g) + 0 2(g) 2 N O (9)
Clave
Problema N." 26 _______ ________________
El carborundo es un importante abrasivo in­
dustrial cuyo nombre químico es carburo de
silicio. Este compuesto se obtiene en un horno
eléctrico por la reacción siguiente:
Si°2 (s )+ C (s) 3¡C(S)+CO(g)
Pj-nAlotr-“) M**
?
■
I : GülGv it d t v . ¿ í
El molibdeno es un metal de transición que se
obtiene por la reducción con hidrógeno de
óxido de molibdeno (VI).
oMo03(s)+bH2(g) c M o (S) + d H 2 ° ( g )
Según la ecuación balanceada, calcule
R =
(b-ay
c+d
A) 1
D) 4
B) 2
° 5
» !

378. Resolución
Balanceamos la ecuación para hallar los co­
eficientes estequiométricos. Primero, empe­
zamos por el oxígeno; luego, seguimos con
el hidrógeno y, finalmente, con el molibdeno.
Entonces
1 Mo03+ 3 H2 —
> 1 Mo + 3 H20
--J i_-_ j ^ 1
____1 1
____ j
* —
V
— *
-
Y
-
*
0 b c
, K - e - O - i
1+3 4
'-V
-1
e
l
Clave
Problema 20 & já
k
h
r
La piedra esmeril, un tipo de alúmina natural, |
es extremadamente dura y se utiliza como he­
rramienta de pulido y corte. El principal com­
ponente de la alúmina es el óxido de aluminio,
que también se puede sintetizar por descom­
posición térmica del hidróxido de aluminio,
obteniéndose adicionalmente como subpro­
ducto al agua. '. 'S fa *
Luego de establecer la ecuación y balancear­
la, indique la suma de coeficientes de los pro­
ductos.
A) 2
B) 3
C) 4
D) 5
E) 6
Resolución
De acuerdo al enunciado, se trata de una reac­
ción de descomposición, donde
• Reactivo: Al(OH)3
* Productos, Al20 3 y H20
Entonces, la ecuación química es
2AI(OH)3 -> 1AI20 3+3H20
/. ^coef.(productos)-=1 +3= 4
Clave
El titanio es un metal difícil de obtenerlo libre,
que requiere un agente reductor fuerte como
el magnesio.
T¡CI4(g)+Mg(;) — T¡(s)+MgCI2(s)
Según la ecuación mostrada sin balancear, se­
ñale la proposición correcta.
A) Se trata de una reacción de metátesis.
,s>| m
B) Es una reacción exotérmica.
C) #EI coeficiente del magnesio es 3.
D) La suma de coeficientes de los reactivos es 4.
E) ^La relación molar entre el metal represen­
tativo y el de transición es —.
a) Incorrecta
Analicemos la ecuación.
TiCI4+Mg -+ Ti+MgCI2
Se trata de un desplazamiento simple y no
de una metátesis (desplazamiento doble).
b) Incorrecta
En la ecuación original observamos — — »
El triángulo encima de la flecha, que nos
indica el sentido de la reacción, nos infor­
ma que los reactivos absorben calor. Por lo
tanto, la reacción es endotérmica.

379. c) Incorrecta
Al balancear la ecuación, tenemos
1TiCI4+2Mg -> 1Ti +2MgCI2
El coeficiente del magnesio es 2.
d) Incorrecta
X coeí-(reactivos) =1+2 =3
e) Correcta
De la ecuación balanceada
* Metal representativo: Mg -> coef =2
8 Metal de transición: Ti —
>coef=1
2
Por lo tanto, la relación molar es —.
1
Clave
Problema N.‘ 50_________
El mercurio, por sus propiedades, se emplea
en interruptores e instrumentos de medición.
Este elemento se obtiene tostando el cinabrio,
HgS, un mineral rojo oscuro.
Según la ecuación
HgS(s) + °2 (g ) — ^ H 9(g )+ S 0 2(g)
podemos afirmar que
I. el oxígeno desplaza al azufre.
II. las sustancias que participan en la reacción
forman una sola frase.
III. la ecuación cumple con la ley de la conser­
vación de la masa.
A) solo I
B) solo II
C) solo III
D) I y II
E) I y III
I. Incorrecto
Analicemos la ecuación.
HgS +0 2 —
-
> Hg +SCA
El oxígeno desplaza al mercurio.
II. Incorrecto
Para formar una sola fase el HgS debería
ser gaseoso, al igual que las otras sustan­
cias.
III. Correcto
La ley de la conservación de la masa que­
da expresada en una ecuación química si
esta se halla balanceada, y en este caso
lo está.
Clave

380. PRACTIQUEMOS LO APRENDIDO
¿Cuáles de los siguientes cambios involu­
cran reacciones químicas?
I. moler maíz
II. tostar café
III. freír papas
IV. hervir agua
A) solo
D) solo
B) solo II C) Il y III
E) III y IV
El potasio es un metal alcalino muy reac­
tivo. Expuesto al aire reacciona con el oxí­
geno formando óxido de potasio. ¿Cuál de
las siguientes ecuaciones representa a esta
reacción?
K(s) + 0 (g) K 0 (g) /
80'
K (s) + 0 2(g) —> K°2(g )
K(s) + 2 0 2(g) -> KO iig) Wa *
> ■
K2(s) + 0 2(g)
—>
2 K 0 ( k
- 0
4 K (s) + 0 2(g) 2K 20 (s)
3. ¿Cuál de las siguientes ecuaciones está mal
expresada?
(g)
2SO
A) 2C(s)+0 2(g) -» 2CO
B) 2S02(g)+0 2(g) ->
C) H2(g)+Br2(g) -> 2HBr
D) 2Na(s)+2HCI(ac) ->
E) Ca(OH)2(s)
Se*
¡«
'%í#
3(g)
(g)
2NaCI(ac) + H 2(g)
-> Ca(s)+H2(g)
4. Reconozca la ecuación que representa una
reacción de síntesis.
A) 2Li(s)+2H20 (()) -> 2UOH(ac)+H2(g)
B) MgC03(s) -> Mg0(5)+C02(g)
C) CuO(S
j+H20^ —
> Cu(OH)2(aC
)
D) HI/ac)+LiOH
E) NH4CI(S
)
(ac) Lil(ac) + H 2 °(í)
NH3(g)+HCI(g)
Luego de analizar la siguiente ecuación,
elija la secuencia correcta de verdad (V) o
falsedad (F) según corresponda.
-> 2AICL
2AI(S
)+3CI2(g) ’3(s)
I. El subíndice del cloro libre o elemental
es 2.
II. El coeficiente estequiométrico del pro­
ducto es 2.
III. La suma de coeficientes de los reacti­
vos es 5.
IV. La ecuación no está balanceada.
A) VVW
B) VWF
C) VVFF
D) VFFR
E).#
* I p / k
'é lev...*,.# ,*■ *
.. 6. 'Respecto a la siguiente reacción:
-> 2Hg(c)+0 2(g)
podemos afirmar que
X ,2P9Q(s)
§ /T
A) se trata de una adición.
B) los productos son sustancias elemen­
tales.
C) la ecuación no está balanceada.
D) se trata de la descomposición del óxi­
do de mercurio (I).
E) el coeficiente del 0 2 es cero.
Complete la siguiente ecuación sabiendo
que se trata de una reacción de desplaza­
miento simple.
2KF,
F2(g) + 2 K B r(ac)
A) Br2
D) Br20
(ac) + ----
C) FBr
E) Br3
B) Br

381. Respecto a la siguiente reacción de metá­
tesis: . i .
BaCI2(ac)+K2C 0 3(ac) ■
-> BaC03(s)+2KCI(ac)
señale la proposición incorrecta.
A) La ecuación está balanceada.
B) El bario desplaza al potasio.
C) El potasio desplaza al bario.
D) Hay un producto sólido.
E) El cloro y el potasio se desplazan mu­
tuamente.
En un vaso que contiene vinagre,„coloca­
mos un pedazo pequeño de zinc y obser­
vamos que se forman burbujas sobre la su­
perficie del metal; además, al tocar el vaso
percibimos que se siente más caliente. Al
respecto, se podría afirmar que
I. la presencia de burbujas indica la for­
mación de un gas.
II. el cambio que se aprecia es exotérmico.
III. no se trata de una reacción química.
jx M" •
A) solo I
B) I y II
C) solo II
D) II y III
E) solo III
Con respecto a la siguiente reacción:
N2(g)+3H2(g, -» 2NH3(g)+46,2 kJ/mol
señale la secuencia correcta de verdad (V)
o falsedad (F) según corresponda.
I. Es una reacción de adición.
II. Es una reacción exotérmica.
III. Por cada mol de N2 se forman 2 mol
de NH3.
‘ A) VVV B) VVF C) VFF
D) FFF E) FVV
Identifique la reacción de combustión
completa.
A) 2NO(g)+Q2(g) 2N0 2(g)
B) Ca(OH)2^ —
> CaO^-f^O^
C ) C 2H 2(g) + 2 °2 (g ) 2 C °2 (g )+ H 2 °(g )
D) 2Zn(s)+0 2(g) -> 2ZnO(s)
E) <
2'2°(g ) + 0 2(g) C *2° 3(g)
Balancee la siguiente ecuación:
M 9(s)+ N 2(g) M 9 3 N 2(S)
Luego indique la proposición correcta.
¿A qué tipo de reacción corresponde cuan­
do colocamos un huevo en agua hirviendo
para sancocharlo?
A) adición
B) combustión
C) endotérmica
D) exotérmica
E) doble desplazamiento
A) Es una reacción de descomposición.
B) Por cada mol de N2 se forma 3 mol
de Mg3N2.
C) Por cada mol de Mg se requiere 3 mo­
les de N2.
D) Por cada mol de N2 se requiere 3 mol
de Mg.
E) La suma de coeficientes es 4.

382. COLECCIÓN ESENCIAL
_________ ___
Lumbreras Editores
.
¿Cuáles son los coeficientes estequiométri-
cos de la siguiente ecuación?
B a (s) + 0 2(g) BaO(s)
A) 1; 2; 2 B) 2; 1; 1 C) 1; 1; 2
D) 3; 1; 2 E) 2; 1; 2
Luego de balancear la siguiente ecuación:
aC2H4+b02 -> cC02+c
/H20
calcule a+ b-c.
A) 1 B) 2 C) 3
D) 4 E) 5
Calcule la relación molar entré el cloro y el
oxígeno en los reactivos.?
CI2+0 2 —
> Cl20 3
%
2 3
A) 3 B
> 2
C) /
v 3 • •
D) 1
3- ! N
4
*
Ajuste la ecuación
% % ,/¥'
Al +Br2 —
> AI2Br3
y señale el número de moles de Br2 que
reaccionan con 2 mol de aluminio.
A) 1 B) 2,5 C) 1,5
D) 4 E) 5
18 Utilizando coeficientes enteros balancee la
siguiente ecuación:
Na +0 2 -» Na20
Luego dé como respuesta la suma de coe­
ficientes de los reactivos.
A) 1 B) 2 C) 1,5
D) 4 E) 5
19. De la siguiente reacción:
PC15(S
)4
“16 kJ/mol —
> PCI3(S)+CI2(g)
indique la secuencia correcta de verdad (V)
o falsedad (F) según corresponda.
I. Se trata de una reacción endotérmica.
II. Es una descomposición.
III. La suma de coeficientes es 20.
A) VVF
B) VFF
C) FFF
D) VVV
E) FVV
20. ¿Qué podríamos afirmar respecto a la for­
mación de la sal de mesa?
2Na(s)+CI2(g) —
> 2NaCI(s)+196 kJ/rnol
. A) La ecuación no está balanceada.
B) La suma de coeficientes en la ecuación
4 c^ W es 5.
C) Es una reacción endotérmica.
D) Es una descomposición.
E) Es una reacción de desplazamiento
simple.
21. Clasifique las siguientes reacciones como
endotérmicas (ENDO) o exotérmicas (EXO).
I. combustión de la leña
II. cambio químico que absorbe 100 kJ/mol
III. reacción de la glucosa en el cuerpo que
libera energía
A) EXO, ENDO, EXO
B) EXO, EXO, ENDO
C) ENDO, ENDO, EXO
D) ENDO, ENDO, ENDO
E) EXO, ENDO, ENDO

383. Veamos la deshidratación de la cal apagada.
Ca(OH)2(s)+15,6 kCal/mol -> CaO(s)+HzO(g)
De lo anterior podemos afirmar que
I. es una descomposición.
II. es una reacción endotérmica.
III. la ecuación falta balancear.
A) solo
D) Il y II
B) I y II C) solo
E) solo
Reconozca en cuál de los siguientes cam­
bios se evidencian reacciones químicas.
A) oscurecimiento del azúcar al calentarlo
é a J
B) disolución de azucar en agua ,
C) evaporación de la acetona .... 1
D) formación de nieve en la atmósfera f
M r /
E) formación de gotas de agua sobre la
botella de una bebida helada
. ' %
Relacione correctamente la reacción con su
r V
clasificación. :,X "X "
!. NH4N 03 -+ NH3+HN03
II. N2+0 2 —
> N02
III. Na3P04+MgCI2 Mg3(P04)2+NaCI
a. combinación
b. descomposición
c. metátesis
A) la, llb, lile B) Ib, lie, Illa C) le, llb, Illa
D) le, lia, lllb E) Ib, lia, lile
De las siguientes reacciones, reconozca a
la de combustión incompleta.
A) S 0 , +0 2 —
> S 0 3
B) C +0 2 —
> C 02
C) c 2h 2+o 2 -> c o 2+h2o
D) C3H5+ 02 -+• C0+H20
E) F2+ 0 2 —
> F20
Balancee la ecuación
Mg+AgN03 —
» Mg(N03)2+Ag
y calcule la suma de coeficientes.
A) 5
D) 8
B) 6 C) 7
E) 9
27
28
El disulfuro de carbono y el monóxido de
carbono se forman cuando se calienta car­
bono con dióxido de azufre.
C(s)+ $@2(g) —> CS2(e)+ C 0 (g)
Balancee la ecuación e indique la relación
molar entre el carbono y el disulfuro de
carbono.
<Á)’ - B) - C) -
v 2 1 J 4
D
) ? E
>f
El zinc se obtiene a partir del sulfuro de
zinc, ZnS. Este compuesto se concentra y
luego, por tostación (reacción con el oxí­
geno a altas temperaturas), se forma óxido
de zinc. ¿Cuál de las siguientes ecuaciones
nos representa esta reacción?
A) ZnS+20 —
> ZnO+SO
B) 2ZnS +302 -> 2Zn0 +2S02
C) ZnS +0 3 -> Zn0 +S02
D) ZnS +0 2 —
> Zn02+S
E) ZnS +0 2 -> Zn +S02

384. COLECCIÓN ESENCIAL Lumbreras Editores
29. Determine los coeficientes del óxido de
tungsteno (VI) y del monóxido de carbono
en la siguiente ecuación sin balancear.
W ° 3(s) + C (s)
A) 3 y 1
D) 1y 1
—
»
W(s)+C0 (g)
B) 1y 3 C) 2 y 3
E) 3 y 2
30. La mayor parte del bicarbonato de sodio
de un laboratorio es calentado para ob­
tener carbonato de sodio como producto
final. La ecuación sin balancear es
A
NaHCO3(s) * Na2C 03(s)+C 02(g) +H20 (c)
Entonces, podemos afirmar que
v
á
..
A) es una reacción de síntesis. , -
B) se trata de una reacción exotérmica.
C) el coeficiente del óxido ácido es 2. i (
Jm ;y
D) la suma de coeficientes de los produc
tos es 3. % " ,/
E) el coeficiente del agua es el doble que
el del bicarbonato de sodio. % ér
%
31. A .partir de la siguiente ecuación química
oFe30 4(s)+¿)CO(g) -> cfem * € % é
calcule
(a+b)2
d - c
25 ~ 25
A) 25 B)
2 ° T
D) 5
• M
; . La reacción de una base fuerte como el
KOH con una sal de aluminio en solución
acuosa forma un precipitado gelatinoso, el
AI(OH)3.
Al(N03)3(ac)+3NaOH(ac) AI(OH)3(s)+
+3NaN03(ac)
Esta reacción la podemos clasificar como
A) desplazamiento simple.
B) metátesis.
C) descomposición.
D) síntesis.
E) combustión incompleta.
33. La electrólisis de la salmuera produce hi­
drógeno y cloro, además de soda caustica.
NaCI(ac)+H20 (í) -> NaOH(ac)+H2(g)+CI2(g)
Luego de balancear la ecuación, calcule la
suma de coeficientes de los productos.
A) 4
D) 6
B) 3 C) 5
E) 7
. El nitrato de; litio, LiNCu, al ser calentado
se descompone formando óxido de litio,
oxígenchy dióxido de nitrógeno. Arme la
^ ecuación y, luego de balancearla, indique
hehcóeficiente del reactivo.
A)
D)
B) 3 C) 4
E) 6
33. Al colocar un clavo de hierro en una solu­
ción acuosa de ácido clorhídrico, hay evi­
dencia de que ocurre una reacción debido
al burbujeo por la formación de gas hidró­
geno. Señale la ecuación correspondiente
a dicha reacción química.
'( a c ) ^ H (g) + F e C I(ac)
2(ac)
A) Fe(s)+HCI
B) Fe(;)+2HCI(ac)->H2(g)+FeCI
C) Fe(s)+4HCI(ac)
D) 2Fe(s)+2HCI(ac)->H2(g)+2FeCI
E) Fe(s)+4HCI(ac)—
>2H2(g)+CI2(g)+FeCI2(g)
2H 2(g)+ F e C '4(ac)

385. La reacción entre el cloruro de hierro (III)
y el hidróxido de sodio es una metátesis.
Con esta información, ¿cuáles serían los
productos obtenidos?
F e C I 3 ( a c ) +NaOH(ac) -4 ................+................
A ) F e ( ° H)3(acy N aC I3(ac)
B) Fe(OH)2(s); Na2CI(ac)
C) Fe(OH)2(s,; NaCI(ac)
D) Fe(OH)3(s); NaCI2(ac)
E) Fe(OH)3(s); NaCI(ac)
La combustión completa del etileno (C2H4),
representada con la ecuación química ba­
lanceada, tiene como coeficiente del oxí-
geno i í
A) 3 B) 2
D) 1
C). 4
E) 5
¿Cuál es la relación molar entre el oxíge­
no consumido en la combustión completa
del metano (CH4) y la del propano (C3H8)?
Compare por cada mol de combustible.
C)
E)
3
2
2
5
El vapor de agua es reducido por el car­
bono formando monóxido de carbono e
hidrógeno.
C (s) + H2°(g) -> CO(g)+H2(g)
Para ello es necesario agregar una canti­
dad de energía para activar la reacción.
Entonces podemos afirmar que
A) es una reacción exotérmica.
B) es una reacción de doble sustitución.
C) el hidrógeno es desplazado por el car­
bono,
D) por cada mol de agua se forman dos
moles de hidrógeno.
E) se trata de una combustión.
Luego de balancear la siguiente ecuación
química, indique la proposición incorrecta.
ÑHa,^+ 0,,4 -> NO^ +H-,0 ^
A) El coeficiente del monóxido de nitro-
# ri geno es 4.
3) La suma de coeficientes de los pro­
ductos es 10.
C) El compuesto reactante tiene por co­
eficiente 4.
D) La suma de coeficientes de los reac-
tantes es 8.
E) La relación molar entre el oxígeno y el
agua es 5/6.
IIaves
1 6
2 7
3 8
4 9
5 10
11 16
12 17
13 18
14 19
15 20
21 26
22 27
23 28
24 29
25 30
31 36
32 37
33 38
34 39
35 40

387. Los productos químicos que utilizamos, tales como pintu­
ras, fármacos, acero, metales, hidróxidos, ácidos, entre otros,
son obtenidos por un conjunto de procesos químicos. Si nos
preguntamos si solo se obtiene el producto deseado, la res­
puesta es no, pues también se generan residuos o emisiones
que impactan negativamente en el medioambiente. Sin em­
bargo, estos se pueden disminuir mediante otros procesos
químicos.
Por ejemplo, el ácido sulfúrico, H2S04, uno de los ácidos
más utilizados en la industria, se obtiene por una serie de
procesos físico-químicos en la planta de procesos.
Para obtener una tonelada de H2S04, los profesionales reali­
zan cálculos estequiométricos con el fin de conocer las can­
tidades necesarias de los reactivos (insumo químico), inclu­
yendo el grado de pureza, así como también la eficiencia de
cada proceso químico involucrado.
Aprendizajes esperados
* Interpretar y aplicar las leyes estequiométricas.
* Ser capaz de reconocer el reactivo limitante y el reactivo en
exceso.
* Entender la diferencia entre rendimiento teórico y rendi­
miento real.
¿Por qué g s necesario Gsite conocimiento?
Permite relacionar o comparar las cantidades de materia
que intervienen en un proceso químico a nivel teórico y a
nivel real.
Por su cantidad se analiza a nivel de laboratorio y a nivel
industrial.
i
’
■
mm

388. i : ' '.Ot I '■
•"
i
La masa y el peso de un cuerpo
no son iguales, en la siguiente
tabla podemos ver algunas di­
ferencias. -
■
¡
. Es la cantidad Es la "fuerza
de materia que ocasiona
i que tiene un la caída de
1 cuerpo. los cuerpos”.
T jir Es una magni- Es una
;
tud escalar. magnitud
vectorial.
Su valor es Su valor
.
~
-
"
Y
~
— constante, varía según
S T j::: independiente la posición
de la altitud y geográfica.
’í '
la latitud.
U
1
•
y ! :
Su unidad de Su unidad de
medida es el medida es el
kilogramo (kg). newton (N).
. V •
............ ■
1. CONCEPTO
Es una parte de la química que estudia las leyes de la reacción
química y nos permite realizar cálculos de las cantidades de las
sustancias químicas puras que participan. Para ello se utiliza la
ecuación química balanceada.
2. CONCEPTOS PREVIOS
Para un mejor entendimiento de la diversidad de problemas en
estequiometría es necesario manejar de manera clara y precisa
los siguientes conceptos.
2.1. Masa (m)
Es una magnitud escalar. Mide la cantidad de materia que pre­
senta un cuerpo:"" '
Unidades: gramo (g), kilogramo (kg), tonelada (t), unidad quí­
mica de masa (urna)
Equivalencias:
: . .■ pv
rcifla^ - )
Representa la masa relativa promedio del átomo de un ele­
mento químico expresado en urna. Como existen en la actuali­
dad 118 elementos quíndicos, existe la misma cantidad de pesos
atómicos. . %
Este será un dato en los problemas planteados o se puede con­
sultar en la tabla periódica moderna.
Aplicación 7
Utilizando la tabla periódica moderna, completamos el cuadro
con el peso atómico (PA) de cada elemento químico.
Y
¡a
Resolución
En la tabla periódica, el PA es una cantidad con decimales;
pero, aproximando al entero o con un decimal, será
1 12 16 14 32 35,5 31 23 40
________ _ J

389. 23. Peso fórmula (PF)
Representa la masa relativa promedio de una unidad fórmula
expresada en urna. Se calcula sumando los pesos atómicos de
los elementos químicos en la unidad fórmula. Así tenemos
„ ■
! p f- Z pa-
,
L
_
_
_
_
_ J
urna
Ejemplo
Para el dióxido de carbono (C 02).
PF(C02)=1PA(C) +2 PA(0)=1 (12 uma) +2 (16 uma)=44 urna
Para el óxido de aluminio (a ¡20 3).
PF(Al2° 3)=2PA(AI) +3PA(0)
PF(Al203) =2(27 uma) +3(16 uma)=102 urna
Para el oxígeno molecular (0 2).
PF(02)=2PA(0)=2(16 uma)=32 urna
Para el ozono (C>3). P - I
PF(03)=3PA(0)=3(16 umaj=48 urna
2 .4 . M o I ^
Es la unidad de la magnitud fundamental llamada cantidad de
sustancia, es decir, es una unidad de conteo que sirve para
expresar la cantidad de sustancia bajo la forma de número de
átomos, moléculas e iones (estas son las principales unidades
estructurales).
Su equivalencia numérica es
1 mol-6,022 10“ unidades'estructu! al
I mol- i Na (número de Avogadro)
Ejemplos
. 1 mol de átomos de cobre (Cu)
• 1 mol de moléculas de agua (H20 )
• 1 mol de ion férrico (Fe3+)
. 1mol de ion sulfuro (s2~
)
• 1 mol de ion sulfato (S042~)
También
4 mol de átomos de cobre (Cu)
0,4 mol de átomos de cobre (Cu)
El peso atómico es un valor pro­
medio calculado desde valores
experimentales. Se encuentra en
la tabla periódica para cada ele­
mento químico.
1,00797

390. La masa molar relaciona la masa
i y 1mol (1N
a) de partículas oes-
•—pecies químicas o unidades es-
tructurales (átomos, moléculas
f o iones).
J
2.5. Masa molar (M)
Representa la masa, en gramos, de un mol de unidades es­
tructurales. En una ecuación química balanceada, su valor es
independiente del coeficiente estequiornétrico.
En forma directa se calcula como sigue:
• Para un elemento químico monoatómico
M-(PA) expresado en g/mol j
Ejemplos
carbono M(C)=12 g/mol
calcio M(Ca)=40 g/mol
• Para un elemento químico poliatómico y un compuesto
químico, tenemos
i ' 'i
apresado en ci/mol
Ejemplos
M (03)=3(16)=48 g/mol
M(CO2)=12+¿06)=44 g/mol
M(H20)=2(1) +16=18 g/mol
También se puede escribir
M.(H20)=18 g/1 mol
significa que
1 mol de H20=18 g
Aplicación 2
En la combustión del carbono o carbón (C), se consume O-, y se
produce CO, cuya ecuación química es C(s)+0 2(g) -> CO({j).
Calcule la masa molar de cada sustancia.
Resolución
Calculamos la masa molar (M) de las sustancias
C M=1(12)=12 g/mol
0 2 M=2(16)=32 g/mol
COM=12 +16=28 g/mol

391. 2.3. Peso fórmula (PF)
Representa la masa relativa promedio de una unidad fórmula
expresada en urna. Se calcula sumando los pesos atómicos de
los elementos químicos en la unidad fórmula. Así tenemos
Ejemplo
Para el dióxido de carbono (C 02).
PF(C02)=1PA(Q+2PA(0)=1 (12 uma) +2 (16 uma)=44 urna
Para el óxido de aluminio (a í20 3).
PF(Al20 3)=2pA(Al) +3PA(0)
PF(AI20 3) =2(27 uma) +3(16 uma)=102 urna
Para el oxígeno molecular (0 2).
PF(02)=2PA(0)=2(16 urna)=32 urna
Para el ozono (0 3).
PF(03)=3PA(0)=3(16 uma)=48 urna
2.4. Mol
Es la unidad de la magnitud fundamental llamada cantidad de
sustancia, es decir, es una.unidad de conteo que sirve para
expresar la cantidad de sustancia bajo la forma de número de
átomos, moléculas e iones (estas son las principales unidades
estructurales).
Su equivalencia numérica es
i 1 mol-6 022 x'IO~^ unidades estructurales ¡
1 mol- 1/V. (número de Avogadro)
Ejemplos
. 1 mol de átomos de cobre (Cu)
. 1 mol de moléculas de agua (H20 )
. 1 mol de ion férrico (Fe3+)
• 1mol de ion sulfuro (s2')
. 1 mol de ion sulfato ( s o / -)
También
4 mol de átomos de cobre (Cu)
0,4 mol de átomos de cobre (Cu)
El peso atómico es un valor pro­
medio calculado desde valores
experimentales. Se encuentra en
la tabla periódica para cada ele­
mento químico.
1,00797

392. Representa la masa, en gramos, de un mol de unidades es­
tructurales. En una ecuación química balanceada, su valor es
independiente del coeficiente estequiométrico.
En forma directa se calcula como sigue:
° Para un elemento químico monoatómico
M-(PA) expresado en g/mol !
/"....;
■
..•
i- C
-a
Oplvtóef-rE
La masa molar relaciona la masa
y 1mol (1 Na) de partículas o es­
pecies químicas o unidades es­
tructurales (átomos, moléculas
o iones).
r~rrr-
M .f l 2 J E o %
I m ol d * ito m o *
d
«0^,0
I nr>ol d * * torno*
d
«
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3
$
I rrvo
t d« Üomov
tí* Pt)
I mol d * ¿tomo»
d* FeCI,
Ejemplos .
carbono M(C)=12 g/mol
calcio M{Ca)=40 g/mol
• Para un elemento químico poliatómico y un compuesto
químico, tenemos
/ j j | | g g P A L'>res.a;io ,.■
« g/<yol ]
Ejemplos
M (03)=3(16)=48 g/mol
M (C02)=12 +2(16)=44 g/mol
m (h20 )=2(1) +16=18 g/mol
También se puede escribir
m (h20)=18 g/1 mol
significa que
1 mol de H20=18 g
Aplicación 2
En la combustión del carbono o carbón (C), se consume O-, y se
produce CO, cuya ecuación química es C(s)+ 0 2(g) -+ CO(g).
Calcule la masa molar de cada sustancia.
Resolución
Calculamos la masa molar (M) de las sustancias
C M=1(12)=12 g/mol
0 2 M=2(16)=32 g/mol
COM=12 +16=28 g/mol
3(

393. 2 .6. Número de mol (rt)
Es la cantidad de moles de partículas en una muestra analizada.
A plicación 3
En 18 g de glucosa C6H120 6 (M=180 g/mol), ¿cuántos moles de
moléculas están contenidos?
Resolución
m
Aplicando r~ — obtenemos
M
n
18 g
” 0,1 mol
180 g/mol
;1
2.7. Sustartga •
Se considera un gas ideal, por lo tanto, se utiliza la ecuación
universal. ,. A . ‘ vvwA"
PV -A. J -í^
P V -RTn —
> n = — en unidades apropiadas
.RT
donde el número dé mol (n) está relacionado con el coeficiente
estequiométrico. A
2.8. Condiciones normales (CN)
Es una condición particular de la fase gaseosa, con la cual las
variables de estado permanecen constantes.
p =1 atm=760 mmHg
gas
T =0°C=273 K
gas
donde se cumple que
El gas como reactante o pro­
ducto ocupa todo el volumen
del recipiente que io contiene.
Aquí se mide la presión y la
temperatura.
¿V.; v-
En una reacción química, el gas analizado puede ser reactante
o producto.

394. Es un fenómeno químico que modifica la composición química
de las sustancias para formar nuevas sustancias de composi­
ción diferente.
Funciones de un reactor
químico
• Asegurar el tipo de contacto
de los reactantes.
• Proporcionar tiempo sufi­
ciente de contacto entre las
sustancias.
• Permitir condiciones de pre­
sión, temperatura y compo­
sición de la reacción.
Ejemplo
La oxidación del hierro (Fe) para formar el óxido férrico, (Fe20 3).
2.¡u. tcuacion quimio
Es la representación simbólica de una reacción química que
debe estar balanceada (conservación de masa), en la que los
coeficientes indican la relación de moles entre las sustancias
participantes.
....
Ejemplo
Considerando la oxidación del hierro, escriba la ecuación quí­
mica y balancee.' -
4 F e a $ 3 0 2 -> 2 Fe2Os
N J I ;
Aplicación 4
En la ecuación química balanceada, ¿por qué son importantes
los coeficientes?
4Fe +30 2 —
> 2Fe20 3
4 mol 3 mol 2 mol
Resolución
Son importantes porque permiten relacionar a las sustancias a
través de moles; es decir, podemos interpretarlos.
También se puede expresar de la siguiente manera:,
4 mol Fe + 3 mol 0 2 —
> 2 mol Fe20 3

395. Interpretamos entre dos sustancias.
• Se producen 2 mol de Fe20 3 por cada 4 mol de Fe consu­
mido.
Se producen 2 mol de Fe20 3 por cada 3 mol de 0 2 consu­
mido.
Se consume 4 mol de Fe por cada 3 mol de 0 2 consumido.
Al momento de balancear una ecuación química, esta puede
ser sencilla (corta) o compleja (larga). Para el balance respecti­
vo, se debe usacel método apropiado.
Relacionan las masas de las sustancias que participan en una
reacción química.
Esta ley fue enunciada por el químico francés Antoine Lavoisier.
En toda reacción química, la masa total de las sustancias re­
accionantes que se transforman es igual a la masa total de las
nuevas sustancias o productos. Por lo tanto, la masa no se crea
ni se destruye, solo se transforma.
Esto es importante para estudiar la
estequiometría.
En una reacción química exis­
te ruptura de enlace químico y
formación de nuevos enlaces
químicos, pero se conserva la
identidad y la cantidad de áto­
mos. Por ejemplo, la obtención
del amoniaco (NH3).
En este capítulo, usaremos el método de simple inspección.

396. Aplicación 5
La reacción química entre el sodio (Na) y el agua (H20 ) se
expresa por la ecuación química Na + H20 —
> NaOH + H2.
Demuestre la ley de conservación de masa.
batd:cKsrir)no:
! i-i i !
Después de calentar con fuego
un recipiente herméticamente
cerrado que contenía estaño,
Lavoisier constató que se había
incrementado la masa del me­
tal de estaño, pero que la masa
total del recipiente y su conteni­
do no habían variado, y que el
incremento de la masa del es­
taño correspondía exactamente
con la disminución de la masa
Resolución
Utilizamos la ecuación química balanceada y la masa molar
previamente calculada, donde la masa (m )=nxM.
del aire.
/ —
fe: '
_ í i £ L jM É . n ñ
1
La masa total (aire y materia com­
bustible) no cambia en la combus­
tión.
.___________ ____v
M~23 g/mol A
2Na + 2H20 -> NaOH + 1H2
Relación
de moles 2 mol 2 mol 2 mol 1 rnol
Relación
de masas
2x23 g 2x18 g 2x40 g
^— ■
■
" ~ V---
1x 2 g
^total de reactantes 9 ^total de productos 9
___,_
r
_
_ ____jjiP /Si~
>- ■
L . - ................. -
¡ .. v il m¿. ¿Vi
Para que los cálculos estequiométricos sean correctos, las
ecuaciones químicas deben estar balanceadas.
_______ .................................. á .>
3.1.2. Ley de propon
Esta ley fue enunciada por el químico francés Joseph Proust.
Cuando dos o más elementos se combinan para formar un de­
terminado compuesto, lo hacen siempre en relación o propor­
ción con la masa fija. Si la masa de uno de ellos cambia, la del
otro también cambia en la misma proporción.
Ejemplo
La oxidación del hierro (Fe)
4 Fe + 3 0 2
224 g 96 g
448 g 192 g
> 2 Fe20 3
■
> 320 g
-
> 640 g

397. En el ejemplo, las masas se duplican, tanto en reactantes como en productos.
la relación molar.
4 Fe + 302 ----- > 2 Fe?0 :
4 mol 3 mol ----- > 2 mol
12 mol 9 mol ----- > 6 mol
En el ejemplo, los moles se triplican respecto de la relación en mol establecida en la ecuación
química balanceada.
Determinación del reactivo limitante y el reactivo en exceso
Esta se evalúa en ciertas reacciones químicas de dos o más reactivos, en las que, adicionalmente,
se tiene como dato las cantidades de estos reactivos medidos antes de la reacción química que,
como mínimo, debe ser para dos reactantes.
f . 1 ^
í ¡ffev 4
®
- f W*
Reactivo limitante (RL)
Es aquella sustancia que ingresa al proceso químico en menor proporción y que al agotarse (con­
sumirse completamente) limitada cantidad máxima del producto obtenido.
Reactivo en exceso (RE) y ' ' '
Esta sustancia participa en mayor proporción respecto del reactivo limitante; por ello, una parte de
su cantidad inicial sobra al finalizar la reacción química.
A plic a c ió n 6
Considere la siguiente ecuación química balanceada.
4M + 3 0 2 — > 2 AI20 3
4 mol 3 mol —
>
20 mol 15 mol —
»
20 mol 20 mol —
>
Complete el cuadro y reconozca el reactivo limitante (RL) y el reactivo en exceso (RE).

398. Reso lu c ió n
Aplicamos la ley de proporciones definidas.
• Para la relación en mol se debe usar directamente los coeficientes.
• En el ejemplo, los moles se quintuplican (5 veces el coeficiente); se produce 5 (2 mol).
• Para reconocer el RL y el RE, nos guiamos del ejemplo, donde se establece que
20 mol Al
se consume
con
mnl O
4 Al + 3 0 2 -> 2AI20 3
4 mol „ 3 mol
■
■ ./• •
. / ■;
| 20 moia? ■
. 15 mol
I /e i
- ’ Y ' „ U
A 20 mol: 20 mol
RL #R E
—
>
2 mol
10 mol
y
A Se produ- en exceso
cen 10 mol. 5 mol de 0 2
se consume =15 mol
en exceso=(20 mol-15 mol)=5 mol
En forma práctica, para cada reactivo se calcula la siguiente relación o razón (/?); así:
cantidad dato del n
Relación o razón (R) =------ -
cantidad est
De los dos resultados, el menor valor obtenido corresponde al reactivo limitante y el mayor al
reactivo en exceso.
Todo cálculo estequiométrico se realiza con la
cantidad del reactivo limitante.

399. i
Aplicación 7
Se combinan en un reactor 54 g de aluminio (Al) con 86,4 g de
oxígeno (0 2). Determine el RL y el RE.
Resolución
Planteamos y balanceamos la ecuación química. Trabajamos
con la masa (m )=nxM como cantidad de la ecuación.
h
A 2
.
■
'g/mol
4AI
M--32 g/mol
+ 3 0 2 ---- > 2AI20 3
Cantidad (masa)
de la ecuación
Cantidad dato
del problema
108 g 96 g
_____________
54 g 86,4 g
Para cada reactivo se calcula la relación como sigue:
• Para el:Al,. # : >
.
108 g
« Para el 0 2.
® M9=0.9
96 g
ü
v. i.' M
- SfZt jvy ir
5 VE;..,
J p /
w
M
l
7
7 %
w
&
. . O ' *
t
¡
RL =aluminio, (Al) y RE =oxígeno (0 2)
A plic a c ió n 8
De la combinación anterior, calcule la masa de óxido de alu­
minio, Al20 3, producido y la masa de oxígeno, 0 2í en exceso.
En una reacción química, donde
participan dos o mas reactivos,
a veces surgen el reactivo limi­
tante y el reactivo en exceso;
estos guardan relación.
| Reactivo limitante
No necesariamente
es el que se encuen­
tra en menor canti­
dad estequiométrica,
es aquel que se en­
cuentra en una pro­
porción inferior res­
pecto a los demás
reactivos. El reactivo
limitante se consume
primero y limita la
formación de más
productos.
Reactivo en exceso
Es aquella sustancia
que ingresa al reactor
químico en mayor
proporción, por lo
tanto queda como
sobrante al finalizar
la reacción.
El reactivo que no re­
acciona completa­
mente, sino que
"sobra", es el deno­
minado reactivo en
exceso.
Reso lu c ió n
En ambos casos, usamos la masa consumida del reactivo limi­
tante: 54 g de aluminio.
I- ¿7 g/mol
4 Al(5)
108 g Al
54 g Al
+ 3 0 2(g)
>
-> 2Al20 3(5)
204 g Al20 3 '
rr?AI20 3
-
>

400. El método de contacto para la
producción de ácido sulfúrico
H2S 0 4, es un método que utiliza
una catálisis heterogénea, es
decir, el catalizador empleado
está en una fase de agregación
distinta. Comprende tres etapas
importantes:
1. Obtención de S02 (combus-
: tión)
s+o2 —
♦ S0 2
2. Oxidación o conversión de
50 2 a S03 (catalítica)
2S02(g)+0 2(g) 2S03(g)
z ' ;; •
3. Absorción de S03
5 0 3+H2S04 —
> h 2s2o 7
H2S20 7+H20 —
> 2H2S04
Luego
Como el 0 2 está en exceso, a partir del reactivo limitante se
puede calcular la masa de 0 2 consumido.
De la ecuación química balanceada aplicamos la ley de Proust.
108 g Al ---------- 96 g 0 2
54 g Al ---------- mQnecesario
Luego, despejando obtenemos
tT I Qconsumido =48 g
Según el dato, la masa inicial del 0 2 es 86,4 g y solo se consu­
men 48 g; entonces, hay un exceso.
m Q =86,4 g-48 g =33,4 g
en exceso
Se aplica para relacionar los, volúmenes de las sustancias que
se encuentramen fase gaseosa en una reacción química.
Esta ley fue enunciada por el científico francés Joseph Gay
Lussac. jj% % ' k j
En las mismas condiciones de presión y temperatura, existe
una relación constante y definida de números enteros sencillos
ífe .,
entre los volúmenes de las sustancias gaseosas que intervienen
en una reacción química.
Ejemplo
Para la reacción química a P =1 atm y 7 =480 °C, tenemos
S D 2(g) + 1 0 2(g) ------> 2 S 0 3
2 mol 1 mol ------ > 2 mol
21/ 1
/ ------ > 2V
80 L 40 L ------ > 80 L
Los volúmenes pueden estar en cualquier unidad volumétrica
(l, mL, rn3).

401. Aplicación 7
Se combinan en un reactor 54 g de aluminio (Al) con 86,4 g de
oxígeno (0 2). Determine el RL y el RE.
Resolución
Planteamos y balanceamos la ecuación química. Trabajamos
con la masa (m)=nxM como cantidad de la ecuación.
¿
/ g/mol
4AI
M~32 g/rno!
+ 30o -> 2AI20 3
Cantidad (masa)
de la ecuación
Cantidad dato
del problema
108 g 96 g |
54 g 86,4 g
.
Para cada reactivo se calcula la relación como sigue:
• Para el;A L I
-^ -= 0 ,5
108 g
W
G. v
/:V
- £
s»
*
•
%
>
>
o Para el 0 2. XV^':'v
§ M 9 =0,9 1 , <C>*
96 g J '«
RL =aluminio. (Al) y RE =oxígeno (0 2)
A p lic a c ió n 8
De la combinación anterior, calcule la masa de óxido de alu­
minio, A!20 3, producido y la masa de oxígeno, 0 2, en exceso.
R eso lu c ió n
En ambos casos, usamos la masa consumida del reactivo limi­
tante: 54 g de aluminio.
4A!(S
)
108 g Al
54 g Al
+ 3 0 2(9)
»
- ’0.'_rj/rt:OÍ
-> 2 AI20 3(s)
204 g AI2Ob ’
mAI20 3
En una reacción química, donde
participan dos o mas reactivos,
a veces surgen el reactivo limi­
tante y el reactivo en exceso;
estos guardan relación.
Reactivo limitante Reactivo en exceso
No necesariamente Es aquella sustancia
es el que se encuen- que ingresa a! reactor
tra en menor canti- químico en mayor
dad estequiométríca, proporción, por lo
es aquel que se en- tanto queda como
cuentra en una pro- sobrante al finalizar
i porción inferior res- , la reacción.
pecto a los demás El reactivo que no re-
reactivos. El reactivo acciona comp'eta-
lirnitante se consume mente, sino que
primero y limita la 'sobra', es el deno-
formación de más minado reactivo en
productos. exceso.
-
»

402. COLECCIÓN ESENCIAL
El método de contacto para la
producción de ácido sulfúrico
H2S 0 4, es un método que utiliza
una catálisis heterogénea, es
decir, el catalizador empleado
está en una fase de agregación
distinta. Comprende tres etapas
importantes:
1. Obtención de S02 (combus­
tión)
S+O- SO,
2. Oxidación o conversión de
S 0 2 a S 0 3 (catalítica)
2SOa
2 S °2 (g ) + 0 2(g) 3(g)
3. Absorción de S03
s o 3+h 2s o 4 —
> h 2s2o 7
H2S20 7+H20 —
> 2H2S04
Despejamos y obtenemos que
m
A l2 °3
=102 g
Luego
Como el 0 2 está en exceso, a partir del reactivo limitante se
puede calcular la masa de 0 2 consumido.
De la ecuación química balanceada aplicamos la ley de Proust.
108 g Al ---------- 96 g 0 2
54 g Al ---------- mQnecesario
Luego, despejando obtenemos
m Qconsumido =48 Q
Según el dato, la masa inicial del 0 2 es 86,4 g y solo se consu­
men 48 g; entonces, hay un exceso.
m n ; - 86,4 g-48 g =38,4 g
J2 en exceso ¿M ;;? *
......
Se aplica para relacionar los volúmenes de las sustancias que
se encuentran en fase gaseosa en; una reacción química.
Esta ley fue enunciada por el científico francés Joseph Gay
Lussac. 'Si 1 *
w ,ít"
En las mismas condiciones de presión y temperatura, existe
una relación constante y definida de números enteros sencillos
entre los volúmenes de las sustancias gaseosas que ¡nten/ienen
en una reacción química.
Ejemplo
Para la reacción química a P =1 atm y 7=480 °C, tenemos
S 0 2(g) + 1 0 2(g) ------»
2 S °3(g>
2 mol 1 mol ----- > 2 mol
2V ------> 2V
80 L 40 L ------> 80 L
Los volúmenes pueden estar en cualquier unidad volumétrica
(l, mL, mB).

403. Aplicación 9
En la combustión completa de etano, C2H6, se consume
1,4 m de oxígeno. ¿Cuál es el volumen de dióxido de carbo­
no, C 0 2(g), producido en las mismas condiciones de presión y
temperatura?
(“2^6(g)+0 2(g) CO2(g)+H2O(0
)
Resolución
Balanceamos la ecuación química y luego aplicamos la ley vo­
lumétrica por gases en las mismas condiciones de presión (P)
y temperatura (T).
l<
r
*
vo!'»n(?tric</
en ni’ /
+7 ° 2 ( g ) "
-» 4CO
*0*ym*^.. i
1jp á . ->4m3
14 crr r* vcú2
2(g)
Despejando, obtenemos /
CO:
14x4 m3- n 3
-----------= 8 m
7 % Í
+6 H2Ow
Contracción volumétrica (C^)
Por lo general, el volumen total de reactantes es mayor que el
volumen total de productos. En estos casos se dice que ocurre
una contracción volumétrica.
Ejemplo
La combustión del metano, CH4(g)í cuya ecuación química es
1 CH4(g) + 2 0 2(g)
1V 21/
1C 0 2(g) + 2 H20 (f)
11/
L - N o ir v- v>
en el coícu
La contracción volumétrica (C^) se calcula como sigue:
y (total de reactantes)- 1/ (total de productos)
~ V (total de reactantes)
3V/-1I/ _ 2
C v ~ 31/ ” 3
Se conoce como combustión
al proceso de oxidación que se
crea en un combustible al hacer
contacto con un comburente,
en este caso el oxígeno. Produ­
ce energía calorífica. Existen dos
tipo se combustión.
C u an d o hay
suficien te
oxíg en o
‘i C. . . ..
Combustión
completa
Lleva a la for­
mación de anhí­
drido carbónico
C u a n d o es p oca
la ca n tid a d de
o x íg en o
Combustión
incompleta
Se forma mo-
nóxido de car­
bono
En los problemas, el rendimien­
to real o es la incógnita o es el
dato del problema debido a que
es experimental; es decir, en un
laboratorio de química o en
un proceso industrial.
I ___ _________________ ...

404. 4. TÉRMINOS TÉCNICOS EMPLEADOS EN ESTEQUIOMETRÍA
4.1. Porcentaje de pureza de una muestra química (%P)
En una reacción química solo intervienen sustancias química­
mente puras, pues las impurezas no reaccionan (así lo conside­
ramos); por ello, para los cálculos solo usaremos la parte pura
de una muestra química.
Antracita
Lignito
Turba
: Los minerales del carbón con-
[i
tienen impureza; entonces, en
: : una reacción química donde se
utilice carbón se debe conside­
rar este porcentaje de pureza. f
-'-C
-'C
-' AM|j li jl i jjj i íjj |
50 a 55%
' cantidad pura
cantidad de muestra impur
A plicació n 10
Se someten a combustión 200 g de lignito (carbón con 70% de
pureza). Calcule la masa de CO-, que se obtiene. Considere la
siguiente ecuación química:
C (s) + °2(g) j | I W 2(9)
PA(uma): C=12 y 0=16 . J
Reso lu c ió n v
Primero se debe calcular la masa pura de carbón.
m pura=70% (200 9)
m =— (200 g)
Pura 1QQ '
m pura=14° 9
Ahora, con estos 140 g de carbono puro, calculamos la masa
de C 02 que nos piden usando la ley de proporción definida.
i/m
ol
1 c(s)+1 o2
(g
)
12 gC
140 g C
dalo
-> 1CO-
2(g)
-> 44 g C 0 2
-> mco,
■x]nn
Finalmente, despejamos y obtenemos
mco,= 513'3 9

405. 4.2. Porcentaje de rendimiento o eficiencia de una
reacción (%/?)
Es la comparación porcentual entre la cantidad real o práctica
y la cantidad teórica obtenida de un producto determinado.
%R = rendim iento real y 1Q0%
rendimiento teórico
4.2.1. Rendimiento real o cantidad reai
Se le conoce también como cantidad real o experimental. Es
la cantidad del producto obtenido en el proceso químico, me­
dido al culminar el proceso, y es menor a la cantidad que se
obtiene por cálculo esteqúiométrico (rendimiento teórico).
f ■
' ^ -
; m ip l o2::'7
Es la máxima cantidad de producto que se puede obtener en
una reacción química,.la cual solo se analiza teóricamente. Esta
cantidad se calcula en funcióñ de la ecuación balanceada a
partir del reactivo limitante. 1
Aplicación 77
A partir de 280 g de nitrógeno, N2, se obtuvo 306 g de amo­
niaco, NH3. Calcule la eficiencia de la reacción.
N2 + H2 -> NH:
PA(uma): N=14 y H=1
Resolución
Primero analizamos la información.
mu =280 g consumido (lo
mitante)
consideramos como reactivo li-
/77nh^=306 g (rendimiento real)
Se asume que una reacdón
química progresa hasta que se
agota totalmente el reactivo li­
mitante; sin embargo, en ia rea­
lidad esto no sucede así.
Veamos algunas de las razones:
• Existe la posibilidad de que
no toda la materia prima re­
accione.
■ Es posible que existan re­
acciones colaterales que no
lleven al producto deseado
o que no pueda recuperarse
totalmente el producto for­
mado, lo cual ocasiona una
merma en la producción.
Por ello surgen dos términos:
Rendimiento teórico
- Cantidad de producto que
debiera formarse si todo el
reactivo limitante se consu­
miera en la reacción
Rendimiento real
- Cantidad de producto efec­
tivamente formado en una
reacción
Al analizar estos rendimientos,
se conduce a una desigualdad,
puesto que en la práctica el ren­
dimiento real es menor al rendi­
miento teórico.
Nos piden la eficiencia de una reacción (%/?).

406. Como el NH3 es un producto, su cantidad es dato, por ello
representa el rendimiento real. Solo faltaría calcular la cantidad
teórica (rendimiento teórico), y lo haremos a partir de la ecua­
ción química.
El proceso mediante el cual
se1 obtiene amoniaco debe su
nombre a los químicos que
lo idearon: Fritz Haber y Cari
Bosch.
El proceso químico se desarrolla
en estado gaseoso
N2(g) + 3H2(g) —
» 2NH
3(g)
Es un proceso químico lento y
reversible. Para acelerar la reac­
ción se utiliza un catalizador y
se aumenta la presión y la tem­
peratura a la que esta ocurre.
De esta manera se obtiene el
rendimiento real.
M - 2 8 g/m pl
1N2 + 3H2
28 g N2 -----------
280 g N2 -----------
Luego, al despejar resulta que mteór¡ca=340 g.
Al final, calculamos la eficiencia de la reacción (%/?).
%/?=^^x100%=90%
3 4 0 g
, r
Aplicación 12
Se hace reaccionar 9,2 g ele sodio con suficiente cantidad de
ácido carbónico, H2C 03, y se obtienen 26,88 g de bicarbonato
de sodio, NáHC03i
H2C 0 3+N a ^ -N a H cb 3+H2
'4
v
¿
.c
| V
* & y Y
.
-
*
Determine el porcentaje de rendimiento de la reacción.
Dato: PA(uma): H=1; C~12; 0=16; Na=23
Resolución %
.
Analizamos la información:
• mNa=9,2 (consumido totalmente)
• mNaHC03=26,88 (rendimiento real)
Nos piden el porcentaje de rendimiento (%/?).
Calculamos la cantidad teórica (rendimiento teórico) en la
ecuación química balanceada usando la ley de proporción de­
finida.
-> 2NH3
34 g NH3
^teórica
2H2C 0 3+2Na
46 g
9,2 g
Al despejar resulta que ^ teórica=33,6 g.
■
» 2 NaHC03+1H2
_ 168 g
^ t e o r ía

407. Al final calculamos el porcentaje de rendlmien- Establecida la relación anterior, resuelva apli­
cando uno de los siguientes procedimientos o
métodos:
to {%R).
26,88 g
33,6 g
x 100% = 80%
5. RECOMENDACIONES PARA RESOLVER
PROBLEMAS DE ESTEQUIOMETRÍA
La teoría de estequiometría es corta y sencilla,
sin embargo, la dificultad está en la forma de
plantear la resolución de ejercicios y proble­
mas. Para facilitar esta actividad se recomienda
lo siguiente (no necesariamente es la secuen­
cia que siempre se debe seguir ya que cada
problema muestra su particularidad):
1. ° La ecuación química debe estar correcta­
mente balanceada. .
2. ° Identifique los datos del problema y las in-
cógnitas.
3. ° En los cálculos estequiométricos, utilice
la porción pura de la muestra, tanto para
reactantes como para productos.
4. ° Si en un problema existe el reactivo limi­
tante, los cálculos se realizan según su can­
tidad.
5. ° Todo cálculo estequiométrico involucra
las. cantidades teóricas, es decir, la eficien­
cia de reacción al 100%.
6.° Identifique el tipo de relación entre la in­
cógnita y el dato.
Estos tipos de relación pueden ser los siguientes:
masa (m) masa (m)
masa (m) mol (n)
masa (m) volumen de gas (V)
mol (n) mol (n)
mol (n) volumen de gas (10
volumen de gas (V) volumen de gas (V)
• Método 1:
Aplicamos la proporción geométrica.
• Método 2:
Aplicamos la regla de tres simple.
Aplicación 13
Para obtener una pequeña cantidad de hidró­
geno 7,2 g se desarrolla el siguiente proceso
químico:
Fe(S
) + HCI(ac) FeC *3(ac) + H 2(g)
Determine la masa, en gramos (g), de hierro
metálico consumido utilizando ambos métodos.
PA(uma): Fe=56 y H=1
Resolución
Primero se balancea la ecuación química por el
método de simple inspección.
Luego se identifica el dato; en este caso, la
masa de (7,2 g) y la incógnita (mFe).
Es decir, el tipo de relación es masa-masa.
2Fe + 6HCI — >2AICI3+3H2
2 mol 3 mol
. 2x56 g ------- 3x2 g
{ m Fe ----7,2 g
Finalmente, se realizan los cálculos estequio­
métricos empleando dos métodos (para com­
parar).

408. COLECCIÓN ESENCIAL
Método 1
Aplicamos la proporción geométrica conside­
rando la ley de Proust para la masa de Fe y H2.
m.Fe
m.
—
»
2x56 g 3x2 g
^ F e _7 ,2 g
56 3
•• ^pg~134,4 g
Método 2
La masa de las sustancias en una, reacción
química es una magnitud directamente pro­
porcional; es por ello que podemos utilizar la
regla de tres simple.
%
. ' a » r
¿ B r J
producirá / á fr ' /
112 g de Fe ------------ > 6 g de W'f ^
Aplicación 74
Para obtener 6,72 L de hidrógeno Fl2(g) en con­
diciones normales, se desarrolló el siguiente
proceso químico:
HCL^+Fe™ —
■
> H,/„A
+FeCI:
(ac) '-(s) ’2(g) 3(ac)
Determine la masa, en gramos (g), de hierro
metálico oxidado.
PA (urna): Fe=56; H=1
Reso lució n
Balanceando la ecuación química, enseguida
se identifican
=6,72 L
e=?
El tipo’de relación es masa-volumen.
mFe
7,2.;,
-> 7,2 g de H2
á *
J?
m r = — -x112 g de Fe
Fe 6
/r7Fe=134,4 g de Fe
Conclusiones
• Los dos métodos conducen a la misma res­
puesta.
• También se pueden emplear para otras
magnitudes (n, V, etc.).
• Para el presente material, la solución de
problemas se realizará mediante el méto­
do 2, debido a que el estudiante está más
familiarizado con el uso de la regla de tres
simple.
<
>
. #
•«
.%
✓ #o
H h
a
i j
6HCI(ac)+2Fe(s)
3 H2(g)+2 FeCl3(ac,
información
de la ecuación
informaci!
del probit
2 mol
produce
3 mol
2x56 g -------- »
Fe 6,72 y
3(22,4/)
m
producirá
Es decir, usando la regla de tres simple, des­
pejamos.
6,72x2x56 g .. _
= 3(22,4) - 11-29

409. Aplicación 15
Para obtener una pequeña cantidad de hidró­
geno, 0,6 mol de moléculas, se desarrolla la
corrosión del aluminio.
HCI+AI -> H2+AICI3
Determine la masa de HCI consumida.
PA (urna): H=1; Cl=35,5; Al=27
Resolución
Balanceando la ecuación química, se encuen­
tra la relación molar entre los participantes.
Se identifican
n(H2)=°,6 mol
m H c r?
El tipo de relación es masa (m)-cantidad de
moléculas (n).
6HCI +2AI -> 3 H2+2AICI3
6x36,5 g
(1 I orobíer m
3 rpA
0,6 vpá
Usando la regla de tres simple, despejamos.
6x36,5 gx0,6
mHG= =43,8 g
Antoine-Laurent de Lavoisier (París, 1743-1794)
Químico, biólogo y economista francés, considerado el creador de la química mo­
derna, junto a su esposa, la científica Marie-Anne Pierrette Paulze, por sus estudios
sobre la oxidación de los cuerpos, el fenómeno de la respiración animal, el análisis
del aire, la ley de conservación de la masa, la teoría calórica y la combustión, y sus
estudios sobre la fotosíntesis.
«r •
'-vj
j é .• -. ■
•

410. LEYES ESTEQUIOMÉTRICAS
I
Leyes ponderales (masas) Ley volumétrica
gases a
Py T: cte.
_____J
__
Ley de conservación
[ de la masa (Lavoisier) ¡
Ley de proporciones
definidas (Proust)
plantea que p'- r,*,>
,•
)
Cuando se combinan dos o
más elementos para, formar
un compuesto, siempre lo
hacen en proporción, en
masa fija o constante.
(y.-mp'c V ,
2Ca + 0 2 -» 2CaO
80 g 32 g 112 g
................. V
m H2 _ 4 _ 1
^o2' 32 8
2H2 + 0 2 2 H2O
4 g 32 g 36 g
En una reacción química
Smasa de masa de
reactantes -¿—
'productos
Ley de las relaciones
sencillas (Gay-Lussac)
Los volúmenes de las
sustancias gaseosas
que intervienen en
una reacción química
guardan una relación
sencilla y constante.
3H2(g)+1N2{g) 2NH3(g)
Las cantidades no están en proporciones definidas.
El reactivo limitante El reactivo en exceso
La máxima cantidad
de producto que se
formará
En menor proporción En mayor proporción
estequiométrica estequiométrica

411. Problema N.' 1
El metano (CH4) es el componente principal
del gas natural y es utilizado como combus­
tible según la siguiente combustión completa.
C H 4(g) + 0 2(g) C 0 2(g) + H 2°(G)
Al consumirse 100 mol de CH4, ¿cuántos moles
de H20 se producen?
A) 100
B) 50
C) 200
D) 300
E) 400
# ; %
Reoolución I ¿ s 'j v
Nos piden nHiQ.
Dato: nCHj =100 mol
Tipo de relación n-n
(número de mol-número de mol)
Luego, balanceamos la ecuación química dada
(no interesa el estado físico).
Problema N.° 2
Un hidróxido se neutraliza con ácido tal como
Fe(0H)3(ac)+HN03(ac) -> Fe(N03)3(ac)+H20 (()
Determine la cantidad de moles de HN03 puro
necesaria para neutralizar completamente
18 mol de Fe(OH)3 puro.
A) 18
B) 9
C) 36
D) 54
E) 20
Nos piden nHN03.
Dato: nFé(OH)3 =18 mol
Tipo de relación n-n
(número de mol - número de mol)
Luego, balanceamos la ecuación química dada
(no interesa que sea acuosa porque la usare­
mos en el cálculo de la porción pura).
CH4 + o2 —
^ co2+ h2o
. 1mprT - 2 molí " ;; |
100 rnpf • ^H-,o J J -1
" '
■
■
j ilFe(0H )3 +3HN03
L' 1 nr^fi -3 m olí
18 mpK nHN0j 1
—
> Fe(No3)3 + h 2o
Aplicamos la proporción
definida (ley de Proust).
Finalmente, despejamos nh^.
o=100(2 mol)=200 mol
Finalmente, despejamos nHN03
nHNor18 nnol)=54 mol
Clave Clave

412. Problema N.53
El zinc (Zn) fácilmente reacciona con el ácido
clorhídrico concentrado, HCI(ac), según
Zn(s)+HCI(ac) ~* ZnCI-j^^+H-
2(ac) 2(g)
Si se consumen 10 mol de zinc, calcule la can­
tidad de mol producida (total).
A) 40
D) 10
B) 5 C) 15
E) 20
Resolución
Nos piden nZr)Cl?+nH
2.
Dato: nZn=10 mol
....
X X
Tipo de relación: n -n ¡ %
(número de mol - número de mol)
Luego, balanceamos la ecuación química dada.
c
1Zn +2HCI -» ZnCU + H?
I ! i
1 moK ) mol — 1 moKL A^ a^ su
^ ... K r^ ronn
1 0 r c p ¡( -----n ZnCU bU rlet¡n¡c
El magnesio, Mg, es oxidado fácilmente por el
ácido clorhídrico concentrado, HCI(ac), según
M 9(s) + H C '(ac) M 9 c ,2(ac) + H2(g)
Si se oxidan 1,5 mol de magnesio, calcule la
masa de cloruro de magnesio, MgCI2, produ­
cida.
Masa molar (g/mol): Mg=24; Cl=35,5
A) 142,5 g B) 130 g C) 120 g
j D) 150 g E) 182,5 g
Nos piden la masa de MgCI2; entonces, de­
bemos calcular previamente su masa molar
(Áfl =EPÁ'(g/mol).
f ¡ MgCIjTM =1(24)+2(35,5) =95 g/mol
"V Dato: =1,5 mol
Tipo-de relación: m -n
(masa - número de mol)
Luego, balanceamos la ecuación química dada.
M= 95
Ahora, despejamos /?ZnC,2.
/7znci2=1° mol) =10 mol
Despejamos nHr
=10 (1 mol) =10 mol
Por lo tanto, la cantidad de mol producida
suma 20.
mol
n Mg+ HCI2 -> MgCL+ H-
mo
i n . / o ^ ( 9 5 4 r )
1,5 mpi /T7M„ rl '
'MgCI2
Finalmente, despejamos m
MgCI2‘
mMgCI2 1,5(95 g)=142,5 g
Clave Clave

413. s
Los metales alcalinos se oxidan con agua
H20 ({) como sigue:
N a (s) + H 2 °(í) N a 0 H (ac) + H 2(g)
Determine la masa de sodio oxidado que pro­
ducen 5 mol de hidrógeno (H2).
M(Na)=23 g/mol
A) 4 60 g
B) 115 g
C) 230 g
D) 150 g
E) 345 g
Resolución
Nos piden m(Na).
Dato: n(H
¡?)=5 mol
Tipo de relación: m -n
(masa - número de mol)
El zinc, Zn, es capaz de desplazar al metal de
A9 N 0 3(ac)' se9 ún
Zn(5)+AgN03(ilc) Zn(N03)2(ac)+Ag(s;
Si se consumen 195 g de zinc, calcule la canti­
dad de moles de AgN03 consumidos.
M(Zn)=65 g/mol
A) 6
B) 2
C) 3
D) 9
E) 12
: Nos piden nAgNOj.
j Dato: m(Zn)=195 g
Tipo de relación: n-m
, (números de mol - masa)
‘ vi é5
»
W
Luego, balanceamos la ecuación química dada.
Luego, balanceamos la ecuación química dada.
M= 65
mol
M= 23 g/mol
Na+ ¿H20 —
y
i
*
- 2 rrpí (23 g/rp<5l)
n i
Na
NaOH + H2
1 rp6
ppfol
■Simplificamos
launidad m
ol
Zn
["
r
f/o;|65
AgN03 -> Zn(N03)2+ Ag
1 9 5 /
mol
'AgN03
m
idao q am
Finalmente, despejamos mNa.
mNa=5(2x23g)=230 g
Finalmente, despejamos n
AgN03
195x2 mol
65
AgNOj*
= 6 mol
Clave Clave

414. Problema N.‘ 7 Problema N.* 3
La combustión completa de propano C3H8(g)
eS C 3H 8(g) + 0 2(g) C 0 2(g) + H 2°(
Determine la cantidad de mol de oxígeno,
0 2(g)/ necesaria para la combustión de 8,8 kg
de propano.
Masa molar (g/mol): C =12; H =1
El acetileno, C2H2(g), participa en un proceso
químico denominado combustión completa,
según
C 2H 2(g) + 0 2(g) C 0 2(g) + H 2°(í)
¿Cuántos litros de oxígeno, 0 2(g), se requieren
para transformar 80 L de C2H2(g)?
A) 100 B) 200 C) 400
D) 500 E) 1000
Resoludón
Nos piden n^ y
Dato: m c3H8 =8,8 k g x ^ 2;£
Tipo de relación:
n -m (número de mol -
Previamente calculamos la masa
C3H8M= 3(12)+8(1) =44 g/mol ^ ^
Luego, balanceamos la ecuación química dada.
M= 44-2-.
mol
V
C^Hg + 502 -> 3C02 +4H20
5 m olí . in„
>
8800/■ n°2 J
Considere presión y temperatura constantes.
A) 200
B) 2000
C) 100
D) 250
E) 500
p
Nos piden ^
!'« .4Dato: H =80 L
° Tipo de relación: V-V (volumen - volumen)
Luego, balanceamos la ecuación química dada.
C 2H 2(g)+ °2{g) C 0 2(g)+ H 2°(()
? y — s l
4o v0 ¡ }
Finalmente, despejamos nQ_
8800x5 mol
no? = 44
= 1000 mol
Finalmente, despejamos VQ .
/. t/O2=40x5L=200 L
Clave Clave

415. Problema N.‘ 9
En un motor de combustión se desarrolla el
siguiente proceso químico exotérmico:
CH4(g)+°2(g) -» C 0 2(g,+H20 (()+energía
Determine el volumen de metano, CH4(gy con­
sumido con 150 L de aire en las mismas con­
diciones de presión y temperatura. Considere
que la composición volumétrica del aire es
O2=20% y N2=80%.
A) 20 L
D) 80 L
B) 15 L C) 75 L
E) 100 L
' :
Resolución
Nos piden VC H .
• Dato: /a¡re=150 L
• Tipo de relación V - V (volumen-volumen)
%
M .
. ,.'4 v
w .-
.«
K
®
"
' %
í.»
X
Í‘;S
<
>
> c&
y'"
'W i
Luego, balanceamos la ecuación química dada
(no influye la energía liberada). ^
X , #
r-{lCH4(g)+ 0 2(g) -> C02(g)+2H20 (()
U 1
/ 2
/ •iiLd
ínijb
- d
V Ü (1 5 0 L )= 3 0 /
ch4 100
t--[_
<;ólev >
eutilizer
PO' -1e .Jifp
Finalmente, despejamos /CH4.
30x1 L
Problema N/ 10
A 850 °C, el amoniaco NH3(g) se oxida con el
oxígeno 0 2(g), según
N H 3(g) + 0 2(g) N2(g) + H2°(g)
Se consumen 120 m3 de oxígeno (0 2). Calcule
el volumen de N2(g) producido si la eficiencia
del proceso es de 80%.
A) 80 nf
D) 90 nr
B) 64 m; C) 50 rrr
E) 120 rrr
Resolution
Nos piden i/N real.
Datosi-
fi
ty ■
‘‘■vjís*’'
eficiencia del proceso=80%
V¿ 2=120 m3
fi,il? *
;♦ Tipo de relación: V-V (volumen - volumen)
LUego;balanceamos la ecuación química dada.
N H 3(g)+ °2(g) N2(g)+ H 2°(g)
3
/ 2/
120 m: V
^2 teórico
'/CH4 “ '
=15 L
Clave
Ahora, despejamos l/N teórico.
.. . , . 2 x 120 m3 on 3
VK, teorico=----------- =80 m3
Pero se recolectó el 80% de esta cantidad.
Z
W real=— (80 m3) =64 m3
n2 100
Clave
i

416. Problema N,”1
1
El zinc metálico, Zn, en forma de polvo fácil­
mente se oxida con ácido clorhídrico (HCI)(ac),
según
Z n (s) + H C I(ac) ZnC12(ac) + H2(g)
¿Cuántos moles de HCI se reducen (consu­
men) para obtener 89,6 L de H2(g) medidos en
condiciones normales (CN)?
A) 8
D) 4
Dfiuo? ; ' .
B) 16 C) 10
E) 5
Nos piden nHG (no incluye en el cálculo
el H20 a pesar de que la ecuación -indica
HCI(ac)=HCI.+ H20).
Datos
VH2=89,6L
CN (1 mol=22,4 L)
.Tipo de relación: n -V
(número de mol - volumen)
J r '
Luego, balanceamos la ecuación química dada.
r C
N ■
r{ lZn(s) + 2 HCI(ac) -> H2(g) +iZnCI2(ac)
L_ 2 mol
nHCI
2 2 ,4 /
89,6y
p¡ii. amos ¡a
foporüOfolirj¿Hl.
Finalmente, despejamos nHC{.
89,6x2 mol
nHCi 22,4
=8 mol
Clave
P r0 p l8 ffl3 N , iA
La fermentación de glucosa mezclada con
H20 (C
) es
C 6H12°6(ac) C 0 2(g) + C2H50 H (ac)
Si se sabe que el dióxido de carbono obtenido
ocupa 75 L medidos a 27 °C (300 K) y 1,64 atm,
¿cuántos moles de glucosa se consumieron?
A) 2,50
D) 6,50
.
B) 4,50 C) 5,25
E) 1,25
Nos piden nc H 0 (no ‘nc'uye H20).
Datos: /C02 =75 L a 7=300 K y 1,64 atm
El tipo de relación no puede ser n -V ; enton­
ces, usamos PV= RTn para C 02.
, PVY 1,64x75 r
: RT 0,082x300
Tipo de relación n-n
(número de mol - número de mol)
Luego, balanceamos la ecuación química dada.
í ‘ C 6H12°6(ac) C 0 2(g)+ C 2H5O H (ac)
I i l . . . . . . . .
1 * 1 mol 2 mól
c 6h12°6
5 rp¡6
Finalmente, despejamos n
^
-
6^12^6’
n,
5x1 mol
C6H12°6
=2,5 mol
Clave

417. -TQkmi]firsTi
Problema N/ 13
Al calentar el bicarbonato de sodio, NaHC03(s),
se descompone químicamente.
NaHC03(s) -» Na2C 03(s)+C 02(g)+H20 (g)
Calcule el volumen de C0 2^, medido a 57 °C
(330 K) y 936 mmHg, producido al descompo­
nerse 8 mol de bicarbonato de sodio.
El calcio metálico, Ca(s), se combina con oxíge­
no, 0 2, como sigue:
C a (s) + 0 2(g) C a 0 (s)
A partir de 720 g de calcio, ¿cuántos gramos
de óxido de calcio, CaO(s), se obtienen?
Datos: Ca(M=40 g/mol) y CaO (M=56 g/mol)
A) 100 L
D) 176L
bidó: i
B) 126 L C) 156 L
E) 186 L A) 980
D) 1100
B) 940 C) 1008
E) 1050
y rn , medido a .
Nos piden < co2 X X
7=330 Ky P=936 mmHg
Dat0: nNaHC03=8 mo1
% m
*? m w a
i .¿x a
En este tipo de problema se establece primero
la relación n-n usando el coeficiente.
Nos piden mCa0.
Dato: /
tv =720 g
Tipo de relación: /r?-m
íl
Ó
. ¿
0
' ' ■
{
>
'
' ___
Usaremos masa molar (M).
Luego, balanceamos la ecuación química dada?..
%
Luego, balanceamos la ecuación química dada.
NaHC0 3^ —
> Na2C0 3^ + C0 2^+ H20 (g
>
2 rpé
8 rf¡6
Ahora, despejamos.
2 mol í
nco2
M=40
mol
M= 56
mol
C a (s)+ °2(g ) -* C a 0 (s)
2 ,F élx40^ ¡
8 x 2
nco2 nco2 " 2
=8 mol
720 g mCaO
Finalmente, para el volumen usamos PV=RTn
(en las unidades apropiadas).
RTn 6 2 , 4 x 3 3 0 x 8 ^
936
Finalmente, despejamos mCaO•
m,CaO
_ 2x56x720 g
2x40
=1008 g
Clave Clave

418. ?i'f: m e v $ r •
Los peróxidos fácilmente se descomponen, tal
como el peróxido de sodio, NaH2(sy
N a2°2(s) N a2°(s) + 0 2(g)
¿Cuántos gramos de peróxido de sodio, Na20 2(s),
se deberán descomponer para obtener 310 g
de óxido de sodio, Na20?
Datos: Masa molar (M): Na20 2=78 g/mol;
Na00=62 g/mol
El ácido nítrico tiene diversas aplicaciones a
nivel industrial. Una forma de obtenerlo es la
siguiente:
N H 3(g) + 0 2(g) H N 0 3+ H 20 (i)
Si se utilizan 102 g de NH3 y 320 g de 0 2, de­
termine la masa máxima de HN03 que se ob­
tiene. PA(uma): N=14; H=1 y 0=16
A) 315 g
D) 252 g
B) 126 g C) 378 g
E) 189 g
A) 340
D) 390
•.i- ■
; i. .1:.!
B) 350 C) 400
E) 450
Nos piden mHN03.
Nos piden la masa de Na20 2 utilizada para el
propósito, es decir, mNa20 2. í
Datos
i
w /
Dato: /77Na2O =310 g
Tipo de relación: m -m (masa
Luego, balanceamos la ecuación química dada.
M= 78
mol
M= 62
g i», ,0
__ %.
mol
mo2 =320 g
mm ^=W2 g, primero identificar el
o, reactivo limitante (RL)
: % ... g
Tipo de relación: m -m (masa - masa)
A Luego, balanceamos la ecuación química dada.
M=17 g/mol M=32 g/mol M=63 g/mol
n h 3 + o 2 -> h n o 3 + h 2o
Na2Q2 —
> Na20 + 0 2
’2 2
i •
■ 2 mol
2x78 g
mNa20 2 ■
2 mol
2x62/
3 1 0 / J
17 g 2 x 3 2 / 63 g ]
Dato: 102 g 3 2 0 / mHNOj
Despejamos m
mHN0 3
HNO3
h n o 3-
_320x63 g
2x32
mUM
O -315 g
Despejamos mN
a2o2-
310x2x78 g „
2 x 6
~ =390 g
Hallamos la razón (R).
n 320 g c
Rín =—
— - =5 menor=RL
(02) 64 g
^Usamos solo
^esta cantidad
¿ _ 102 g
<
nh3)“ 17 g
= 6
Clave Clave

419. Problema N.’ 17
Se combustionan 960 g de lignito, el cual con­
tiene 70% en masa de carbono.
C(s)+0 2(g) -» C0 2(g)
Determine el volumen de dióxido de carbono,
(C0 2(g)), producido medido en condiciones
normales.
Masa molar (M): C=12 g/mol
A) 1260,4 L
D) 1210 L
Resolución
Nos piden Vco .
B) 1500 L C) 10 00L
E) 1254, 4 L
X
Dato: 960 g de lignito que es carbono con im-
;; ... «sF ¿¡ffp (4
'v '5
pureza. 1 M»
W
i-f
100
/
Liqmtü % ¡j o
Tipo de relación:
ACN (22,4 L =1 mol)
Luego, balanceamos la ecuación química dada
en la que usaremos la masa pura del carbono.
M=12 g/mol
1C(S) + í0 2(g) ‘C0 2(g)a CN
1 mol
12/
6 7 2 /
l
1 mol
22,4 L
V,co2
njiiu. ¡J
/|.)CTC:Cr ,llirjDd
Finalmente, despejamos v
672x22,4 L
^co2 “ 12
= 1254,4 L
Clave
• <
-
'n
;VJi.iU.-f(«in i l , ICí
El hierro se puede extraer a partir de su óxido
mediante el siguiente proceso:
Fe2°3(s) + C O (g) Fe(s) + C 0 2(g)
A partir de 400 kg de la muestra que contiene
Fe20 3(S
), se obtiene 134,4 rrr de C02 medido
en condiciones normales. Determine el por­
centaje de pureza de Fe20 3 en la muestra.
Masa molar (M): Fe20 3=160 g/mol
1 m3=103 L
A) 60%
B) 85%
C) 80%
D) 45%
E) 90%
Resolución
Como nos piden el porcentaje de pureza,
debemos calcular la masa de Fe20 3 en la
muestra.
l/co2 =134,4 m3 a CN
• Dato: VC0) igual a CN
• Tipo de relación: V-m
(volumen - masa)

420. Luego, balanceamos la ecuación química dada.
M=160 g/mol
r{lF e 203+3C0
i
1 mol
160 g
m
Fe2°3
Despejamos mF 03.
134,4x 103x 160 g
ACN
(g) C 0 2(g)+ Fe(s)
3 mol
3(22,4^
134,4x103
/
m.FeoO
2U3 3(22,4)
r 1 kg
=320x103g=320 kg
% pureza= 320 kg x 100% =80% r ' "
400 kg %
f M/W
Clave:
Problema N/ 19
La celda de combustible x utiliza gas hidróge-
no, H2(g), donde la reacción neta es
H 2(g) + °2(g) ^ H 2°(C)
A partir de 40 g de H2, determine la masa de
agua producida si la eficiencia del proceso es
del 60%.
Masa molar (M): H2=2 g/mol; H20=18 g/mol
A) 216 g
B) 360 g
C) 320g
D) 300g
E) 200 g
Resolución
Nos piden la masa de H20 (rendimiento real),
es decir, real.
Dato: mH2 =40 g
% rendimiento =60%
Tipo de relación: m -m (masa-masa)
Luego, balanceamos la ecuación química dada.
M=2 g/mol M=18 g/mol
—
>
°2(g) + H 2 (g)
2 x2 g
60 ^
H2^(v)
2x18 g
40 g m
100j
eficiencia=% rendimiento
H20 Real
m H20 real
60_
_100
x40x2x18 g
2 x 2
= 216 g
C la v e
Problema M
.‘ 20
La neutralización es un proceso químico tal como
HCI(ac)+Ca(0H)2(S
) Ca(2l2(ac)+H20 (f)
Determine la masa de HCI(ac), al 20% en masa,
capaz de neutralizar 3,7 g de Ca(OH)2(s).
Masa molar (M): HCI=36,5 g/mol;
Ca(OH)2=74 g/mol
A) 16,25 g
B) 28,50 g
C) 8,25 g
D) 3,65 g
E) 18,25 g

421. Resolución
Para una mejor interpretación, realizamos el
siguiente esquema:
3,7 g Ca{OH)2(s)
.o
HCI
H20
20%
•80v
ó
CaCI-
H20 ¿
y
mH C I (ac)
Incógnita: -
La ley de Proust se aplica para
sustancias y no directamente;
para las mezclas. O
Dato: mCa<OH); =3,7g
Tipo de relación: m - m (masa - masa)
Luego, balanceamos la ecuación química dada.
¡bien
En la planta de producción de hierro, se cum­
ple que
Fe2°3(s) + C O (g) Fe(s)+ C 0 2(g)
¿Cuántos kilogramos de hierro se producen al
oxidarse 336 kg de monóxido de carbono (CO)?
PA (urna): Fe=56; 0=16; C=12
A) 448
B) 224
C) 112
D) 336
E) 560
Nos piden mFe.
Dato: m(COp336 kg
Tipo de relación: masa -masa
M=36,5
mol
M=74
mol
H2 HCI(ac) + 1Ca(OH)? CaCI,,^+ H,0„
“ 2(ac) 1‘2w(t)
•2 mol puro 1 mol
2x36,5 g — 7 4 /
20 1
m.
1 0 0 / " HCI(ac) 3'7^
C o i r e m o n d e a la
p o r c i ó n p u r a
Despejamos y obtenemos
100 3,7x2x36,5
" M a c u l ó * 74
" H c u - ^ g
Clave
Luego, balanceamos la ecuación química dada.
Fe20 3+ CO —
> Fe+ CO-
3 x 2 8 / -----2 x 5 6 /
336 kg - mFe
Finalmente, despejamos.
2x56x336 kg . .
mfe ~ 3x28 ~ 448 kg
Clave

422. COLECCIÓN ESENCIAL
. '"‘
J ■
■
x '-2' ¡-
"
'T‘l *
Lumbrei-as Editores
Problema N.* 22
El ácido ortofosfórico, H3P04, por neutraliza­
ción con KOH se transforma en fosfatoácido
potásico, K2HP04; además, H20. Para neutrali­
zar completamente 5,4 mol de KOH, determi­
ne la cantidad de H3P04 necesaria.
A) 2,4 mol
B) 2,7 mol
C) 5,4 mol
D) 1,8 mol
E) 0,9 mol
Resolución
Nos piden n^pQ^.
Dato: nKOH=5,4 mol
Tipo de relación: n-n
Problema N. 23
Al calentar lo suficiente el clorato de potasio,
KCI03(s), se descompone
KCI03(s) -> KCI(s)+0 2(g)
¿Cuántos moles de KCI03 se descomponen
para obtener 9,6 kg de oxígeno, 0 2, producido?
PA (urna): K=39; Cl=35,5; 0=16
A) 50 mol B) 100 mol C) 200 mol
D) 300 mol E) 400 mol
Nos piden nKCI03.
"(o
Dato: ml
n
>
=9,6 kg y ------ =3600 g
Tipo de relación: m-n
amJ
Luego, escribimos y balanceamos la ecuación
química de neutralización.
:
2 KOH + 1H3P04 —
> iK2HP04+ H20
Luego, balanceamos la ecuación química dada.
2KCKX—
> KCI+ O-
orob ;J
T ▼
2 jyr6Í — 1 mol
5,4 mol — tiHjP04
Aplicamos
!«
i propurtior
2 mol
'kcio,
3 x3 2 ^
9600^
Finalmente, despejamos,
5,4x1 mol
nh 3po4
2,7 mol
Clave
Finalmente, despejamos.
9600x2 mol
KCIOg
3x32
- =200 mol
Clave

423. Finalmente, despejamos.
Durante la fotolisis, ocurre el siguiente cambio
químico:
H2°2(ac) °2(g) + H2°(f)
Se obtiene 4 mol de 0 2(g). ¿Cuántos gramos
de la mezcla acuosa al 16 % de H20 2 sufre fo­
tolisis?
PA (urna): H=1; 0=16
A) 272 B) '323 C) 850
D) 1700 E) 425
m m e zd a ~
100x272 g
16
= 1700 g
Clave
En la combustión completa de 2,4 mol de eta-
nol, C2H5OH, ¿cuántos mol de oxígeno 0 2 son
necesarios?
A) 1,8 B) 3,6 C) 9,6
D) 4,8 E) 7,2
Nos piden la masa de la mezcla.
/ ¿ : A
Dato: n(02)=4 mol |
Tipo de relación: m-n ' ‘ Nos piden n0¿.
^ ‘ .v
.*: 1 V.■
C
;; Dato: nc H0H=2,4 mol
Luego, balanceamos la ecuación química dada. 7 5
Tipo de relación: n-n
■
' ■
■
y
' v
- •
'
Luego, escribimos y balanceamos la ecuación
química de la combustión completa, donde se
produce C 02 y H20.
C2H5OH + 0 2 —
> C 0 2+ H?0
1 rp á ----- 3 mol
h 2o 2 —
> o 2+ h 2o
I
2x34 g — 1
™h2o2------ 4
mH2o2=4 x2 x3 4 g=272 g
Analizamos la mezcla.
H2°
h 2o 2 272 g -
^mezcla
KOMont.i¡
- 16%
~ 100%
Finalmente, despejamos.
n0 i=2,4x3 mol=7,2 mol
Clave
A

424. El ácido nítrico se puede obtener según la
reacción química:
° 2(g) + N H 3(g) ^ H N 0 3(e) + H 2°(e)
Para consumir 60 m3 de oxígeno (02), calcule
el volumen de amoniaco (NH3) necesario en las
mismas condiciones de presión y temperatura.
Se tiene la neutralización ácido-base
K0H(ac)+H2S04,ac, -» K2S 0 4(ac)+H20 (t)
Determine la eficiencia de la neutralización si a
partir de 61,25 g de H2S04(ac) al 80% de pure­
za, experimentalmeníe, se obtiene 0,3 mol de
k2so 4.
PA (urna): H=1; S=32; 0=16
A) 120 m3
B) 60 m3
C) 30 m3
D) 15 m3
E) 45 m3
¡tildó!
Nos piden Vm
Dato: VO2=60 m;
A) 40%
D) 70%
B) 50%
0/
/O
C) 60
E) 80%
th
Tipo de relación: V -1
/
Luego, balanceamos la ecuación química dada.
Nos piden la eficiencia para producir K2S04.
e . . rendimiento real
eficiencia =----------------------x100% (*)
rendimiento teórico
Datos;
O
Q
c
-
n =61,25 gx — =49 g
• H2so4 j ioo
K2S04(real)
_________ ?
=0,3 mol
.■ fó S O .; (teórico)
Relación: n - m
Balanceamos la ecuación química dada.
°2(9, + NH3(g) -» HNO, + H20
i ■
2/ ------1/ [
60 m3— yNHj
Finalmente, despejamos.
=
60 rrr
30 m3
Clave
KOH+ H,S04 -> K2S04 + H ,0
I I
i- i
98 g ------- 1 mol
49 g n K2S 0 4(teór,co)
n K 2 S O 4(teó rico ) = 0 ' S m o >
En (*)
eficiencia =— x 100 %= 60 %
0,5 mol
Clave
!

425. Para obtener acetileno, C2H2^, se desarrolla el
siguiente proceso químico:
H20 (í)+CaC2(s) -> C2H2(g)+Ca(OH)2(ac)
Determine la cantidad de moles de acetileno
producido a partir de 160 g de CaC2(s) al 80%
de pureza.
PA(uma): C=12; Ca=40
A) 1 mol B) 2 mol C) 3 mol
D) 4 mol E) 5 mol
La turba es un material orgánico, de color par­
do oscuro y rico en carbono. Está formada por
una masa esponjosa y ligera en la que aún se
aprecian los componentes vegetales que la
originaron. Se emplea como combustible y en
la obtención de abonos orgánicos. Conside­
rando la combustión de 220 kg de turba cuya
composición es 60% de carbono, calcule la
masa de C02 que se ¡ibera a la atmósfera.
C (s) + 0 2(g) C 0 2(g)
PA (urna): C=12; 0=16
Nos piden .
Datos: CaC2(¡mpuro)
=160 g
Porcentaje de pureza
Tipo de relación: n-m
Luego, balanceamos la ecuación químic
%, v /
%S i
H20 + CaC2 —
^ ^
*2^2"*
* Ca(OH)2
64/g
s¡)1
6
0
>
1 mol
'c2h2
A) 484 kg B) 806 kg C) 403 kg
D) 560 kg E) 490 kg
-Cí*
1 íjf' ’ ^
Nos piden la masa de C02 producida.
l.# a"
Datos: masa de turba=220 kg; porcentaje de
pureza=60%
Tipo de relación: masa-masa
Hallamos la masa de carbono puro, es decir,
la masa pura.
Finalmente, despejamos.
128x1 mol
nCM
2n 2 64
= 2 mol
Clave
mpura=60% (220 kg)
mpU
ra=|^ <220 kg)
m pura=132 k9

426. .
■
La ley estequiométrica se aplica con 132 kg de
carbono.
W-12 M=44
lC (s) + 0 2(g) C 0 2(g)
12 g C --------- 44 g C 02
132 kg C ---------- mco2
Finalmente, despejamos.
/7
7
co2=484 kg
Clave
A nivel industrial, el amoniaco, NH3,.se obtiene
por el proceso de Haber-Boscb;:el nombre se
debe a los químicos que lo idearon: Fritz Ha-
ber y Cari Bosch. Este proceso es el resultado
de la combinación entre el nitrógeno, N2
<y el
hidrógeno, H2. Esta combinación ocurre con
lentitud, dado que necesita gran cantidad de
energía de activación como consecuencia de
la estabilidad química del nitrógeno. Esto hace
que el rendimiento porcentual sea del 54%.
A partir de 56 kg de nitrógeno, N2, determine
la cantidad de moléculas de amoniaco, NH3.
N2+H2 —
* NH3
PA (urna): N=14; H=1
A) 4000 mol B) 2400 mol C) 3000 mol
D) 3600 mol E) 2160 mol
Nos piden la cantidad de moléculas de amo­
niaco, NH3, producido.
Datos: masa de nitrógeno (N2)=56 kg (56 000 g)
rendimiento porcentual=54%
Tipo de relación:
cantidad de moléculas (n) - masa (m)
Utilizando la ecuación química balanceada,
hallamos la masa teórica de NH3 producida.
N2 + H2 -> n h 3
28 g N2 ----- 2 mol de moléculas.de NH3
56 000 g Nj ------- " te6ricaNH3
: ' f '
-
-
-
-
"
•
i I X J
Despejamos.
^teóricaNH3=4000 mol
Luego, determinamos la cantidad de molécu­
las reales de NH3.
n realN H S= 5 4 % (4 0 0 0 m o D
-» "real1
^ ^ <4000 mol)
nrea|NH3=2160 mol
Clave

427. El propano, C3H8(g), es el componente
principal del gas licuado de petróleo (GLP).
Si se sabe que durante la combustion ocu­
rre que
C 3H 8(g) + 0 2(g) C 0 2(g) + H 2°(C)
¿cuántos moles de oxígeno, 0 2(gy fueron
necesarios para la combustión de 50 mol
de C3H8?
A) 50 B) 100 C) 150
D) 200 E) 250
Un ácido se neutraliza con hidróxido tal
corno se muestra.
H 3P04(ac) +KOH(ac) —
>
Determine la cantidad de mol de KOH ne­
cesaria para neutralizar 12 mol de H3P04.
A) 12 B) 3 C) 4
D) 36 E) 1
El magnesio metálico, Mg(s), se corroe al
instante con ácido clorhídrico concentrado
HCI(ac) según
H C ,(ac) + M 9 (s) M 9 C l2(ac) + H 2(g)
Al consumirse 16 mol de HCI (sin conside­
rar el agua de la mezcla acuosa), determine
la cantidad total de mol de sustancia pro­
ducida.
La cinta de zinc, Zn(s), es oxidada por el áci­
do sulfúrico concentrado, H2S04(ac), según
z n(S
)+H2S0 4(ac) —
> ZnS0 4(ac)+^2(g)
Al oxidarse 2,5 mol de zinc, determine la
masa de sulfato de zinc, ZnS04, producido.
Masa molar (g/mol): Zn =65; S =32; 0 =16
A) 241,5 g
B) 402,5 g
C) 563,5 g
D) 315,5 g
E) 210,5 g
Los metales alcalinos del grupo IA se oxi­
dan fácilmente con agua líquida tal como
K(s)+ -4 K 0 H (ac) + H 2(g)
Determine la masa de potasio, K(s), oxidado
con 6 mol de agua H20 (().
M(K) =39 g/mol
A) 234 g B) 117 g C) 78 g
D) 156 g E) 195 g
El zinc metálico, Zn, es capaz de desplazar
al metal de CuS04(ac) según
Zn(S
)+CuS0 4(aC
) —
> ZnS0 4(ac)+Cu(S)
Si se consumen 260 g de zinc metálico,
calcule la cantidad de mol de ZnS04 pro­
ducido.
M(Zn) =65 g/mol
B) 5
A ) 8
D ) 3 2
B) 10 C ) 1 6
E ) 2
A ) 4
D ) 7
C ) 6
E ) 8

428. La combustión completa de butano, C4H10(g),
es C 4H 10(g) + O 2(g) C 0 2(g) + H 2°(f)
Determine la cantidad de mol de oxíge-
n0, ^2(g)' necesario para la combustión de
2,32 kg de butano.
Masa molar (g/mol): C =12; H =1
A) 26 B) 260 C) 130
D) 13 E) 52
El acetileno, C2H2(g), participa en un proce­
so químico y genera calor, lo que se deno­
mina combustión completa.
C 2H 2(g) + 0 2(g) C 0 2(g) + H 2 ° (C)+ Ca!°r%
¿Cuántos litros de C2H2(g) se consumen
para obtener suficiente cantidad de calor y
3 m3 de C 02(g)? Considere presión y tem-
peratura constantes.
A) 3 m3 B) 6 m3
D) 5 m3
9. En un motor de combustión interna se uti­
liza metano para la combustión completa.
C H 4(g) + 0 2(g) C 0 2(g) + H 2°(C) + Calor
Determine el volumen de metano, CH4(g),
por minuto, al consumirse 30 L de aire, por
minuto, a presión y temperatura constantes.
Considere la composición volumétrica de
aire en O2=20% y N2=80%.
C)' 1,5 rrr
E) 2 m3
A) 3 L/min
B) 6 L/min
C) 12 L/min
D) 1,5 L/min
E) 5 L/min
A cierta temperatura, el amoniaco, NH3(g),
se oxida como sigue:
N H 3(g) + 0 2(g) —
> N 2(g) + H 2°(g)
Al consumirse 100 m3 de amoniaco, NH3(g),
calcule el volumen de N2(g) producido si la
eficiencia del proceso es de 75%.
A) 50 m3
B) 60 m3
C) 37,5 m3
D) 20 m3
E) 45,5 m3
íA Se sabe que la combustión completa del
pentano, C 5H 12(g)' es
^5H12(g)J ;P 2(g) (- <
-) 2(g) + H 2^(0
Determine el volumen de agua, H20 (f),
producido al combustionar 10 mol de pen-
■
taño. CsH12(g).
Masa molar (g/mol): C=12; H=1
HpO,mdensidad =—
2 (í) mL
A) 1080 mL B) 972 mL C) 1026 mL
D) 756 mL E) 540 mL
12. En un motor de combustión se desarrolla
el proceso químico exotérmico
C 2H 6(g) + 0 2(g) C 0 2(g) + H 2°(C) + ener9 Ía
Determine el volumen de aire necesa­
rio para la combustión de 14 L de etano
C2H6(g) en las nnismas condiciones de pre­
sión y temperatura.
Considere que la composición volumétrica
de aire es O2=20% y N2=80%.
A) 245 L B) 49 L
D) 98 L
C ) 6 2 L
E ) 1 9 6 L

429. 13. A 800 °C, el amoniaco NH3(g) se oxida con
oxígeno 0 2(g) según
°2 (g ) + N H 3(g) -> N 2(g) + H 2°(g )
Al consumirse 200 m3 de amoniaco,
NH3<
9>
' calcule el volumen que ocupa la
mezcla de los productos obtenidos en las
mismas condiciones de presión y tempera­
tura. Considere una eficiencia de 7 5 %.
A) 400 m3
B) 300 m3
C) 350 m3
D) 380 m3
É) 250 m3
14. El sodio metálico, Na(s), fácilmente se oxi­
da con ácido fosfórico, acuoso H3P04(at)
según
N a (5) + H 3P04(ac) -> N a 3P 0 4(ac) + H 2(g)
¿Cuántos moles de H3P04 puro se reducen
para obtener 134,4 L de H2(g) medido en
condiciones normales (CN)?
16. Al calentar bicarbonato de sodio, NaHC03(s),
se descompone químicamente.
NaHC03(s) -> Na2C 03(s)+H20 (g)+C02(g)
Calcule el volumen que ocupa la mezcla de
los productos gaseosos medidos a 127 °C
y 0,6 atm al descomponerse 6 mol de
NaHC03.
A) 328 L B) 164 L C) 492 L
D) 246 L E) 280 L
17. El magnesio metálico, Mg(s), se combina con
oxígeno, 0 2, según
M9(s)+ 02(gl -> MgO(s)
¿Cuántos gramos de magnesio metálico se
oxidan para obtener 320 g de óxido mag­
nésico, MgO?
Dato:
PA(uma): Mg=24; 0=16
A) 72 B) 96 C) 120
D) 140 E) 192
A) 1 B) 2 C) 4
D) 5 E) 8
15. La fermentación de glucosa disuelta en
agua C6H120 6(ac) es
»
C 6H 12° 6(ac) C 2H 5O H (ac) + C 0 2(g)
Determine el volumen de C 02(g) produci­
do, medido a 1248 mmHg y 27 °C, al con­
sumirse 2 mol de C6H120 6 puro.
iü . lo s peróxidos se descomponen tacilmen
te, tal como lo hace el peróxido de potasf
K20 2(s).
K2 °2 (s) °2(g ) + K2°(s)
¿Cuántos gramos de óxido de potasio,
K20 (s), se producen al descomponer 330 g
de peróxido de potasio, K20 2(s)?
Dato:
PAfuma): K=39; 0 =16
C ) 5 0 L
E ) 8 0 L
A ) 9 4
D ) 3 7 6
A ) 2 0 L
D ) 6 0 L
B ) 4 0 L B ) 1 8 8 C ) 2 8 2
E ) 2 3 5

430. COLECCIÓN ESENCIAL
i- -v . v >
>■M¿Mm
Lumbreras Editores
19. El ácido nítrico, HN03, tiene diversas apli­
caciones en las industrias y se puede obte­
ner por el siguiente proceso químico:
N H 3(g) + 0 2(g) H N 0 3(()) + H 2 °({)
Al reactor ingresan simultáneamente 7 mol
de amoniaco, NH3, y 480 g de oxígeno, 0 2.
Determine la masa de ácido nítrico produ­
cido.
PA(uma): N=14; H=1; 0=16
A) 252 g B) 378 g C) 315 g
D) 441 g E) 504 g
22. Una celda de combustible utiliza gas hi­
drógeno y a la vez gas oxígeno; el proceso
ocurre simultáneamente, pero por separa­
do, y la reacción neta es
°2(g ) + H 2(g) H 2°(ü)
¿Cuántos gramos de H2(g) se consumieron
al producirse 720 mL de H20 (e) si la eficien­
cia del proceso es 64 %?
PA(uma): H=1; 0=16
A) 80 B) 125 C) 51,2
D) 62,5 E) 84,5
2.0. Se combustionan 840 g de antracita que
contiene 90% en masa de carbono.
7 C (s) + 5 0 2(g) 2(“0 (g)+5CQ2(g)
Determine el volumen que ocupa la mez­
cla de los productos medidos en condicio­
nes normales (CN).
PA(urma): C=12; 0=16
A) 1411,2 L B) 1344,2 L C) 1250,2 L
D) 1800,2 L E) 1082,2 L
.0
V.'-; ;
21. En una planta siderúrgica, el hierro, Fe, se
obtiene por el siguiente proceso químico:
23. La neutralización es un proceso químico
exotérmico, tal como
Mg(OH)2(s)+HCI(ac)
MgCI2¡|^ H 20 (()+energía
7 v Determine la masa de hidróxido de mag-
nesio necesario para neutralizar completa-
%nente 3650 g de HCI^c) al 16% de pureza.
PA(uma): Mg=24; H=1; 0=16; 0 =35,5
A) 420 g
D) 464 g
B) 440 g C) 520 g
E) 580 g
Fe 2(-) 3(s) + (“ (-)(g) F e (s) + <
^(-)2(g) 27. Para neutralizar la solución de ácido clorhí-
Para reducir completamente 500 kg de
muestra que contiene Fe20 3 se utilizó
201,6 m3 de CO(g) medido en condiciones
normales. Determine el porcentaje de
pureza de Fe20 3 en la muestra.
PA(uma): Fe=56; 0=16; C=12
1 m3=1000 L
drico al 22,5% en masa se utilizan 180 g de
Mg(OF1)2(s) al 90% de pureza, según
Mg(OH)2(s)+HCI(ac) -> MgCI2(ac)+H20 {f)
Determine la masa de la solución de ácido
clorhídrico utilizado.
M(g/mol): Mg=24; H=1; 0=16; 0=35,5
A ) 9 6 % B ) 9 4 % C ) 9 2 %
D ) 9 0 % E ) 8 8 %
A ) 1 2 8 , 7 g B ) 9 0 6 , 2 g C ) 2 4 0 , 5 g
D ) 3 5 2 , 8 g E ) 5 1 0 , 2 g

431. 25. En la electrólisis de agua acidulada, la re­
acción neta es
H 2°(C) °2(g) + H 2(g)
Determine el volumen de H20 ^ consumi­
do para obtener 29,8 L de 0 2^ medidos
a 25 °C (298/C) y 4,1 atm. Considere que la
eficiencia del proceso es 80%.
PA(uma): H=1; 0=16
H2° ( í) 0 = 1 9/mL
28. En una de las etapas de la obtención del
ácido sulfúrico ocurre el proceso
H 2S2 °7 + H 2 ° -> H2S 0 4
¿Cuantos kilogramos de H2S04 al 70% de
pureza se obtienen pór cada 27 kg de H20
consumido?
Masa molar (g/mol): H20=18; H2S04=98
A) 420 B) 294 C) 205,8
D) 400,8 E) 180,8
A) 180 mL B) 300 mL C) 200 mL
D) 250 mL E) 225 mL
26. En la electrólisis del cloruro de sodio fun-
dido, NaCI(0, a 801 °C se consumió 1170 g
de NaCI(¡).
NaCI(g) -» Na(0+CI2(g)
Determine la masa de sodio líquido produ­
cido. Considere que hay 80% de eficiencia.
PA(uma): Na=23; 0 =35,5
•m,
A) 460 g B) 575 g C) 368 g
D) 340 g E) 415 g
27. En el proceso de oxidación del H20 acidu­
lada
2H20 (() -> 0 2(g)+4H(
1a
+
c)+4e-
se liberan 10 mol de oxígeno gaseoso,
O-,, , ¿Cuántos moles de electrones se
¿
(
g
)
p ro d u cen en la oxidación?
29 Considerando el enunciado de la ley de
conservación de masa, indique las propo­
siciones correctas.
I. El numero de moles de reactantes es
necesariamente igual al número de
moles de productos.
II. La masa de los reactantes es igual a la
masa de los productos.
III. Se cumple en todo tipo de proceso
químico.
A) solo I B) solo II C) solo III
D) I y II E) II y III
30 La obtención de metales a partir de sus
compuestos comprende varias etapas. En
la obtención del hierro, en una de las eta­
pas se cumple que
C O (g)+ Fe 2°3(s) Fe(s)+C 0 2{g)
¿Cuántos kilogramos de hierro se produ­
cen por cada 320 kg de trióxido de dihierro
consumido?
PA(uma): C=12; O =16; Fe=56
C ) 3 0
E ) 5 0
A ) 4 4 8
D ) 3 3 6
A ) 1 0
D ) 4 0
B) 20 B) 672 C ) 2 2 4
E ) 1 1 2

432. 31. El ácido fosfórico, H3P04, por neutrali­
zación con NaOH se transforma en una
oxisal Na2HP04, además, H20 para neu­
tralizar completamente 1,20 mol de ácido
fosfórico, H3P04. Determine la cantidad de
NaOH necesario.
A) 1,20 mol
B) 2,40 mol
C) 3,60 mol
D) 1,80 mol
E) 4,80 mol
32. El potasio, K(s), es muy reactivo coh agua
líquida. /
k(s)+h 2o (
K 0 H (ac);+ H 2(g) ^
Si en el proceso se consume 0,4 mol de
potasio, ¿cuántos litros de hidrógeno me­
didos en condiciones normales se produ­
cen como máximo? ’%!'
PA(uma): K=39; H=1; 0=16
A) 2,24 B) 4,48 C) 5,60
D) 1,12 E) 6,72
33 . Al calentarse el clorato de potasio se des­
compone:
KCI03(s) -> KCI(s)+0 2(g)
¿Cuál es la masa expresada en gramos de
KCI03 consumido por cada 12 mol de oxí­
geno producido?
PA(uma): K=39; Cl=35,5; 0=16
A) 980
D) 122,5
C) 245
E) 506
La luz favorece la descomposición del pe­
róxido de hidrógeno, por lo que debe con­
servarse en envases opacos. En el caso de
la descomposición ocurre:
H 2°2(ac) H 2°(fi) + 0 2(g)
A partir de 1020 g de mezcla acuosa al
20% de H20 2, ¿cuántos mol de oxígeno se
obtiene?
PA(uma): H=1; 0=16
A) 3 B) 4 C) 5
D) 6 E) 7
3; En la combustión completa de 4 mol de
propano, C3H8, ¿cuántos mol de combu­
rente 0 2 son necesarios?
# ^ A ) 5
p .3: 0/15
■
D
) 30
E) 40
La reducción del dióxido de azufre, S 0 2(g),
puede producirse en presencia de reduc­
tores como el sulfuro de hidrógeno, H2S(g)
por lo que se obteniene azufre sólido y
agua.
S 0 2(g) + 2 H 2S (g) 3 S (s) + 2 H 2 °(()
Calcule el volumen de sulfuro de hidróge­
no para reducir 12 L de dióxido de azufre, a
las mismas condiciones de presión y tem­
peratura.
A) 24 L
D) 15 L
B) 490 B) 12 L C ) 6 L
E ) 3 6 L

433. En la siguiente neutralización se combina
3 mol de ácido' sulfúrico con 3 mol de hi-
dróxido de sodio y se producen agua y la
respectiva sal.
H2S04 + Na0H -> Na2S04 + H20
¿Cuántos gramos de sal se producen como
máximo?
PA(uma): Na=23; S=32; 0=16; H=1
A) 142
B) 284
C) 568
D) 426
E) 213
La corrosión de hierro es un problema en
el que los materiales de hierro alteran su ‘
estructura, según:
2 F e (S) + 0 2 (g) + 2 H 2 0 ( £) - 4 2 F e (a c )- ( - 4 ( O H ) (ac)
¿Cuántos moles de ion hidróxido se pro­
ducen a partir de 6 mol de hierro metálico
y 5 mol de oxígeno gaseoso?
A) 6 B) 10 C) 12
D) 20 E) H
39. En la siguiente reacción de neutralización,
se utiliza la soda cáustica NaOH(ac)
NaOH +HCI -> NaCI +H20
Determine la eficiencia de la reacción si
a partir de 30 g de soda cáustica al 80%
de pureza experimentalmente se obtiene
31,59 g de NaCI como producto.
PA(uma): Na=23; Cl=35,5; 0=16; H=1
A) 90% B) 80% C) 85%
D) 75% E) 70%
40. Se denomina precipitado a productos in­
solubles en agua originados en un proceso
químico, tal como
A g N ° 3( a c ) +HCl(ac) -> HN0 3(ac)+ A 9 C I ( S
léC V»-
Se combinan 40 g de AgN03(ac) al 85% de
pureza con suficiente cantidad de HCI(ac).
¿Cuántos gramos de precipitado se produ­
cen como máximo?
PA(uma): Ag=108; N=14; 0=16; 0 =35,5
A) 30,60 B) 28,70 C) 14,35
D) 33,76 E) 12,60
Claves
r 1 6 11 16 ; 21 26 : 31 36
2 ' 7 12 - 17 : 22 27 32 37
3 8 13 18 : 23
i 28 33
i
C
O
m
4 9 14 19 24 29 34 39
5 10 15 20 25 30 35 40

435. Hallamos la materia comúnmente en forma de mezclas, así
tenemos el aire que nos rodea, el agua de los ríos y mares,
las rocas, entre otros casos. Incluso, según las necesidades,
el hombre mezcla sustancias para aprovecharlas de diversas
maneras; por ejemplo, en la fabricación de los cosméticos,
la mayonesa, el suero, etc. Muchas de estas mezclas tienen
la apariencia de sustancias puras, como el agua potable o
el bronce; a ellas de manera general se les denomina ho­
mogéneas, sin embargo, a partir de este momento también
las llamaremos soluciones. El presente capítulo ampliará el
estudio de este tipo de mezclas, que resultan cotidianas y
necesarias en nuestras vidas.
• Identificar una solución y diferenciarla de otro tipo de
mezclas.
• Reconocer los diferentes tipos de soluciones según su
estado físico y su concentración.
• Calcular la concentración de una solución y aplicarla en
los diferentes procesos y operaciones que la involucren.
En la vida diaria estamos en contacto con diversas soluciones
y hay la necesidad de reconocerlas. Asimismo, a nivel de la­
boratorio y escala industrial, se requiere comprender cómo se
determina sus concentraciones y cómo usarlas en los diversos
cálculos químicos.

436. !ÌL*
Cuando un material es homo­
géneo (monofásico), hay dos
posibilidades: es una sustancia
pura o se trata de una solución.
El ácido muriàtico es una solu­
ción acuosa usada a nivel do­
méstico como desinfectante y
para sacar el. sarro, sobre todo
en los baños. El Decreto Supre­
mo N.° 239-2014-EF "puso fin"
a su producción, debido al uso
que se le daba en la elaboración
ilegal de drogas.
t
Según lo estudiado en el primer capítulo, la materia se clasifica
en sustancia pura y en mezcla; a su vez, una mezcla puede ser
homogénea o heterogénea según el número de fases.
Nos ocuparemos de las mezclas homogéneas, a las cuales se
les denomina soluciones, es decir, estudiaremos aquella agru­
pación o reunión de sustancias que forman una sola fase, es
decir donde todo es uniforme.
Ejemplo
Disolvemos 10 mL de alcohol etílico en 90 mL de agua.
Se ha formado una solución alcohólica al 10% en volumen de
alcohol.
Decimos que la agrupación de estas dos sustancias es
una mezcla porque el agua sigue siendo agua y el alco­
hol sigue siendo alcohol. Es decir, no hay reacción quí­
mica entre ellos. Además, decimos que es homogénea
porque en apariencia parece ser solo agua.
Aplicación 7
De las siguientes mezclas que a continuación se mencionan,
señale cuáles no son solución.
I. el vinagre (H20 y CHsCOOH)
II. el ácido muriàtico (H20 y HCl)
III. el agua azucarada (H20 y C12H220 1
1
)
IV. la niebla (aire y H20 )

437. Resolución
Analizamos la solución.
I. Correcto
II. Correcto
III. Correcto
Como el solvente (H20 ) es líquido, la solución también es
líquida.
/ ,4 v - . •
IV. Incorrecto v
Si el solvente es agua, entonces se denomina una solución
acuosa: H-,0
V 2 2(ac)'
.4^
■
jf j&
t
á **
3. CARACTER)
./
fP ,K
y
f?
v
'-
* •
> 4
% 3
Los componentes se pueden mezclar en proporciones va­
riables. Por ejemplo, en 100 mL de agua podemos disolver
1 g de sal; y en otra experiencia, en la misma cantidad de
agua, podemos disolver 10 g del mismo soluto.
Cada porción de la solución tiene las mismas propiedades:
color, densidad, concentración, conductividad eléctrica, etc.
Ejemplo
Solución alcohólica al 10% en volumen de alcohol.
O
C2H5OH(ac)
OJ
(
í
1 gota de la superficie
• incolora
• densidad: 0,9 g/ml
• 10% de alcohol
1 gota del fondo
- incolora
• densidad: 0,9 g/ml
• 10 % de alcohol
Al repartir un refresco en di­
ferentes vasos, en cada uno el
sabor será el mismo porque su
concentración no varía.
Es imposible encontrar agua
pura en la naturaleza por la
facilidad que tiene de disolver
diversas sustancias (sólidas, lí­
quidas y gaseosas).

438. 4. CLASIFICACIÓN [)!. IAS. ‘•OlU( ¡: ;í ." r
Hay diversas maneras de clasificar las soluciones, veamos dos
de ellas.
4.1'. Seguid su estado físico
Recuerde que el estado físico del solvente determina el estado
de la solución.
Una aleación como el latón es el
caso típico de una solución só­
lida. Se observa aquí su uso en
la fabricación de instrumentos
sólida sólido
líquida v líquido
gaseosa gaseoso
sólido
líquido
gaseoso
sólido
líquido
gaseoso
sólido
líquido
bronce:
Sn en Cu
amalgama dental:
Hg en Ag
oclusión de hidrógeno en
paladio: H2 en Pd
salmuera:
NaCI en H20
aguardiente:
C2H5OH en H20
agua gasificada:
C 0 2(g) en H2 °
yodo en oxígeno:
l2 en 0 2
nitrógeno húmedo:
H,0 en N2
gaseoso
aire seco:
0 2 en N2
• Las soluciones más usadas son las líquidas, llamadas tam­
bién disoluciones, y el solvente (disolvente) más usado es el
agua, el solvente universal.
• En las soluciones sólidas y líquidas debe existir afinidad entre
el soluto y el solvente.
• Toda mezcla de gases forma una solución sin importar la
naturaleza de los gases.

439. Resolución
Analizamos la solución.
I. Correcto
II. Correcto
III. Correcto
Como el solvente (H20 ) es líquido, la solución también es
líquida. '*'***’%
IV. Incorrecto
Si el solvente es agua, entonces se denomina una solución
acuosa: H20 2(3C). - :|3
:/
4
^ |
!,3
a.
v'' “
v.-r-v^
-; ;:-í -K
- .*•'
Los componentes se pueden mezclar en proporciones va-
riables. Por ejemplo, en 100 mL de agua podemos disolver
1 g de sal; y en otra experiencia, en la misma cantidad de
agua, podemos disolver 10 g del mismo soluto.
Cada porción de fe solución tiene fes mismas propiedades:
color, densidad, concentración, conductividad eléctrica, etc.
Ejemplo
Solución alcohólica al 10% en volumen de alcohol.
f ~ — I
C2H5OH(a(;)
1 gota de la superficie
• incolora
• densidad: 0,9 g/ml
• 10% de alcohol
1 gota del fondo
• incolora
• densidad: 0,9 g/ml
• 10 % de alcohol
Al repartir un refresco en di­
ferentes vasos, en cada uno el
sabor será el mismo porque su
concentración no varía.
Es imposible encontrar agua
pura en la naturaleza por la
facilidad que tiene de disolver
diversas sustancias (sólidas, lí­
quidas y gaseosas).

440. Hay diversas maneras de clasificar las soluciones, veamos dos
de ellas.
Una aleación como el latón es el
caso típico de una solución só­
lida. Se observa aquí su uso en
la fabricación de instrumentos
de viento.
4.1. Seaún su es-,ado ‘i
Recuerde que el estado físico del solvente determina el estado
de la solución.
sólida
gaseosa
sólido
í'-
X
fc
,
líquida líquido
gaseoso
sólido
líquido
gaseoso
: sólido
líquido
íS.
gaseoso
sólido
• líquido
gaseoso
bronce:
Sn en Cu
amalgama dental:
Hg en Ag
oclusión de hidrógeno en
paladio: H2 en Pd
salmuera;
NaCI en H20
aguardiente:
C2H5OH en H20 ■
agua gasificada:
^ 2(g
) en ^2^
yodo en oxígeno:
l2 en 0 2
nitrógeno húmedo:
H20 en N2
aire seco:
0 2 en N2
• Las soluciones más usadas son las líquidas, llamados tam­
bién disoluciones, y el solvente (disolvente) más usado es el
agua, el solvente universal,
• En las soluciones sólidas y líquidas debe existir afinidad entre
el soluto y el solvente.
• Toda mezcla de gases forma una solución sin importar la
naturaleza de los gases.
' ■ ; i

441. Aplicación 3
Relacione correctamente cada solución con su estado físico.
I. latón
II. helio en oxígeno
III. oxígeno en agua
(a) solución líquida
(b ) solución sólida
(c) solución gaseosa
Resolución
Sabemos que el estado físico de la solución lo define el solven­
te, entonces analicemos cada solución dada.
Al agua oxigenada, mezcla de
La concentración es una solución que se define de la siguiente
manera:
.peróxido de hidrógeno (H20 2) y
agua, se le puede hallar en diver­
sas concentraciones; esto depen­
de del uso que se le va a dar.
(c) • o u
oxígeno en* . 0 2 H20
agua -,(gas) (líquido)
líquido (a)
m i
ri
Por ello, a mayor cantidad de soluto disuelto, mayor será la
concentración de la solución.

442. Se deducen tres tipos de soluciones.
4.2.1. Solución diluida
Cuando, en proporción, la cantidad de soluto disuelto es muy
pequeña.
La concentración de una solu-
cion es importante para cono­
cer sus propiedades y darle apli-
caciones. No es lo mismo que se
derrame sobre un metal ácido
clorhídrico diluido que concen­
trado, este último resultará más
ó corrosivo.
Leamos la etiqueta de los pro­
ductos que adquirimos, muchos
de estos son soluciones. Apre­
ciaremos las sustancias compo­
nentes y sus concentraciones.
Ejemplo
Salmuera diluida
_____
...r.TTT
»............
I NaCI(ac) j
H¿0
4.2,2, Solución concentrada
Cuando, en proporción, la cantidad de soluto disuelto es regu­
lar o apreciable. 4 %
Ejemplo
Salmuera concentrada
4.2.3 Solución W iirS
Cuando en la solución se halla disuelta la máxima cantidad de
soluto a una determinada temperatura.
Ejemplo
Salmuera saturada a 20 °C
o n
Sin embargo, al hablar de diluido o concentrado no precisamos
cuánto exactamente hay de soluto disuelto en la solución, solo
tenemos la idea de una pequeña o regular cantidad. Para salvar
esta dificultad, debemos medir la concentración de una solución.

443. Si tenemos en un frasco 38 g de NaCI y 100 g de agua a 20 °C,
y lo agitamos vigorosamente, observaremos que parte de la sal
no se ha disuelto.
¿Qué pasó?
Ocurre que en los 100 g de agua, a 20 °C, la máxima cantidad
de NaCI que se puede disolver es 36 g. Por ello quedarán 2 g
de sal no disuelta en el fondo del recipiente.
^ Na0H^
38 q
c _ ■
: o <r
____
20 °C
'*• ' .....—
H2° ( é)
agitamos
N a O H (ac)
J ‘" (100 u) -NaC
Una vez que la solución se satura, todo exceso de soluto queda
sin disolver. cQf g¡J: {
Solubilidad: (S^J
Se define como la máxima cantidad de soluto, en gramos, que
se puede disolver por cada 100 g, de solvente, generalmente en
agua.
Ejemplo
<-20 °c _ 36-g
NaCI 100 g R|0
Es decir, en 100 g de H20 como máximo se puede disolver 36 g
de Nad a 20 °C.
Aplicación 4
A 20 °C el bromuro de potasio (KBr) tiene una solubilidad de
67 g de esta sal por cada 100 g de agua. Entonces, si agre­
gamos 150 g de KBr en 200 g de agua y agitamos, podemos
afirmar que
|. toda la sal se disuelve.
II. la solución formada es diluida.
III. quedan sin disolver 16 g de KBr.
IV. la máxima cantidad de sal disuelta es 140 g.
V. toda la sal disuelta y la no disuelta forman una solución.
Comúnmente, a mayor tem-
peratura, mayor .también será
la solubilidad. Por ejemplo, se
! puede disolver más cantidad
de NaCI en agua caliente que
en agua fría. Esto se cumple en
soluciones acuosas donde el so-
luto es un sólido.
Al formar una solución satura­
da adicionando un exceso de
soluto, la cantidad no disuelta
de este no forma parte de la
solución.

444. COLECCIÓN ESENCIAL Lumbreras Editores
Curvas de solubilidad de solu-
ó tos sólidos en agua
rí: En la mayoría de las sales, la so­
lubilidad aumenta con él íñcre-
I mentó de la temperatura.
Veamos la siguiente gráfica:
■
- o
0 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100
v A ' / í ’ Temperatura < °C)
NVn 111Y////////////$$z
Resolución
Dato: S^r°c=67 g/100 g H20
Graficamos.
KB,W
Stf» 150 g
I H20 (f)
i
KBr(ac)
(ZOO q) L KBr,
De acuerdo a la solubilidad dada, tenemos
67 g KBr
m
-» m=134g
se disuelve
- co m o m áxim o
-> 100 g H20
- J 200 g H20 ¡fj'
Entonces, de los 150 g de KBr solo se disuelven 134 g formando
una solución saturada, quedando sin disolver 16 g de dicha sal.
Observamos cada cáso.
I. Incorrecto
Una parte se disuelve y otra no, quedará al fondo del reci­
piente.
II. Incorrecto
La solución formada, sin considerar la sal sin disolver, es
saturada.
III. Correcto
La cantidad de sal no disuelta es 16 g.
IV. Incorrecto
La máxima cantidad de esta sal disuelta es 134 g.
V. Incorrecto
Una solución es una mezcla homogénea. La solución satu­
rada formada no considera a la sal no disuelta.

445. 5. UNIDADES DE CONCENTRACIÓN
Para cuantificar la concentración de una solución, podemos
hacer uso de las siguientes unidades:
5.1. Unidades físicas
Son las unidades de uso cotidiano y comercial. A continuación
veremos cuáles son las más conocidas.
5.1.1. Porcentaje en masa (%m)
I
Nos indica los gramos de soluto disueltos por cada 100 g de
solución.
^ 'ó
m, tr
o / mO v- mno/.
iríso~msto+mste
m so= 20 g+180 g
mso, =2 ° 0 g
Por lo que
% m = x 100% = 10 %
200 g
. . . ' ' • .
El porcentaje en masa es una
unidad de concentración que
se puede aplicar a todo tipo de
solución.
................
El oro de 18 quilates es una solu­
ción sólida. El oro puro represen­
ta el 75% en masa y lo restante es
plata y cobre.
El NaCI disuelto representa el 10% en masa de la solución
formada.

446. :jCumsd©!*
El porcentaje en masa en mu­
chos problemas es mencionado
j como porcentaje en peso (%W);
para problemas en química lo
1 tomaremos como si fuera lo
mismo.
| I | i í ¡ / . y
En los laboratorios de química
se cuenta con soluciones con­
centradas, y según nuestros re­
querimientos, estas se pueden
diluir hasta alcanzar la concen­
tración deseada.
'
(Cuídadol
Si en un problema la concentra­
ción de una solución disminuye,
lo más probable es que se trate
de una dilución; así no se men­
cione de forma explícita.
L J
Aplicación 5
¿Cuántos gramos de cloruro de hidrógeno (HCI) al 25% en
masa están disueltos en 750 mL de ácido muriàtico?
D=1,12 g/mL
Resolución
Del enunciado
ff'
Datos:
^01=750 mL
DSoi=1,12 g/mL
msorDsolxV s0l
=1,12 g/mLx750 mL
=840 g ' .....
Hallamos la masa del soluto (HCI).
mst0=25% (840 g)
"W = 2109
5.1.2. Porcentaje en volumen (%10
Nos indica los mililitros de soluto disueltos por cada 100 mL
de solución.
i
I 0 /
O V

447. Capítulo tt Mezclas homogéneas: soluciones
■7 /
*■ o i í 1ifiliTi iini' r i'V.t'iiaiiiml
En forma práctica, en una solución líquida se asume que los
volúmenes son aditivos, es decir,
^soñ '/sto+ ^ste
Vi i V
jHs
.'
Esto se aplica cuando el soluto y el solvente son
ambos líquidos o gases (a igual presión y tem­
peratura).
Ejemplo
Si disolvemos 40 mL de alcohol etílico en 460 mL de agua,
tenemos
é W
40 mL
i ■
H2 ° . V rn
are
j1
^v ' C2H5OH(ac)
(stéj (sol)
X ... ' p
V ,4ócf m L 5 0 0 m L
^sol ^sto+ ^ste
l/so|=40 mL +460 mL
l/so|=5 °°m L
Por lo que
%V =
40 mL
500 mL
x100% = 8%
El alcohol disuelto representa el 8 % en volumen de la solución
formada.
No se puede aplicar %V en la
salmuera debido a que el solu­
to (NaCI) es sólido y el solvente
(H20) es líquido.

448. COLECCIÓN ESENCIAL Lumbreras Editores
IH H i^
Los problemas de dilución tam­
bién se pueden trabajar con nor­
malidad; la fórmula es similar.
n,v,= n2v2 ||
M
—
l>
l*
ii '' -
I¡ •J-r (V£/ ’ .......... ' ■
■
■
' ;— "
Si en lugar de molaridad o nor-
;■
_f malidad, el dato fuera porcenta-
~~zz:-je’en.masa; ¿cómo se trabajaría
un problema de dilución?
1
¡f 1II i !
■ i <
i : I
t •
v
'-i • i
'Importante
V, ? .
>;¡5-
L
'
!! ;:J
ii'ii-
MUn
demos trabajar con la nor­
malidad.
N3V3=N^+N2Vz
/ • ■ -. ' ; ■
:; :j ii : : |
. Cuando se mezclan volúme­
nes iguales de soluciones, se
cumple
M, +M?
M3 =^ r ¿
____... ...
Aplicación 6
¿Cuántos gramos de acetona (CH3COCH3) se hallan disueltos
en un litro de solución acuosa cuya concentración es 5% en
volumen?
D 3cetona=0 -79 9/ m L
Resolución
Graficamos.
r - 3
c h 3c o c h 3
H2 °
(5 -. V)
solvente (Sej % v)
Luego
. ^ o-ML=i000 mL
• l/$to=5% (1000 mL)=50 mL
Entonces
m sto=D stox 'Cto
m 10=0,79 g/mLx50 mL
%
msto=39'5 g ^
5.2'. Unidades químicas
Son las unidades más usadas en los problemas de exámenes
de admisión debido a su uso en laboratorio y en cálculos quí­
micos. Veamos cuáles son las más importantes.
5.2.1. Molaridad (M)
Nos indica la cantidad de moles de soluto disueltos por cada
litro de solución.
Unidad: <> molar < > M
V ■ I L

449. Esto lo interpretamos como 2 mol de soluto por cada litro de
solución.
Aplicación 7
Si disolvemos 0,4 mol de HCI en agua formando 2 litros de
solución, ¿cuál será la concentración molar de la solución
formada?
Resolución
Gratam os.
/
Wk
w +m
;m m
entonces
0,4 mol
M =
2 L
>
1 X .
■cv
P O
M=0,2 mol/L
c ------7.------ ’t i / / / / / ...................
r í ! • / / f t / / r / ■
J ; ■
' / / • ... v- ............... ......
j ' 1
/
r
r
'* í 'J
. ’í £-
•
</
También se puede calcular la molaridad de una solución de la
siguiente manera:
- : - •' 10 >
■
D --%rn
- i M : ---- =f------ -
.............. '■ • M.n
j ■ M. _ ; J-
| donde'
| - Dsol: densidad de la solución (g/mL)
- Mst0: masa molar del soluto (g/mol)
i
El número de moles, en la prác­
tica, se calcula dividiendo la
masa del soluto ( m ) entre su
masa molar (m).
m... g
M ... g/mol
Eljugo gástrico de nuestro estó­
mago contiene ácido clorhídri­
co. Cuando tomamos un antiá­
cido, ocurre una neutralización.
I

450. Aplicación 8
El ácido muriàtico al 28% en masa de cloru­
ro de hidrógeno (HCI) tiene una densidad de
1,125 g/mL. Calcule su molaridad.
Resolución
Del enunciado
/•'ni
Hallamos la cantidad de moles del soluto di­
suelto.
CH3OH
* M=32 g/mol
o V=25 mL
• D=0,79 g/mL
Entonces
/r? t - D x V = 0,79 - ^ - x 25 prtC
mL
Dso|=1,125 g/mL =19,75 g
Por lo tanto, aplicando la fórmula r " ''""x
/ • Luego
A
/f 10x1,125x28 mol / - ;
M = ----------------- ----
L ? "
36,5
M=8,63 mol/L
19,75 g _ .
= —-----— =0,617 mol
v
st0 32 g/mol
Ahora hallamos la molaridad.
M
Aplicación 9 ., ^ _ °'617 mo1_ Q ?qS5 mQl
Se disuelven 25 mL de metanol en 475 mL de V 0,5 L L
agua a 20 °C. Con esta información, determine
la molaridad de la solución resultante.
dch
3
oh=
0'79g/m
L; M
=
32g/m
o
1
Resolución
Graficamos.
Nos indica la cantidad de equivalentes gramos
de soluto disueltos por cada litro de solución.
25 mL
CH3OH(acj
k...
Unidad: —j-
-9 <> normal < > N
Ejemplo
475 mL !/so|=500 mL
=0,5 L
0,5 ^-~l < > 0,5 normal < > 0,5 N
L

451. Esto lo interpretamos como hay 0,5 Eq-g de
soluto disueltos por cada litro de solución.
Sin embargo, como no hemos desarrollado el
tema de peso equivalente y equivalente gra­
mo, calcularemos la normalidad en función de
la molaridad de la siguiente manera:
donde 0 es el parámetro numérico que depen­
de del tipo de soluto. Veamos
Aplicación 10
Un estudiante observa en el laboratorio de
química un frasco con la siguiente etiqueta:
Si su compañero le pregunta cuántos gramos
de soluto están disueltos, este respondería
ácido número de hidrógenos
M(Sr(OH)z)=122 g/mol
base
número de iones hidróxido
# ,4$$? • x
|
Resolución
(hidróxido) Es más práctico trabajar con concentración
sal carga total dél.catión ,/ • molar,, por ello, primero calculamos la molari-
’■# sÆ
fë? à
dad y a partir de esto despejamos la masa del
En un problema, si nos piden i3,,normalidaâf
soluto disuelto.
#• .<
& ^,v
>
v I-
primero calculamos la molaridad y luego apli^»<J í Soluto: 4; '
camos esta relación.
LO
—
i,
[
f
‘
Ejemplo
ff ‘V, v
0=2 (20H~)
•
•#' ■ Sabemos que
HBr 0,2 1 0,2
.. N 0,2 _ ,
M =— =— =0,1
0 2
h2so4 0,4 2 0,8
Por dato
NaOH 1 2 1 1,2 l/sot=500 mL=0,5 L
Ba(OH)? 1,5 2 3,0 Entonces
Ca2+0¡~ 3 2 6
M =^ 2.
^ol
Como vemos, si 0=1, entonces se cumple que
0,5 )L
! N-- M
m5to=6,i g

452. 6. OPERACIONES CON SOLUCIONES
Son procedimientos realizados con soluciones
líquidas que implican una serie de cálculos
usando sus concentraciones.
6.1. Dilución
Consiste en reducir la concentración de una
solución adicionando más solvente.
Esto se ve cotidianamente cuando al preparar
un refresco se nos pasa la mano al echar el
azúcar y solucionamos el problema adicionan- i
do un poco más de agua.
Aplicación 77
Si a 100 mL de una solución
sodio 2 M le agregamos 400
será la concentración final?
Resolución
Graficamos.
400 mL
Reemplazamos en (*) y queda finalmente
— — ------------------ .
M ]V]^M 2V2 ¡
Entonces
2 mol/Lx100 pnf =M2x 500 p ir
M2=0,4 mol/L
Finalmente, la solución se ha diluido de 2 M
a 0,4 M.
Aplicación 12
Anita requiere hacer un experimento en el la­
boratorio utilizando 400 mL de Hl(ac) 0,2 M; sin
embargo, solo se cuenta con 2 litros de Hl(ac)
0,5 M. ¿Cuánto de esta última solución deberá
diluir para obtener la solución requerida?
•Jíu.íX-C $
8
Resolución /
■
0 00
Lo que Anita hace es coger una parce de la so-
. Ilición concentrada (0,5 M) y le adiciona agua
para reducirle su concentración hasta 0,2 M y
alcanzar el volumen de 400 mL.
Ordenamos los datos.
I/,=100 mL
M1=2 mol/L
^2=500 mL
M2=?
Al agregar solo solvente, la cantidad de moles
de soluto no varía, por ello se cumple que
nsto0)_/1sto(2)
Del concepto de molaridad, despejamos el nú­
mero de moles.
nAo= M xV,sol
^ r?
0,5
^2=400 mL
M2=0,2 ^-~
V I

453. Capítulo 11
Como se trata de una dilución, se cumple que
m , v,=m 2v2
° '5 7 l^ XVÍ = 0 '2 7 ¡^ x400m L
l/,=160 mL
6.2 . Mezcla de soluciones
Consiste en mezclar dos o más soluciones que
contienen el mismo soluto.
A p l i c a c i ó n 73
Si mezclamos 2 L de una solución de HBr 1M
con 3 L de HBr 4 M, ¿cuál será lafconcentra-'^
ción de la solución resultante? " V / < I
R e s o l u c i ó n
Graficamos. ■- ____ ^
1/3=2 L+3 L=5 L
M3=?
La cantidad de moles en la solución resultante
es la suma de las cantidades de moles de las
soluciones mezcladas, por ello se cumple que
^ s t o t f F ^ s t o d ) + / ? sto(2)
Como en el caso anterior n=M■
V*» entonces
' í .... |
Reemplazamos.
M3 x 5 / =1 mol/Lx2 /+ 4m o l/Lx3 /
M3=2,4 mol/L
Veamos que la concentración de la solución
resultante es un valor intermedio de las con­
centraciones de las soluciones mezcladas.
■
Aplicación 14
Para desengrasar una tubería debe utilizar­
se una solución de hidróxido de sodio 0,5 M
(soda cáustica). ¿Cuáles de las soluciones mos­
tradas se debería mezclar para alcanzar la con­
centración deseada?
I. solución 2 y 3
II. solución 1 y 2
III. solución 1y 3
IV. No es posible alcanzar la concentración
deseada

454. Resolución
La concentración que se desea alcanzar es
0,5 M, debiéndose cumplir
solución
de menor < o,5 M
concentración
Analizamos.
I. 0,6M < 0,5M< 0,8 M
(sol. 3) (sol. 2)
II. 0,1M < 0,5M < 0,8 M
(sol. 1
) (sol. 2)
III. 0,1M < 0,5M < 0,6M
(sol. 1) (sol. 3)
solución
< de mayor
concentración
No es posible
Sí es posible
<
*&
&
**" K
>
:- .
Sí es posiblé'S
IV. Sí es posible, mezclando dos de las tres so1
luciones, alcanzar la concentración 0,5M.
*
*
*
*
*
6.3. Neutralización #8%,
Es la reacción química entre un ácido y una x
-
base. Lo común es que ambos se hallen en so-
lución acuosa.
■
¿
r
,. ‘V
Jc
* . #
% W
%^r—
ácido(a,.,+ base(ac) -> sal(¿lc)+agua(fJ
Existe una ley química que indica que, en toda
reacción, el número de equivalentes gramo de
las sustancias que intervienen son iguales.
#Eq-g (ácido) - #Eq-g (base)
Del concepto de normalidad, despejamos el
número de equivalentes gramo.
#Eq-g(sto)=/Vxl/so
|
Simplificamos.
ácido: A y base: B
Se cumple que
i N „ V
Aplicación 15
Para neutralizar 50 mL de HCI 2 M, ¿cuántos
mililitros de Ba(OH)2 1M se requieren?
Resolución
Graficamos.
,0
. 3
st i'??/ <
M A=2 mol/L
Se debe cumplir que
—
>
Reemplazamos.
(lx2 ^ ) x 5 0 mL=í2x1
=50 mL

455. Svante August Arrhenius (1859-1927)
Nadó en Suecia. En su tesis doctoral formuló la teoría de la disociación
electrolítica. Esta teoría afirma que, en las disoluciones electrolíticas, los
compuestos químicos disueltos se disocian en iones. Además, sostuvo
que el grado de disociación aumenta con el grado de dilución de la di­
solución, una hipótesis que posteriormente resultó ser cierta solo para
los electrolitos débiles. Se creyó que esta teoría era errónea y aprobaron
su tesis con la mínima calificación posible. Más adelante, la teoría de la
disociación electrolítica fue generalmente aceptada y se convirtió en una
de las piedras angulares de la química física y la electroquímica modernas.
En 1889, observó que la velocidad de las reacciones químicas aumentaba
notablemente con la temperatura en una relación proporcional a la con­
centración de moléculas activadas. ,. .
Fue catedrático de Química de la Universidad de Estocolmo en 1895 y director del Instituto Nobel de
Química y Física en 1905. En 1902 recibió la Medalla Davy de la Royal Society de Londres. En 1903 ganó
el Premio Nobel de Química.
W
&
-
/
J r , 'í
. y Cy
Í T
/ o
En un vaso con agua, agrega media cucharadita de cloruro de sodio (NaCI), común­
mente llamado sal de cocina, y agítalo hasta que se disuelva; agrega otro poco y
agítalo nuevamente, repite esta operación varias veces. Cuando observes que por
más vigorosa que sea tu agitación ya no se puede disolver la sal que has vertido,
entonces habrás preparado una solución saturada.

456. SOLUCIÓN
Componentes Clasificación
Soluto Solvente Según su
estado
Según su
concentración
Dilución
m , v,=m 2v2
sol (1
): concentrada
sol (2): diluida
i
X Solida
Líquida
m
*. ¿mb '£
- . • F
•I Gaseosa
?
.. *w
Diluida
*
■
■
■
*
- Concentrada
é (,r 'j
f J r . • ^Saturada
“•
5
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Xi <
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’ .*• -x
3
K v
L
^ *
«
»
4
OPERACIONES CON SOLUCIONES
•-%; kSF-
'
Mezcla de soluciones
m 3v3=m ^ + m 2v2
sol (1
) y sol (2): soluciones
que se mezclan
sol (3): solución resultante
Neutralización
n ava=n bvb
sol acida: (A)
sol básica: (B)
Medida
de la
solubilidad

457. Problema IV 1
¿Cuál de los siguientes materiales es una so­
lución?
A) arcilla en agua
B) agua y aceite
C) piedra caliza
D) azúcar en agua
E) cocoa en agua
Resolución
a) No es solución.
La arcilla al dispersarse en el agua no se
disuelve, por el contrario, hace que esta
tome una apariencia turbia, y después de
un tiempo se asienta (sedimenta).
i i
b) No es solución. >
/' /
El aceite no se disuelve en agua. Esta mez­
cla presenta dos fases líquidas. El aceite,
por su menor densidad, se ubica por enci­
ma del agua.
. * ’K-J '
c) No es solución.
Las piedras o rocas están formadas por di­
ferentes tipos de sustancias y al verlas de
cerca se pueden diferenciar.
d) Sí es solución.
El azúcar se disuelve en el agua formando
una mezcla homogénea. Se observa una
sola fase.
e) No es solución.
Es similar al caso de la arcilla en agua.
Clave
Con respecto a una solución, elija la secuen­
cia correcta de verdad (V) o falsedad (F) según
corresponda.
I. Puede contener tres solutos.
II. Si es binaria, solo tiene un soluto.
III. En una solución líquida, el solvente siem­
pre es el agua.
.Problema N,° 2
A) W V
D) FFF
Resolución
B) VFV C) VVF
E) FVV
Verdadero
En una solución pueden haber varios so­
lutos. Por ejemplo, podemos disolver en
un litro de agua un poco de azúcar, sal y
alcohol etílico.
'V'. ;V'
C |2 H 220 11(ac)
f a | |
C2H5OH(ac) ..
II. Verdadero
Si la solución es binaria, tiene solo dos
componentes: un soluto y un solvente.
III. Falso
En una solución líquida, el solvente puede
ser alcohol, acetona, éter, etc.
Comúnmente, en los problemas, el sol­
vente es el agua; pero eso no significa que
siempre lo sea.
Por ejemplo, podemos disolver yodo (l2)
en tetracloruro de carbono (CCI4).
Clave

458. Problema N.* h ______________________
En las mismas condiciones de presión y tem­
peratura, mezclamos 20 L de helio con 80 L de
oxígeno. De esta mezcla es correcto decir que
Problema N
.*3_________
Si la solubilidad de una sal es
S2°°c=16g/100gH20
¿cuáles de las afirmaciones son correctas?
I. A 20 °C se disuelve, como mínimo, 16 g de
sal por cada 100 g de agua.
II. A 20 °C se disuelve únicamente 16 g de sal
por cada 100 g de agua.
III. A 20 °C se disuelve, a lo mucho, 16 g de sal
por cada 100 g de agua.
IV. A 20 °C se disuelve, como máximo, 8 g de
sal por cada 50 g de agua.
A) I y II
B) II y III
E) todas
Resolución ' y
Interpretando el dato de solubilidad podemos
decir que a 20 °C se disuelve, como máximo,
16 g de esta sal por cada 100 g de agua, de
donde se deduce
I. se trata de iuna solución.
II. el soluto es un gas noble.
III. el solvente es el oxígeno.
IV. estos gases no reaccionan entre sí.
A) ly II
B) I, II y III
C) III y IV
D) II, lll y IV
E) Todas las afirmaciones son correctas.
ReG-olucióss
Graficamos.
I. Correcta
100 g H20- aisue,v- ^ 16 g sal
a 2 máximo
50 g H20 ----------- > 8 g sal
Por lo tanto, podemos concluir que las afirma­
ciones III y IV son correctas.
Clave
Toda mezcla gaseosa es homogénea y, por
lo tanto, es una solución.
II. Correcta
El helio es un gas noble, y en la mezcla se
encuentra en menor cantidad, por ello es
el soluto.
III. Correcta
El oxígeno, por hallarse en mayor cantidad,
es el solvente.

459. Capítulo 11
IV. Correcta
El helio, por ser un gas noble, no reaccio­
nará con el oxígeno.
; Clave
Problema N.° 5
Si a 20 °C agregamos 35 g de nitrato de pota­
sio (KN03) en 100 g de agua y agitamos vigo­
rosamente, ¿qué pasa?
Dato:
sknÓ
C
3 = 30 9/100 g H20
£
w jm? i
A
rM
-r-'A
- í;
Ú & y
A) Toda la sal se disuelve.
B) Queda sin disolver 10 g de s a l , # |
C) Nada de sal se disuelve. %
D) Queda sin disolver 5 g de sal. : , ¿
E) Si no agitamos, nada de sal se disuelve.
Resolución %£
Según el dato, en 100 g de agua se disuelve,
como máximo, 30 g de KN03 a 20 °C. Como
se agrega 35 g de esta sal, solo 30 g se disol­
verán y 5 g quedarán sin disolver.
KNO,..
35 g
30 q
So
Clave i# .•
W KBBKm BSm
Problema N." f
Con relación a la etiqueta del siguiente frasco:
indique la secuencia correcta de verdadero (V)
o falso (F).
I. El soluto es el ácido bromhídrico.
II. Hay disuelto 75 g de HBr.
III. Hay 500 g de agua.
IV. La masa de la solución es 500 g.
A) FFFV
D) VVVV
B) FFVV C) FVVV
E) VVFV
Según lo observado en la etiqueta
I. Verdadero
El nombre de la solución lo determina el
soluto. Según la etiqueta, es una solución
acuosa de ácido bromhídrico (HBr(ac)).
II. Verdadero
La masa del ácido bromhídrico disuelto es
el 15% de 500 g, es decir, 75 g.
III. Falso
La masa del agua es el 85% de 500 g, es
decir, 425 g.
IV. Verdadero
Este dato se observa directamente en la
etiqueta.
Clave

460. COLECCIÓN ESENCIAL Lumbreras Editores
mimt
Problema M.‘ 7_______
Del esquema mostrado
•h 3o h (^
■i
20 mL
~ -s
h 2o (í}
— > CH3OH(aCj
60 m i .
¿qué afirmaciones son correctas?
I. Se ha formado una solución líquida.
II. El soluto es el alcohol.
III. El solvente es el agua. - „ - . ,
IV. La concentración es 20% en volumen.
Entonces
% V = 2——4 x 100%
80 rríL
.*
. % V = 2 S %
Clave
D c n liio im n M c 53
[■
romema ¡4. j.¡
Al disolver un gramo de hidróxido de sodio en
un litro de agua se formó una solución. Sobre
ella podemos afirmar que
I. el soluto es el hidróxido de sodio.
II. si sacamos 100 mL de esta solución, la con­
centración no se altera.
III. se trata de una solución concentrada.
A) I y II
D) todas
Resolución
B) I, II y C) sold i
E) soio II
A) solo l
D) Il y III
B) I y II C) solo
E) solo
f | f >
Grocvu/iói:
Graficarnos.
I. Correcta '%%
'4. '.-
Ambas sustancias mezcladas son líquidas,
entonces la solución formada también lo
es. Sin embargo, debe recordar que el es­
tado físico de la solución lo determina el
solvente.
II. Correcta
Es la sustancia cuya cantidad es menor.
III. Correcta
El agua es la sustancia de mayor volumen.
IV. Incorrecta
Calculemos la concentración.
1/,o=2 0 nnL
1/te=60 mL
Vso,=20 mL+60 mL=80 mL
<ité
Correcto
El hidróxido de sodio se disuelve en el
agua, además, es el que se halla en menor
cantidad.
Correcto
La concentración de los 100 mL de solu­
ción que sacamos y de lo que queda es la
misma.

461. Problema N.” iO
Un gramo de soluto resulta una cantidad
pequeña comparada con un litro de sol­
vente, por lo que la solución es diluida.
Clave
4
................ /v, *'*
III. Incorrecto
Problema 9__________
Sobre dos soluciones de ácido clorhídrico
(HCI), la primera al 1 % en masa y la segunda al
2 0 %, se puede afirmar que
A) la solución concentrada es la primera.
B) la solución diluida es la segunda.
C) para reducir la concentración de la segun­
da debemos agregarle agua.
D) ambas soluciones son diluidas. .
E) diluyendo la primera podemos llegar a la
concentración de la segunda.
ÆW /
Resolución
a) Incorrecto
La primera solución tiene una concentra­
ción menor (1 % en masa), entonces es la
diluida.
b) Incorrecto
La segunda solución tiene una concentra­
ción mayor (2 0 % en masa), entonces es la
concentrada.
c) Correcto
Agregando más agua a la solución con­
centrada, la diluimos, es decir, reducimos
su concentración.
d) Incorrecto
Solo la primera es diluida.
e) Incorrecto
Es todo lo contrario. Diluyendo la segunda,
podemos alcanzar la concentración de la
primera. .
Clave
• . . .................... - . . / i r « . ' *
La potasa cáustica es una solución acuosa de
hidróxido de potasio usada en la fabricación
de jabones. ¿Cuántos gramos de hidróxido de
potasio (KOH) se necesitan para formar 800 g
de solución acuosa al 25 %?
A) 200 g
B) 225 g
C) 250 g
D) 300 g
E) 400 g
Resolución
Graficamos.
m sol= 8 0 0 9
m=?
%m=25%
Sabemos que
m
%m =— x 100%
/TL
2S?/o =
'sol
m,sto
800 g
m
s
to
=2°0g
x1J0Ó>¿
Otra forma más directa sería la siguiente:
msto=25%(800 g)
.-. msto=2 0 0 g
Clave

462. COLECCIÓN ESENCIAL Lumbreras Editores
Problema N.° 1
1
Al mezclar cierta cantidad de benceno con
600 mL de tetracloruro de carbono (CCI4) se
obtuvo 800 mL de solución. ¿Cuál es el por­
centaje en volumen de soluto en la solución?
A) 15%
D) 30%
Resollidos!
Graficamos.
B) 20% C) 25%
E) 40%
/ /
X ^ V
sto
V
i ;
--- :. .„ 4";-
CCI4(Í) c ci4
/¿te=600 mL
Sabemos que
l/sol= l/sto+V/ste
l/.o)=800 mL
%V=?
800 mL=l/sto+600 mL
l/sto=200 mL
Entonces
o
/ol/=^toX'i00%
Koi
%V = —
800 mL
.-. %V=2S%
Clave
Problema M
C 12_____________________________
Determine la molaridad de 5 litros de una so­
lución que contiene 2 gramos de hidróxido de
sodio (NaOH) disueltos.
M(NaOH)=40 g/mol
A) 0,05 M
D) 0,02 M
Resolución
Graficamos.
B) 0,04 M C) 0,03 M
E) 0,01 M
— 7
NaOH(ac)
^01=5 L
m=2 g
M=40 g/mol
Calculamos primero el número de moles del
soluto.
2 g
40 g/mol
=0,05 mol
Ahora determinamos la molaridad.
M =
_ nso _ 0,05 mol
%
sol 5 L
M =0,01 mol/L
Clave
Problema 13
Si se sabe que una solución de ácido sulfú­
rico al 9,8% en peso tiene una densidad de
1,1 g/mL, ¿cuál será su concentración molar?
M(H2S04)=98 g/mol
A) 0,9 mol/L B) 1,1 mol/L C) 1,3 mol/L
D) 1,6 mol/L E) 2 mol/L

463. Resolución
Graficamos.
L,— - 7
H2so 4(ací
sto
%m=9,8%
M=98 g/mol
Primero hallamos la molaridad y con ello pasa­
remos a calcular la normalidad.
=
sto
14,8 g
74 g/mol
=0,2 mol
Dso r14 g/mL
Aplicamos la fórmula alternativa.
M - 10 x ^ o lx%m
Msto
Reemplazamos solo los valores numéricos, la fór­
mula ya está adecuada para que resulteen mol/L.
10x1,1x9,8 mol
98 T "
M =1,1 mol/L / S p S p
! Relave :.//
Entonces
.. 0,2 mol ...
M =---------=0,05 mol/L
4 L
Sabemos que
N=QM
N=2x0,05 Eq-g/L
A/=0,1 Eq-g/L
Importante
Al aplicar esta fórmula, cambiamos la
unidad mol/L por Eq-g/L.
w ■
Clave
%>._
¡vi.
P
Problema N.° 14______________
¿Qué normalidad tendrá 4 litros de una solu­
ción donde hallamos disueltos 14,8 q de hi-;
dróxído de calcio?
M(Ca(OH)2)=74 g/mol
A) 0,1 Eq-g/L
B) 0,2 Eq-g/L
C) 0,05 Eq-g/L
D) 0,25 Eq-g/L
E) 0,3 Eq-g/L
Resolución
Gráficamos.
¿Cuántos mililitros de agua debemos agregar
f a 800 mL de una solución de NaCI(ac) para
reducir su concentración de 1 a 0,8 molar?
A) 500
D) 200
B) 400 C) 300
E) 150
Graficamos a partir de los datos.
Ca( ° H>
2(ac)
o r 4 L
m=14,8 g
M=74 g/mol
0=2 (tiene dos OH)
1^=800 mL
1 mol/L
V2=800 mL+l/
M-,=0,8 mol/L

464. ............
El volumen de la solución final (2) es la suma
del volumen de la solución inicial (1) más el vo­
lumen del agua agregada (V).
Entonces se cumple que
m , v ^ m 2v2
1 ^ x 8 0 0 mL=0,8 x(800 ml+V)
/. 1^=200 mL
Clave
Como se trata de mezclas de soluciones con
soluto común, se cumple que
m í v3=m ]v^ m 2v2
M3x 50 jTítT—
0,1x 30 ^ + 0 ,5 x 20 pelC
M3=0,26
Veamos que al expresar la molaridad ya no
colocamos mol/L, esto queda sobreentendido.
Clave
'T V
Se vierte 20 mL de HF 0,5 M en un recipien­
te que contiene 30 mL de HF 0,1 M. Calcule la
concentración molar de la solución resultante.
¿Qué volumen de H2S04 0,5 M debe utilizarse
para neutralizar 400 mL de KOH 1,5 N?
A) 0,15
D) 0,32
Graficamos.
B) 0,19
V|=30 mL
M,=0,1
afe. W
-L7;'.v/.■ * // fjy iy .n
•r.¿.-ai
C) .0,26
- E) 0,41
A) 700 mL- B) 600 mL
D) 450 mLí!:>
C) 500 mL
E) 400 mL
/f •
*
& >* -.-V
Se trata de una neutralización.
.. .4 v
V2=20 mírV.
m 9=o,s /
X N
‘■
v.'t
f ® HFfac)
■
’•••
• ■
l/3=50 mL
m 3=?
Recuerde que el volumen de la solución final
es la suma de los volúmenes de las soluciones
que se están mezclando.
v ,= v ,+v2
r
2-^4(acy 1/ =?
A '
M/A
=0,5
0=2 (ácido con dos H)
Na=QMa=2x 0,5
na=i
Vfl=400 mL
Nfl=1,5
Primero calculamos la normalidad de la solu
ción ácida y luego aplicamos la relación.
Nava =NbVb
1x /a =1,5x 400 mL
l/A=600 mL
1/3=20 mL+30 mL=50 mL Clave

465. Problema M
.' H
E
?
Al dejar destapados 750 g de una solución
de KOH al 10% en masa, se evaporan 50 g de
a9ua-¿Cuál será su nueva concentración?
A) 8,25%
D) 10,71%
B) 9,82% C) 10,25%
E) 11,73%
¿Cuántos gramos de NaOH debemos agregar
a suficiente cantidad de agua para formar 2 L
de solución 0,4 A/?
A) 32 g
D) 25 g
B) 38 g C) 20 g
E) 30 g
Graficamos.
H -A f
?oraron 50
Graficamos.
---- * : --—
■
í i....... .......
KOH(ac) -'KOHm
------------ I
m sol0)=75 0 9 m !C '! ! '700 9
V
-
. Æp'
%m1=10 % %m2=?-
msto(1)=10% (750 g)
mstoO)=75 9
m sto(2)~^'* 9
y
2 0 5
HÄ
. .
i
A' ^
m
L
N=0,4
0=1 (un OH)
Como se evaporaron 50 g de agua, que es el
solvente, la masa de la solución final es 700 g.
Sin embargo, la masa del soluto no se altera,
cumpliéndose
m sto(1)= m sto(2)
10%(750 g)=%m(2)(700 g)
„ ft/ 750
%m2 =10 % x —
%/t?(2)=10,71%
También podemos resolverlo así:
%
^ = S x
1
0
0
%
%m=10,71%
Clave
Como 0 =1, entonces A/=M=0,4.
Para el soluto (NaOH) sabemos que M=40 g/mol
(de un problema anterior); entonces de la mo-
laridad despejamos el número de moles y con
ello calculamos la masa.
M = o
V.
sol
nsto ^sol
pnóí
nst0 =0,4 — r-x 2 /=0,8 mol
í
m sto = nstox M ^o
msto =0,8 jndl x40 g
.mól
m s,o = 3 2 9
Clave

466. M
1li
De un frasco con 500 g de HCI al 10% en masa,
se extrae 100 g de solución para un experi­
mento. Al respecto se puede afirmar que
I. los 400 g de solución que quedan en el
frasco redujeron su concentración.
II. la concentración de los 100 g de solución
extraída es diferente.
III. la masa de HCI extraído es 10 g.
A) solo I B) I y II C) solo II
D) II y III E) solo III
Si a 100 mL de H2S04 1M se le adiciona 100 mL
de agua, entonces podemos afirmar que
I. se trata de una dilución.
II. la concentración se reduce a la mitad.
III. la normalidad final es 2.
A) I y II
B) solo II
C) solo III
D) II y III
E) I, II y III
Resolución
Graficamos.
%m=10 %
" ’soiorSOO g
■ ‘i
_ .
I. Correcta
Graficamos.
¿
¿
y
■
, h2° /
,k ---------------* ---- - x f
■
é
.
'¿I* :j J*
f/ <
*, %
W-'w. ’
%m =
HCI(ac)
m$ol(2)"4UU 9
1^=100 mL
M1=1
— ------- ( X
- -------
H 2S 0 4(ac)
H2S04(ac)
Vz=200 mL
m 2=?
%m=10%
m sol(B)=100 9
m s.o(3)= 10%(100 g)
msto(3)=1°g
Como solo se adiciona agua, se trata de
una dilución.
II. Correcta
Se cumple que
Como sabemos, si extraemos cualquier por­
ción de una solución, la concentración de lo
extraído y de lo que queda es la misma.
Por lo tanto, la afirmación correcta es III.
Clave
m , v ,= m 2v 2
1x 1,Q(f pc( = M2x 2JXÍ pnC
M2=0,5
Verificamos que la concentración se redujo
a la mitad.

467. Incorrecta
En la solución resultante, se cumple que
A/2=0 x M2
Para el H2S04, 0=2.
Entonces
A/2=2x 0,5=1
Clave
I m p o r t a n t e
En forma práctica, si en una dilución el volu­
men final es el doble del inicial, entonces su
concentración resulta ser la mitad.
Problema N." 22 /
En relación con las disoluciones, señale la se­
cuencia correcta de verdad (V) o falsedad (F)
según corresponda.
I. Es toda solución líquida donde el solvente
es el agua. ^ g
II. En 50 mL de una solución diluida de HCI hay
más soluto que en 50 mL de una solución
concentrada del mismo ácido.
III. Para neutralizar una solución ácida de
H2S04 podemos usar una solución de
KOH.
A) FFV
D) VVF
Resoluc
B) FVF C) FFF
E) VVV
Falso
En una solución líquida, el solvente no ne­
cesariamente es el agua. Dependiendo de
lo que se desee disolver, el solvente puede
ser alcohol etílico, benceno, éter, etc. Sin
embargo, lo común es trabajar con solu­
ciones acuosas.
Falso
Para una misma cantidad de solución, una
solución diluida tiene menor cantidad de
soluto que una concentrada.
Verdadero
Para neutralizar un ácido como el H2S04,
se requiere una base, comúnmente un hi-
dróxido, que podría ser el KOH.
Clave
Si se requiere 4 litros de cloruro de potasio
(KCI) 1 N y se cuenta con 3 litros de (KCI) 3 N,
¿qué es lo que podemos hacer? Señale los
enunciados correctos.
I. Podemos diluir una parte de la solución
3 N hasta alcanzar la concentración 1 N.
Podemos agregarle más soluto a la solu­
ción 3 N.
No se puede hacer nada para obtener la
:¡ón 1N.
A) solo
D) Il y II
B) ly C) solo
E) solo
I. Correcto
Por dilución podemos pasar de una con­
centración de 3 N a otra de 1 N agregán­
dole más agua.
/ /
/ /
//
/
K ' n
a
x H ,0 ,
KCI(ac)
KCI(ac)

468. COLECCIÓN ESENCIAL Lum breras Editores
II. Incorrecto
Si se agrega más soluto a la solución de
(KCI) 3 N, entonces su concentración, en
lugar de disminuir, aumentará.
Se trata de una dilución. El volumen de soluto
(H2S04) puro no se altera.
^ s t o ( 1 ) = ^ s t o ( 2 )
III. Incorrecto
Por dilución podemos solucionar el pro­
blema. Lo analizamos en el caso I.
¡ Clave
................
Problem a M.’
25%(200 mL) =5%(200 mL+VO
- - ( 2 0 0 mL) =—^-(200 ml+V)
leo m
l/=800 mL
■Clave
¿Cuántos mililitros de agua debe agregarse a
200 mL de una solución de H2S04 al 25% en
volumen para reducir su concentración a la
quinta parte?
A) 600
B) 700
C) 800
D) 1000
E) 1200
Problema N.* 25 ’ __ _______
¿Cuántas moles de ácido fosfórico (H3P04) es­
tán disueltos en 400 mL de solución con una
normalidad de 0,6?
A) 0,03 B) 0,04 C) 0,08
D) o ,o r< jr e) 0,02
Ré^tución
Graficamos.
Resolución
Graficamos.
H3P 0 4(ac)
sto
n=?
0=3 (hay 3 H)
l/sol=400 mL=0,4 L
N=0,6
Sabemos que
N=0M
0,6=3M
M-0,2
%V'1=25%

469. Del concepto de molaridad
M = ^ °
V,
sol
o 2 H!2!- nsto
' 0 , 4 i
^sto=0,08 mol
Clave
Fres
Si Roberto por casualidad derrama toda la so­
lución de un frasco etiquetado con Ca(OH),
0,5 M. ¿Qué volumen de solución podrá pre­
parar si solo cuenta con 7,4 g de Ca(OH), para
reponer la solución?
M(Ca(OH)2)=74 g/mol
A) 100 mL
D) 250 mL
B) 150 mL C) 200 mL
E) 300 mL
Resolución
Graficamos.
Ca(OH)2(ac)
V
^sor?
M=0,5
mol
..... ..... uhi»Mi H
ll i m i —
nnTfj;
Como vemos, Roberto deberá disolver el so­
luto con agua hasta alcanzar la concentración
deseada.
ó
sol
0,5
pióí (7,4 ,g//74 / O )
V,
sol
Vsol=0,2 L=200 mL
Clave
¿Cuántos mililitros de KOH 0,4 M deben ser
agregados a 10 mL de'HBr 0,1 M para que en
la solución formada el único soluto sea KBr?
A) 10
D) 3,0
B) 7,5 C) 5
E) 2,5
Realizamos el esquema.
./Y
V
K0 H(ac)7 >
c
Mß=0,4
HBr(ac)
KBr(ac)
1^=10 mL
m a =0,1
L

470. Para que en la solución final solo esté presente
la sal como soluto, la neutralización debe ser
exacta. No debe haber exceso de ácido ni de
base.
Calculamos la normalidad de cada solución:
N=QM.
KOH .
HBr
0,4
0,1
1 i 0,4
0,1
Como sabemos, en una neutralización se cum­
ple que ^
n a va=n bvb
-> 0,1x10 mL=0,4xt/g
/. Vb=2,S mL
,
v .:
s ,,5
W /
Clave
■
,.r%
:
Pro b lem a N / 2 0
%
El oxígeno disuelto en el agua es importan­
te para preservar la vida acuática. Si en una
muestra de agua potable saturada con este
gas, a 20 °C, nos piden determinar su concen­
tración molar sabiendo que su solubilidad es
9,1 mg por litro, entonces nuestra respuesta
sería
M (02)=32 g/mol
-4
A) 2,84x10 M.
-3
B) 1,42x10 M.
C) 2,84x10~3 M
D) 1,42x10~4 M.
E) 2,84x 10:2 M.
Resolución
A partir de la solubilidad, determinamos la
molaridad.
S20°c = 9,1 mg/L agua potable
u 2
M=?
Si trabajamos con un litro de agua potable,
entonces
^ = 1 L
M t =9,1 mg=9,1x10 3 g
nsto =
9,1x10~3g
32 g/mol
= 2,84x10-4 mol
2,84x10 4mol 4
M =---------------- = 2,84 x 10 mol/L
Clave
1 L
4f V '
i 29
¿En qué proporciones se deben mezclar los
volúmenes de dos soluciones de H2S 0 4(ac)
0,2 M y 0,8 M respectivamente, para que la
solución resultante tenga una concentración
de 0,4 M?
A) 7
D)f
Resolución
» ! C)
E)
Por la información que dan vamos a mezclar
dos soluciones cuyos datos ordenamos así:
ÍLUCION I SOLUClUN 2 SCMIJCtON
Vi
M,=0,2 m2=0,0 M3=0,4

471. Nos piden — .
^2
Sabemos que en estos casos se cumple
m ^ + m 2v2=m 3v3
—
> 0,2/1+0/8V'2=0,4(l/1+ /2)
0,4V2=0,2V^
Vi 2
l i _ _
V2 1
Clave
o ;5
d:V;vur vl. '
I
Juan requiere obtener cloruro de sodio (NaCI)
sólido para utilizarlo en la preparación de un
platillo especial que está cocinando. ¿Cuál de
las siguientes soluciones le proporciona, por
evaporación, la mayor cantidad de sal?
A) 200 mL de NaCI(ac) 0,1 M
B) 100 mL de NaCI(ac) 0,5 M
C) 50 mL de NaCI(ac) 0,2 M
D) 500 mL de NaCI(ac) 0,1 M
E) 400 mL de NaCI(ac) 0,4 M
Si la salmuera (NaCI(ac)) se calienta, el agua se
evapora y nos queda la sal sólida.
H2°(g)
V.sol
M
- r
NaCI(ac)
NaCI(sí
esto
nsto=Ml/sol
Como vemos, la cantidad de sal disuelta antes
y la que queda después de la evaporación es
la misma.
nsto ~ nsto ~ W xVso|
Observamos cada caso.
^sol(L) x ^(mol/L) “ ^sto(mol)
i a) 0,2 0,1 0,02
b) 0,1 0,5 0,05
c) 0,05 0,2 0,01
d) 0,5 0,1 0,05
: e) 0,4 0,4 0,16
Clave
i

472. PRACTIQUEMOS LO APRIiW TO
1. De los siguientes materiales, identifique a
aquel que no es una solución. Aplique su
experiencia cotidiana.
A) latón
B) gasolina
C) gas natural
D) jugo de fresa
E) ácido muriàtico
C) en 100 g de solución hay 37 g de sal.
D) en 100 g de solución están disueltos
como máximo 37 g de NaCI.
E) la sal es insoluble en agua a 50 °C.
5. En un experimento se requiere 20 g de clo­
ruro de potasio (KCI). ¿Cuántos gramos de
una solución acuosa de esta sal al 10 % en
masa debemos utilizar?
2. El hidróxido de sodio (NaOH) es un sólido
blanco que al disolverse en agua forma una
mezcla homogénea llamada soda cáustica.
Sobre ella no es correcto afirmar que
■
A) se trata de una solución
B) el soluto es el NaOH.
C) la solución formada es líquida
D) el solvente es el agua,
E) es una mezcla difásica (dos fases).
3. Una solución binaria es aquella donde
éT
¿Qué volumen de agua está contenida en
500 mL de agua oxigenada al 5% en vo­
lumen de peróxido de hidrógeno (H20 2)?
A) 25 mi
D) 475 mL
B) 50 mL C) 400 mL
E) 450 mL
i • ver la etiqueta del frasco
A) el solvente es el agua.
B) el soluto es un sólido.
C) solo hay un soluto.
D) la solución es líquida.
E) la solución es gaseosa.
4 . De una tabla de solubilidad, obtenemos la
siguiente información:
S^ao” =37 g/100 g H,0
Lo correcto es afirmar que
A) solo se disuelve 37 g de NaCI por cada
100 g de agua, a cualquier temperatura.
B) como máximo se disuelve 37 g de
cloruro de sodio en 100 g de agua a
50 °C.
CaCI2(ac)
12%
en masa
podríamos afirmar que
I. es una solución líquida donde el soluto
es el cloruro de calcio.
II. por cada 100 g de solución, 12 g son de
CaCI2.
III. el agua es el solvente.
A) I y II
B) solo I
C) solo II
D) Il y III
E) Todas son correctas.

473. Capítulo 11
Determine la concentración molar de 2 li­
tros de una solución acuosa que contiene
3,4 g de amoniaco (NH3) disueltos.
Masa molar (g/mol): H=1; N=14
A) 0,1 B) 0,2 C) 0,3
D) 0,4 E) 0,5
Al calentar 500 mL de NaCI(ac) 0,2 M hasta
que todo el agua se evapore, ¿cuál será la
masa de la sal que queda en el recipiente?
M(NaCI)=58 g/mol
A) 2,9 g B) 5,8 g C) 11,6 g
D) 14,5 g E) 58 g
i
Complete la siguiente tabla:
1
i c r '
:Y„ W am
SO! UTO M
%
%
'* ■ ¿00/
Sr(OH)2 .0,2 X >. Y
Hl W z 0,5
Dé como respuesta y V,
£=X+Y+W +Z <
c H
A) 2,5 B) 1,5 C) Z 9
D) 3,9 E) 4,2
11. Respecto a una solución de hidróxido de
bario (Ba(OH)2) 0,5 N, lo correcto es afir­
mar que
-A) la molaridad y la normalidad son ¡guales.
B) la molaridad es el doble de la norma­
lidad.
C) el parámetro 0 es 0,5.
D) la molaridad es 0,25.
E) no se puede calcular la concentración
molar.
Del siguiente esquema
200 mL
0,2 M '
¿qué proposiciones son correctas?
I. Se está diluyendo la solución de soda
cáustica.
II. La solución final también es de soda
cáustica.
III. La concentración de la solución resul­
tante es 0,1 M.
IV. La cantidad de soluto se reduce a la
mitad.
ÍM ) solo I B) solo II C) I, II y III
D) solo III E) todas
. Si como máximo se puede disolver de un
determinado soluto 15 g por cada 100 g de
agua a 20 °C, señale la secuencia correcta
de verdad (V) o falsedad (F) según corres­
ponda.
I. En 100 g de agua se puede disolver 8 g
de este soluto.
II. En 200 g de agua, como máximo se di­
suelve 30 g de soluto.
III. Si disolvemos 15 g de soluto en 100 g
de agua, la solución formada estará sa­
turada.
A) VVV B) VVF C) FVV
D) FFV E) FFF

474. Se hace burbujear cloruro de hidrógeno
(HCI) y dióxido de carbono (C 02), ambos
gaseosos, en 5 litros de agua, quedando
disueltos un gramo de cada gas. Al respec­
to, podemos afirmar que
I. hay dos solutos y un solvente.
II. el agua es el disolvente.
III. la solución formada es líquida.
IV. se formó una solución concentrada.
A) VVVV
B) VVVF
C) VVFF
E) FFVV /
/ jÉÉÉ* a .
jf x %
I !
15. Se tiene dos soluciones alcohólicas: una
de 1% en volumen y la otra de 40% en
%
K
, 'i&
r &
volumen. Con esta información se puede
afirmar que
A) ambas son soluciones diluidas.
B) ambas son soluciones concentradas.
C) la solución de 1% en volumen es la
concentrada.
D) agregando agua a la solución de 40%,
le reducimos su concentración.
E) agregando agua a la solución de 1%,
le aumentamos su concentración.
16. Se disolvió 7 g de cloruro de potasio (KCI)
en suficiente agua y se formó 200 g de so­
lución. ¿Cuál es su concentración expresa­
da en porcentaje en masa?
A) 3,5% B) 7% C) 14%
D) 21% E) 28%
17. Una botella contiene 500 mL de vina­
gre al 5% en volumen de ácido acético
(CFi3COOH). ¿Cuántos mililitros del soluto
se hallan disueltos?
A) 20 B) 25 C) 30
D) 35 E) 40
VI. Calcule el número de moles del soluto di­
suelto en 250 mL de una solución de ácido
nítrico (HNO3) 0,2 M.
A) 0,2
B) 0,12
C) 0,1
D) 0,08
E) 0,05
W Se sabe que la densidad del vinagre es
1,05 g/mL y que contiene ácido acético
(CFi3COOFi) al 4,5% en masa. ¿Cuál será
su molaridad?
M(CH3COOH)=60 g/mol
A) 0,52 M
B) 0,79 M
C) 0,88 M
D) 0,92 M
E) 0,98 M
20. ¿Qué normalidad tiene una solución acuo­
sa de hidróxido de bario si por cada 5 litros
de ella hay 0,8 moles de soluto?
A) 0,32 B) 0,16 C) 0,08
D) 0,02 E) 0,01

475. Se tiene 100 mL de una solución de ácido
fluorhídrico (HF) 0,2 N. Halle la cantidad de
moles de soluto disueltos.
A) 0,04
B) 0,02
C) 0,01
D) 0,2
E) 0,1
22. Para formar una solución de H2S04 0,4 M,
¿cuántos mililitros de agua se debe adicio­
nar a 200 mL de H2S04 1M?
A) 200
B) 250
C) 300
D) 350
E) 400
23. Vertimos 100 mL de agua a una solución
alcohólica al 20% en volumen. ¿Cuál será
su concentración final si se sabe que el vo­
lumen inicial fue de 400 mL?
A) 10%
B) 12%
C) 16%
D) 18%
E) 5%
24. Al mezclar 20 mL de HBr 0,5 M con 30 mL
de HBr 0,1 M, ¿cuál será la concentración
de la solución resultante?
A) 0,12 M
D) 0,26 M
B) 0,18 M C) 0,22 M
E) 0,36 M
25. Se formó 400 g de una solución salina al
20% en masa. Si para ello se usó 100 g
de una solución más concentrada, ¿qué
concentración debió tener esta solución
inicial?
A) 85%
D) 70%
B) 80% C) 75%
E) 50%
26. Se mezcla 2 kg de NaCI(ac) al 5% en masa
con 3 kg de NaCI(ac) al 20%. ¿Cuál será la
■ concentración de la solución formada?
A) 14%
D) 70%
B) 18% C) 75%
E) 50%
¿Cuál debe ser la concentración del ácido
clorhídrico (HCI) para que al usar 10 mL de él
se pueda neutralizar 50 mL de NaOH 0,5 N?
0 J0' 'í3
*
A) 2 N
B) 2,5 N
C) 2,8 N
D) 3 N
E) 3,2 N
¿Cuántos litros de KOH 0,5 M requerimos
para neutralizar 10 litros de HBr 0,2 N?
A) 3
D) 4
B) 3,2 C) 3,8
E) 4,4
En la neutralización del ácido sulfúrico,
¿cuál de las siguientes sustancias no se
puede utilizar?
A) NaOH B) Ca(OH)2 C) KOH
D) LiOH E) HF

476. 30. ¿Con cuál de las siguientes soluciones se
debe neutralizar completamente 50 mL de
HCI 0,1 M?
A) 25 mL de NaOH 0,2 N
B) 25 mL de HBr 0,1 N
C) 50 mL de KOH 0,2 N
D) 10 mL de HF 0,1 N
E) 50 mL de H2S04 0,5 N
31. Con respecto a una solución, señale la se­
cuencia correcta de verdad (V) o falsedad (F).
I. Con un microscopio electrónico se
puede diferenciar al soluto y solvente.
II. En una solución líquida se puede disol­
ver otros solutos. - - ¡
III. En soluciones gaseosas no se puede
decir cuál es el solvente.
A) VVF
B) FVF
C) FFF , '^ *
D) VW
E) FFV
32. Si disolvemos 5 gramos de hidróxido de
potasio (KOH) en 10 litros de agua, no po­
dríamos afirmar que
A) se forma una solución diluida.
B) la solución que se obtiene es líquida.
C) se forma una solución básica.
D) con esta solución podemos neutralizar
una solución ácida.
E) al agregar más soluto, la solución se
va diluyendo.
33. En un recipiente de laboratorio, colocamos
8 g de NaOH y luego vertimos agua hasta
formar 1600 mL de solución. ¿Cuál será la
molaridad de dicha solución?
M(NaOH)=40 g/mol
A) 0,10 B) 0,125 C) 0,150
D) 0,20 E) 0,25
34. ¿En qué proporción se deben mezclar dos
soluciones, la primera de HN03 1N y la
segunda de HN03 0,1 N, para formar una
solución de concentración 0,6 A/?
A) | B) | C) |
6 5 4
35. Al neutralizar 40 mL de H2S04 0,2 M se
usaron 80 mL de KOH. ¿Cuál fue la molari­
dad de la solución básica usada?
A) 0,4
B) 0,35
C) 0,3
D) 0,25
E) 0,2
36. Es necesario preparar una solución de clo­
ruro de potasio (KCI) 0,25 M. ¿Cuáles de­
ben ser las concentraciones posibles de las
soluciones a mezclar para dicho propósito?
A) 0,1 M y 0,15 M
B) 0,2 M y 0,05 M
C) 0,2 M y 0,03 M
D) 0,1 M y 0,04 M
E) 0,2 M y 0,4 M

477. En un frasco de vidrio de 250 mL de ca­
pacidad máxima se requiere preparar una
solución de soda caústica, para ello solo se
dispone de 2 gramos de NaOH puro. ¿Cuál
será la concentración molar mínima que se
puede obtener en dicho recipiente?
M(NaOH)=40 g/mol
A) 0,2 B) 0,25 C) 0,4
D) 0,04 E) 0,5
Se recoge 500 mL de una muestra de agua
residual de una industria papelera. Al ha­
cer los análisis químicos correspondientes
para conocer su grado de. contaminación,
se halló que la concentración de oxígeno!
disuelto es 4 mg/L. Con esta información :
podemos afirmar que la concentración /
molar de este gas es ;r W / ’
M (0 2)=32 g/mol
A) 2,5x10-3.
B) 2,5x10"2.
C) 1,25x10~3.
D) 2,5 x10-4.
E) 1,25 x10"4.
Para quitar químicamente los carbonatos
de las tuberías de una instalación indus­
trial, se necesita ácido muriàtico al 20 % en
o
masa. Para ello se prepara 10 m de solu­
ción con una densidad de 1,2 kg/L, en ella
la masa de agua utilizada es
1 m3=1000 L
A) 9600 kg. B) 9200 kg. C) 9000 kg.
D) 10 000 kg. E) 8000 kg.
Un estudiante por accidente derramó la
mitad de una solución de H2S 0,2 M que
se utilizaría para un experimento. Para que
el encargado del laboratorio no se diera
cuenta, lo reemplazó con agua. Con res­
pecto al enunciado podemos afirmar que
A) el experimento a realizarse probable-
ú mente dé los mismos resultados.
B) la nueva solución tiene una concentra­
ción mayor a la inicial.
C) la solución final se diluyó a la mitad de
su concentración.
D) la nueva solución tiene una concentra­
ción de 0,05 M.
E) la concentración de la nueva solución
se redujo en un 25%.
C lü t/e s
1 6 ; 11 16
2
_ ' i
7 12 17
3 8 13 18
4 9 14 19
5 10 15 20
21 26
i
31 36
22 27 32 37
23 28
i
33 38
24 29 34 ^ 39
25 30 35 40

479. La naturaleza es una mezcla de sustancias químicamente
ácidas, básicas o neutras. Estas sustancias extraídas o trans­
formadas son encontradas en los diferentes alimentos, me­
dicinas, materiales de limpieza y, por supuesto, en un labo­
ratorio de química.
Las más importantes de estas sustancias son los ácidos y las
bases, que manifiestan propiedades opuestas. Generalmen­
te, cuando interaccionan, ocurre una reacción de neutraliza­
ción con la que se puede generar sal y agua.
En la actualidad existen diferentes conceptos para describir
ácidos y bases de acuerdo con las teorías, es decir, son con­
ceptos condicionados, pero antes es necesario diferenciarlos
por sus propiedades generales.
Describir las propiedades generales de ácidos y bases.
Interpretar las teorías de los ácidos y bases.
Utilizar el pH para identificar mezclas de carácter ácido,
básico o neutro.
En la naturaleza, encontramos ácidos y bases que cumplen
un rol importante para los seres vivos y su entorno. Pero
otros los afectan de forma negativa; por lo tanto, es impor­
tante su identificación para realizar el uso adecuado por tipo
y las concentraciones de estos.
Mediante distintos procesos industriales se obtienen ácidos
y bases que suelen ser la materia prima de otras mezclas
necesarias para el hombre de forma directa o indirecta.

480. Estas propiedades se cumplen para la mayoría de ácidos y ba­
ses, tanto en propiedades físicas como químicas.
Lejía es la denominación co­
mercial genérica del hipoclorito
de NaCIO disuelto en agua. El
porcentaje en masa de NaCIO
es 5% en general. Es usado para
remover las manchas y eliminar
los gérmenes.
El vinagre proviene de la fer­
mentación acética del alcohol
como en el caso del vino y la
manzana. Contiene una concen­
tración del 3% al 5% en masa
de ácido acético, CH3COOH,
en agua.
Tienen sabor cáustico o amargo. Tienen sabor agrio.
En disolución acuosa azulean En disolución acuosa enrojecen el
el papel de tornasol rojo. papel de tornasol azul.
_ . . r ., , , Decoloran la fenolftaleina enroje-
Enrojecen la fenolftaleina. . , , ,
J cida por las bases.
Producen una sensación un­
tuosa al tacto. . ‘ ^
i w w *
I !«'T ' w M <
Disuelven grasas.
V _
y
Neutralizan la acción de los
ácidos (antiácidos).
En disolución acuosa dejan pa­
sar la corriente eléctrica (con­
ductor eléctrico).
Son de consistencia áspera al tac­
to.
Descomponen carbonatos y bicar­
bonatos metálicos, producen efer­
vescencia, C02.
Reaccionan con metales activos y
desprenden hidrógeno.
Neutralizan la acción de las bases.
En disolución acuosa dejan pasar
la corriente eléctrica (conductor
eléctrico).
Concentradas destruyen los Concentrados destruyen los teji-
tejidos biológicos vivos (son dos biológicos vivos (son corrosi-
corrosivas para la piel). vos para la piel).

481. 2, Frente a ios indicadores colométricos (pueden cambi
de color)
La base en disolución acuosa
azulea ei papel de tornasol rojo.
La disolución acuosa erjíiíe."
papel de tornasol azul.
1.3. Las bases
A nuestro sentido del tacto, producen una sensación jabonosa
o resbalosa; ppr ejemplo,: tenemos el jabón, ¡a lejía y el deter-
Los bicarbonatos metálicos también son sales: NaHC03,
KHCO3, entre otros.
Se descomponen por acción de ácidos, por ejemplo, se mues­
tra en las cuatro ecuaciones químicas.
Ejemplos
C a C 0 3(S) + HCI(aC) —
> Ca(^2(ac) + H20 (í)+ C 0 2(g)
M g C 0 3(s)+ H 2s o 4(ac) —> C a S 0 4£
aCj + H20 (f) + C 0 2(g)
N a H C 0 3(S) + H2S 0 4(ac) —
^ Na2S 0 4(ac) + H20 (())+ C 0 2(g)
N a H C 0 3(s) + HCI(ac) —» N a d (aC) + H20 (fJ)+ C 0 2(g)
El papel de tornasol se usa para
examinar la presencia de ácidos
o bases.
Está hecho de celulosa mien­
tras que el indicador está hecho
principalmente de liqúenes. La
celulosa no cambia de color,
pero el indicador sí cambia de
color al sufrir reacción química.
Lafenolftaleina se puede expre­
sar como C20H14O4; para su uso
como indicador, se disuelve en
alcohol (líquido incoloro).
Actúa como ácido débil, por lo
tanto, reacciona con la base; así
se percibe el cambio de color a
rojo grosella.

482. Es decir, podemos predecir la fórmula química de los produc­
tos (sal, H20 y C 09) y, en forma general, las ecuaciones quími­
cas son las siguientes:
Bicarbonato de sodio, NaHC0 3
Sal de carácter básico, de color
blanco. Su presentación es en
forma de polvo que se toma
como medicamento para aliviar
laacidezy el dolor de estómago.
El ácido nítrico, HN03
, es un
líquido viscoso y corrosivo que
puede ocasionar graves que­
maduras en los seres vivos. Es
utilizado comúnmente como
un reactivo de laboratorio, des­
compone a los carbonatos y bi­
carbonatos y corroe los metales
activos.
Aplicación 7
El carbonato de estroncio, SrC03, se descompone por acción
de ácido clorhídrico concentrado HCI(ac). Escriba la ecuación
química.
Resolución
Los productos son. H20 , C02 y la sal que contiene a los iones:
Sr+2 (proviene de SrC03) y Cl-1 (proviene de HCI) siendo la
fórmula química: .
S r+2+ c r 1 =SrCL „VV*'. .« *•>.,
• .
; 'Ú
Entonces, la ecuación química es
Sr<“ ° 3 (s )+ H C '(ac) _> Sr<^2(ac)+ ^ 2 ^ (í)+ ("°2 (g )
Aplicación 2
El bicarbonato de sodio, NaHC03, se descompone por acción
de ácido nítrico concentrado, HN03(ac). Escriba la ecuación quí­
mica.
Resolución
Los productos son H20, C 0 2 y la sal que contiene a los iones:
Na+1 (proviene de NaHC03) y NO^ 1 (proviene de HN03) siendo
la fórmula química Na+1+N 031=NaN03. Entonces, la ecuación
química es
-> NaN03(ac)+H20 (1)+ C 0 2(g)
NaHC03(s)+HN03(ac)

483. 1.5. Los ácidos son corrosivos
Los ácidos reaccionan con el metal (metal activo); este fenó­
meno químico (corrosión) se expresa por la ecuación química
correspondiente como sigue:
Z n(s)+HCI(ac) —
» Z n C ,2(ac) + H2(g)
^n(s)+*~*2^°4(ac) —
> Zn S°4(ac) + H2(g)
F e ( s ) +H CI(ac) —
> Fe(“ *3(ac) + H2(g)
C U ( 5 ) + H C I ( a C ) —
» No ocurre reacción
tal rioactivo
nte a HCI....
química.
El ácido clorhídrico, HCI(ac), no
reacciona con el cobre, pero el
ácido nítrico, HN03
, sí reacciona
con el cobre y genera produc­
tos diferentes dependiendo si
este ácido está diluido o con­
centrado.
A plicación 3
La cinta de magnesio, Mg(s), reacciona fácilmente con ácido
clorhídrico concentrado HCI(ac). Escriba la ecuación química.
Reso lu ció n
Los productos son H2(g) y la sal formada por ion magnésico
Mg+2 (proviene de la oxidación de Mg) y el cloruro Cl~1 (pro­
viene de HCI).
Sea la fórmula química
Mg •?+C! ' =MgCI2,
Entonces, la ecuación química es
^9(5) ^9^-l2(ac)"^*^2(g)
Se desprenden simultáneamente
N02y NO. La proporción entre
ambos depende de la concen­
tración del ácido; es más elevada
la cantidad de N02 cuanto más
concentración tenga el ácido. En
este caso incluso se desprecia la
producción de NO.
Hay que tener cuidado con la
mezcla de gases (N0+N02),
esto es tóxico.
4HN03
+Cu -> Cu(N03
)2+4N02
(g
)+2H20
No pruebes ningún ácido o
base a no ser que tengas la ab­
soluta certeza de que es inocuo.
Algunos ácidos pueden produ­
cir quemaduras muy graves. Es
peligroso incluso comprobar el
tactojabonoso de alqunas bases

484. j ! El jabón es un material sólido
o líquido que, mezclado con
agua, sirve para la limpieza del
r.::x cuerpo y lavar la ropa.
Es una sustancia con dos partes,
una de ellas llamada lipófila (o
hidrófoba), que se une a las go-
titas de grasa y la otra, denomi­
nada hidrófila, se une al agua;
De esta manera se consigue d¡-
Mí solver la grasa en agua.
;¡ : Los jabones químicamente son
sales alcalinas de un ácido gra­
so de cadena larga, es decir, una
sal orgánica de carácter básico.
El jabón comercial es una mez-
| da de la sal alcalina con otras
sustancias.
Los detergentes son una mez­
cla de muchas sustancias. El
componente activo de un de­
tergente es similar al de un ja­
bón, su molécula tiene también
una larga cadena lipófila y una
terminación hidrófila.
En el lavado de ropa, una de
las razones por la que los de­
tergentes han desplazado a los
jabones es que se comportan
mejor que estos en aguas duras.
ni i ./
1.6; Capacidad disolvente
Existen muchas grasas que el agua no disuelve, pero la base sí.
Ejemplo
V
C ‘.W L >•>^
clOUti
c y / y / j o
C y — .> / , ,V -
___aos Q
raféf
A , ' 1 * 7
}
/ V
L i
L .W .Í H - >
r
JlJa.bón (ba%) disudvt»
1.7. Neutra.lizac^^
En la reacción de neutralización ocurre la transformación mu­
tua de ácido y base.
Ejemplo
N a °H(aC
)+HCI(ac) -> NaCI(ac)+H20 (()
Explicamos la transformación química paso a paso; se inicia
con ruptura de enlaces químicos y finaliza al formarse nuevos
enlaces químicos.
Inicial
HCI(ac) + NaOH(ac)
. (H+ + CP) + (Na+
+OH~)
Na+CI(ac) + H+0H NaCI(ac) + H2°(0
V---------j>
NaCI
+ H.O
_ ¿ J
jflt<

485. Antiácido
En medicina, un antiácido es una sustancia o
mezcla con propiedades básicas que actúa en
contra de la acidez estomacal (al incrementar­
se la concentración del ácido).
Los más conocidos son los siguientes.
Hidróxido de magnesio
Mg(OH)2
Hidróxido de aluminio
AI(OH)3
Leche de m agnesia
M ylanta
B ica rb o n a to de sodio
N a H C 0 3
C a rb o n a to de calcio
C a C 0 3
1.8. Conductor eléctrico
Sal d e"'A ndrew s%
/
T u rn s.
-0
■
0
0
.
Disolución acuosa significa que la mezcla ho­
mogénea es líquida. El ácido fuerte o la base
fuerte, al disolverse, se disocia en iones (catión
y anión). Estos iones son conductores eléctri­
cos por estar cargados eléctricamente y tener
la libertad de trasladarse en el seno del agua.
2. TEORÍAS
Son propuestas condicionadas para identificar
los ácidos y bases. Estas no se contradicen, al
contrario, se complementan y fueron postula­
das en diferentes épocas.
2.1. Teoría de Svante Arrhenius (18?-/)
La sustancia se disuelve en agua, así se disocia
en dos tipos de iones (catión y anión), es de­
cir, es una solución acuosa en la que el soluto
puede actuar como ácido o base.
Libera iones hidrógeno Libera iones hidróxido:
ó protón: H+1 (OH)-1
s
Si consideramos el capítulo de nomenclatura
inorgánica, tenemos lo siguiente:
* Los hidróxidos actúan como base.
¿
tg .. ..« />
■
9 Los ácidos actúan como ácido.
/ f &yfr
Pero también existen ácidos orgánicos (ácido
carboxílico); estos actúan como ácido de Svan­
te Arrhenius.
Ejemplos de bases de Arrhenius (hidróxidos).
Base Agua
NaOH(s)
h2ow
--------- >
C a(°H)2(S
)
H2O
(0
--------- >
a Ko h )3(s)
H2O(0
--------- >
Cation Anión
N a + (ac) + 0 H Iac)
C a (a
+c, + 2 0 H jac)
A'íc) + 30H -k)
La última disociación también se puede escri­
bir de la siguiente manera:
AKOH)3(ac) Al(ac) + 30H;ac)

486. Ejemplos de ácidos de Arrhenius.
El agua disuelve compuestos ió­
nicos y compuestos covalentes
• ; polares, y los disocia totalmente
en iones si estos son fuertes, ta­
les como HCI, KOH y KCI.
y. -1 ; <^rr r,’ '>
,*/vh ü - * .
2
(HÓ+ (cr) © +©
;
, ; :
i. —piiesíos.'.'
|
i
f
Acido Agua Catión Anión
HCI(g,
H2°(C)
-
> < , +
CIW
HCN(g
>
h2o(()
-> Híac, + CNÓ ,
H2S 0 4
(£
))
H2°(C)
-> 2Hm
+ ^ 4(ac)
La última disociación también se puede escribir de la siguiente
manera:
H2S0 4(ac) -----------> 2H[ac) + SO-/(x)
Aplicación 4
El ácido fosfórico, H3P04, es un ácido tripótico. Escriba la di­
sociación.
H * w ~ '»px-Srf' X y* íMr v
>
• y - ' . ; í &
>
' :v
Resolución
Un ácido triprótico significa que libera 3H+
1 por cada molécula
de ácido.
1lV 0 4(aC
) -2 3 ll£ ,+PO -¿c!
(1 molécula; - protmc-;.
1‘ ’ •
El H2S04 es un ácido diprótico
porque al disolverse en H20 ((1
)
cada molécula se disocia y se
generan dos protones (2HÓ-
i •22. Teoría ácido-base de Bronsted-Lowry
Propuesta independiente del danés Johannes Nicolaus Bróns-
ted y el británico Thomas Martin Lowry en 1923.
; La condición es una reacción química de protólisis, es decir, la
transferencia de un protón (h +1
) se evalúa en un proceso quí­
mico reversible, por ello encontramos a dos especies químicas
ácidas y dos especies químicas básicas.
r" '’A
" ..■
......................... ^
, * - ,
<
"•:7, j u ) , •*i
.I >•■ ' ' --• *3i'• • • ! . . - ‘ -
Dona o cede un protón: H+
1 Acepta un protón: H+
1

487. Si la protólisis es reversible, se analiza en los dos sentidos.
Ejemplos
1.
cede h
^3(ac) + ^2^(C)
cpde
0 H(ac) + NH+
; (ac)
Dase
or'iiiqfVjí»
donde
Par conjugado base-ácido: NH3 y NH41
Par conjugado ácido-base: H20 y OH-1
La misma ecuación química de protóiisis se puede analizar
resaltando si los reactivos aceptan o ceden un protón.
f m i . C o
2. Intervienen las especies químicas NH3y H20 en la ecuación
---í.—:— -J-----
química de pr
h dil
O
cr
ís. /
% f : ■
:
v O ‘
: v
N H 3(ac) + , H 2° ( í )
V y
x J - ,.
NH4
+
(ac) + OH-c)
Dase
3 Intervienen las especies químicas CH3COOH y H20 en la
ecuación química de protólisis.
H ' y
CH3COOH(ac) + H20 (í) ^ CH3COO(ac) + H30 ;
(ac)
¿»
r¿
Ácido fosfórico, H3P04
También conocido como ácido
ortoíosfórico, es un ácido inor­
gánico, relativamente débil, que
se emplea en la industria de la
alimentación como conservan­
te, emulgente, acidulante (en
bebidas gasificadas) o como
corrector de acidez. Es un ácido
triprotico los protones se libe­
ran de forma secuencias. Según
la teoría de Arrhenius, las tres
disociaciones se escriben así.
H3P04(ac) ^ H^+Hj PO’^
2 r ^ 4 ( a c )
h2po
HPO4 (a c )
+HPO2-
4 (a c )
+PO3 -
4 (a c )
El ácido acético, CH3COOH
Es un ácido débil monoproti-
co. Se encuentra en el vinagre,
siendo el principal responsable
desu sabor agrio. Según lateo­
ría de Arrhenius la disociación
parcial se escribe así:
CH3-COOH ^ CH3-COO~+H+
!•.-) -OP|U<t.U'O

488. El ácido fluorhídrico, HF(ac)f es
un ácido altamente peligroso
formado por hidrógeno y flúor
disuelto en agua. No debe po­
nerse en contacto con mate­
riales de vidrio ya que puede
corroerlo. Por esto se manipula
bajo fríos extremos utilizando
material de plástico.
Al disolverse en agua, el HF(g
) se
ioniza parcialmente, por ello se
denomina ácido débil.
Su propiedad ácida se puede
explicar por la teoría de Arrhe­
nius o la teoría de Brosnted-
Lowry.
llllis
El amoniaco, NH3(g), gas incolo­
ro de olor desagradable, com­
puesto de hidrógeno y nitróge­
no, y muy soluble en agua, que
sirve de base para la formación
de distintas sales, se emplea en
la fabricación de abonos y pro­
ductos de limpieza o de refrige­
ración.
Al disolverse el NH3(g
j en agua
se ioniza parcialmente, por ello
se denomina base débil.
Su propiedad básica no se pue­
de explicar por la teoría de Arr-
henius pero sí por la teoría de
Brosnted-Lowry,
4. Intervienen las especies químicas NH^1y el S 2 en la ecua­
ción de protólisis (no participa el H20).
D
ctí conjuc<
-ic!u
NHJ1 + S'2 -> NH3 + HS-1
Anfiprótico
Especie química capaz de ceder (ácido) o aceptar (base) un
protón (lH+
1) en la protólisis.
&
/
Aplicación 5
Considerando las dos’-protólisis, identifique la especie química
que actúa como anfiprótico
'' v
h f +h 2o h3o ' 1+F_1
NH3+H20 ^ OH_1+N Ht!
Resolución % .1'*
% .
Analizamos la protólisis de manera independiente.
*
. tj
<
r J
, v
■ %
1H+1
1H+1
HF + H20 H30 +
1 + F"1
1H+
1 1H+
1
NH3 + H20 OH-1 + NH4+
i
Por lo tanto, H20 es anfiprótico.

489. Anfótero
Especie química capaz de actuar como ácido o base.
En la aplicación 5, el H20 es anfótero, también en la autoioni-
zación del agua.
3. LA AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA
El agua pura es un electrolito muy débil, es decir, se ioniza en
una proporción muy baja en sus iones hidronio H30 +
1(también
escrito como H+
1) e hidróxido OH-1.
Se representa con las siguientes ecuaciones químicas reversi­
bles:
Según Brónsted-Lowry, la autoprotólisis
H ,0 „ + H ,0 ,„ ^ Hjd^g + OH^, [ h30 +
1] =[0H "1]
base
2 (£) 7~T (ac) T
„ 'I
I I
Según Arrhenius, la autoionización |
Í h U -[OH ']
H 2°(C)
Si se alcanza el estado de equilibrio iónico donde las concen­
traciones molares de los iones ([ ]) son iguales.
Al producto de la concentración de iones hidronio (h30 +
1) por
la concentración de iones hidróxido (ohT1
) se le denomina
producto iónico del agua y se representa como Kw.
Este producto iónico tiene un valor constante igual a 10 , a
25 °C, y se representa de dos formas:
Kw=[h 3O+
1][o H“1
]=1-10-m
kw=[h +
1][o h -1]=i ■
10_M
Entonces, se cumple que
[h 3o +
1]=[o h _1]=io _7m
También
[h +
1]=[o h _1]=io“7/w
El agua tiene una estructura an­
gular y la ionización se puede
expresar de dos formas. Pede­
mos graficarlo de la siguiente
manera:
° x y °
Otra forma de expresar la mo-
laridad (M) es la concentración
molar [ ]; es más usada para los
iones disueltos en agua.
[H*]=n/V
[OH"]=n/V
[H30 +
]=n/t/
donde
- n=número de mol del ion
- ^volumen que ocupa cada
ion

490. . 4. ELECTROLITO FUERTE
Es el soluto que se disocia totalmente al disolverse en agua;
puede tratarse de ácidos, bases o sales. Para nuestro caso, tra­
taremos sobre bases y ácidos fuertes.
: ,v;:r i
a ■
' . ■ ■
Para comprobarsi una sustancia
es conductora la colocaremos
en serie en un circuito como el
siguiente.
La mezcla que cierra el circuito
es un electrolito fuerte acuoso
donde el agua ha ionizado to­
talmente al ácido fuerte, base
fuerte o una sal.
LiOH NaOH KOH RbOH CsOH Ca(OH)2 Sr(OH)2 Ba(OH)2
HCI HBr HI HCI04'HN03 H2S04
Aplicación 6
Para HCI(ac) 3 M, indique la concentración final de los iones.
Resolución
Para el ácido HCI^ 3 M, la concentración molar es al momen­
to de preparar; al final se tienen dos iones con una concentra­
ción de 3 M pa
Es decir I ^ ’» 'M 4
’ 1 '4?
H C U - +$ a
.,-^3 M . 0 y o
0 f : 3 M 3 M
Aplicación 7 V #
Para la solución Ca(OH)2(ac) 0,3 M, indique la concentración
molar final de los iones.
Resolución
La solución Ca(OH)2(ac) es una base fuerte.
1Ca(OH)2(ac) -> 1Caí¿ , +2 (OH)¿)
0,3 M 0 0
0,3 M 0 0
0 0,3 M 2(0,3 M )
0 0,3 M 0,6 M

491. A plicación 8
Para la solución H2S04(ac^0,3 M, indique la concentración mo­
lar final de los iones.
Reso lu ció n
La solución H2S 0 4^ es un ácido fuerte diprótico.
J
P
■
'
i
1H
2
so4
(a
c
) -> 2 H(ac) + 1S°4<ac)
0,3 M 0 0
-0,3 M 2(+0,3 M ) +0,3 M
0 0,6 M 0,3 M
HIDRÓGENO (pH)
El pH es una medida.de acidez o alcalinidad de una disper­
sión (mezcla) homogénea o heterogénea acuosa diluida. Tiene
relación inversa con la concentración del protón H+
1
, donde
[H+
1]<1 m . fJ^ A _____
¡§rf !i ]7
-
¿mm- H ' i i r
---------- i
?>í -
También se puede expresar como sigue: '
A la vez se puede evaluar la concentración de iones hidróxido
de la siguiente manera:
i
p O H = - loo OH
5.1. Escala de pH
A la temperatura de 25 °C, para una mezcla donde inten/iene
el agua en una dispersión (mezcla) homogénea o heterogénea,
la escala del pH va desde 0 hasta 14. Los valores menores que 7
indican el rango de acidez y los mayores que 7 el de alcalinidad
o basicidad. El valor 7 es neutro.
Acida [h+
1
]>[o et1
] 0<pH<7
Neutra [H]=[OH-1] pH=7
Básica [h+
1
]<[oh_1] 7<pH<14
El pHmetro es un instrumento
para medir directamente el pH
de la dispersión acuosa.

492. El jugo gástrico es una mezcla
de secreciones de varias células
epiteliales especializadas tanto
superficiales como de las glán­
dulas gástricas. Su composición
química consiste en agua, ácido
clorhídrico, trazas de cloruro de
potasio, cloruro de sodio, bicar­
bonato, enzimas y mucus.
La lluvia ácida es la precipita­
ción líquida de agua de lluvia
con presencia principalmente
de dos ácidos: HN03 y H2S04,
cuyo pH está por debajo de 5,5.
La lluvia ácida genera diversos
impactos negativos; por ejem­
plo, en la vegetación afecta a
los microorganismos fijadores
de nitrógeno. Un efecto indirec­
to muy importante es el empo­
brecimiento de ciertos nutrien­
tes esenciales por lo que los
vegetales no disponen de estos
y se hacen más vulnerables a las
plagas.
r
Es decir, simultáneamente se pueden calcular los valores de
pOHypH.
Jr_j limón , /1' j ... i ■
A ll 14 13 12 1
1 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1 0
pOH
PH
0 2 3 4 5 5 7 8 9 10 1
1 12 13 14
A p l ic a c ió n 9
El jugo gástrico es una dispersión de pH =2. ¿Cuál es el valor
de pOH?
Resolución
Considerando que la temperatura es 25 °C y sabemos que se
cumple que pH-t-pOH=14, entonces
pOH =14-pH -> pOH=14-2=12
Ejemplos
A continuación se muestran diferentes muestras químicas que
son dispersiones cón sus respectivos valores de pH a 25 °C.
jugo gástrico 2,0 amoniaco 11,5
limón 2,3 leche de magnesia 10,5
vinagre 2,9 pasta de dientes 9,9
refresco 3,0
disolución saturada de
bicarbonato sódico
8,4
vino 3,5 agua de mar a.o
naranja 3,5 huevos frescos 7,8
tomate 4,2 sangre humana 7,4
lluvia ácida <5,5 saliva (al comer) 7,2
orina humana 6,0 agua pura 7,0
leche de vaca 6,4 saliva (reposo) 6,0

493. Si conocemos el pH, se calcula la [h +
1
] y [OH 1
].
v
___
A n H~ -H)~P°HM
___
A plicación 10
Para una muestra de agua de mar con pH=8, determine la con­
centración de protón [h+
1
].
Resolu ció n
Sec*, u'j muestra
ce ciq
u
-3di? m
a*
-------f Utilizamos
[H+
1]=10-phM
Reemplazamos.
[H+
1
]=10"8M=1x 10-8M
A plicación 77
Para una muestra de refresco con p/-/=3, determine la concen­
tración de ion hidróxido [OH-1] a T=25 °C.
•
V
j?
'
. •
Reso lu ció n W
jr'U lei Ir•
de o -
N i"
con ot í -
_ _ SipH=3
V — entonces pOH=11.
Utilizamos
[OH+
1]=10-p° hM
« *
^ .fíT
Reemplazamos.
7
"=25°<
“ [OH-1]=10_11M-1x10_11M
En los problemas será necesario usar la equivalencia:
• Iog1=0 * Iog2=0,3
. Iog3=0,48 • Iog10=1
También algunas propiedades
* loga x b =logo+logb
logT =l°ga- |o9ò
b
logo n=nogo
El agua de mar es salada por la
alta concentración de diversas
sales. La densidad media en su­
perficie es de 1,025 g/mL, sien­
do más densa que el agua pura.
A mayor contenido en sal más
baja su punto de congelación,
por lo que el agua del mar se
solidifica por debajo de 0 °C.
Respecto de su propiedad quí­
mica podemos resaltar que es
ligeramente básica.
; V
ci-v
'2
La sangre es una mezcla hete­
rogénea que circula por venas
y arterias de los vertebrados. Su
color rojo característico es debi­
do a la presencia del pigmento
hemoglobínico contenido en
los glóbulos rojos.
Es un tipo de tejido especializa­
do, con una matriz coloidal lí­
quida de constitución compleja.
Respecto de su propiedad quí­
mica, podemos resaltar que es
ligeramente básica.

494. Aplicación 1
2
Calcule el pH de una dispersión homogénea
donde la [h+
1] =0,1 M.
Resolución
Nos piden el pH de la dispersión homogénea.
[h+
1
] =0,1 M =— x M=1x 10~1 M
10
Utilizamos pH =-log[H+
].
Luego, reemplazamos.
pH = -(log1x10_l)
pH = -(log1 + loglO ~
1 )
pH =- (log1+(-1)log10)
pH= -(0+ (-1) (1))
pH= 1
Aplicación 13
Calcule el pH de una dispersión homogénea
donde la [h3O+
1
]=0,01 M.
Resolución
Nos piden el pH de la dispersión homogénea.
El ion hidronio H30 +
1 es el protón H+
1solvata-
da, donde se cumple que
[H+
1]=0,01 M=1 x10~2 M=10~2 M
Utilizamos pH=(-1)log[H+
1l.
Luego, reemplazamos.
| ......... "1
pH=(-1)log10~2
pH = (-2) (-1)log 10=2
Aplicación 14
Calcule el [h+
1
] en una solución homogénea
básica de [OH~1
]=1x10”4 M a 25 °C.
Resolución
Nos piden el [h+
1
] a 25 °C.
A T=25 °C, se cumple que
[h+
1
1[o H"1
]=1x 10-14 M2
Luego, reemplazamos.
[ h+
1] x 1x 10-4 y
M' =1x10"14 M2
■
M
[ h+
1] =10"10
M
Aplicación 15
Calcule elpOH de una dispersión homogénea
donde el [oH_1]=0,002 M.
Dato: Iog2=0,3
Resolución
:i Nos piden el pOH de la dispersión homogénea.
Ordenamos la información.
[oH-1] =0,002 M = 2x10~3 M
Utilizamos pOH=(-)log[oH-1].
Luego, reemplazamos.
pOH=(-)log2x10-3
pOH—
(—
)||0g2+ Iog10 “3)
pOH=(—
)(log2+(—
3)log10)
pOH=(-)(0,3+(-3)(1))
pOH=(—
)(0,3—
3)
pOH=(-)(-2,7)=2,7
/. pOH=2,7

495. Svante August Arrhenius (1859-1927)
Científico sueco originalmente físico y más tarde químico y profesor. Fue galardo­
nado con el premio Nobel de Química de 1903 por su contribución al desarrollo
de la química con sus experimentos en el campo de la disociación electrolítica.
Planteó que las moléculas de los electrolitos se disocian en iones, y que la fuerza
de un ácido o una base está en relación directa con su capacidad de disociación.
W
M
W
El papel indicador universal es de gran utilidad en los labóratenos para'poder medir de manera muy
sencilla los diferentes pH aproximados de las mezclas acuosas. Su manejo es extremadamente sencillo,
pues basta con introducir un trocit-o de papel en la disolución problema, y este inmediatamente mostrará
un color determinado, que puede ir desde el rojo ai azul, dependiendo si es ácida o básica.
•- / ’
ó v fa .
x
■
V
t •
: V
¡ ! V
i 1 Ir
■
>.'v
fe
¿Cómo funcionan las tiras de papel indicadoras de pH?

496. ÁCIDOS Y BASES
Son sustancias químicas que están distribuidas en ia naturaleza. Se encuentran en los alimentos que
ingerimos, en las medicinas que utilizamos, en los limpiadores domésticos, etc.
L a n a r a n ja y e l lim ó n p o s e e n s a b o r a g r io L o s lim p ia d o r e s d o m é s t ic o s t ie n e n e n s u c o m p o s ic ió n q u ím ic a
d e b id o a l á c id o c ít r ic o y a s c ò r b ic o q u e p o s e e n . b a s e s c o m o e l h id r ó x id o d e s o d io , N a O H , a m o n ia c o , N H 3 . e t c .
Teorías ácido-base
Svante Arrhenius J. Bronsted T. Lowry
í
Ácido Base Ácido Base
iones iones un protón un protón
(H+
) (OH! (H+
) (H-)
Aumenta la [H+
] Aumenta la [OH ] Una base Un ácido
en el aguo en el agua conjugada conjugado
t w r n p io
H B r ( a c ) — * H (a c ) + B r (a c )
NaOH(aC
) —
» Na^c)+OH(ac)
HBr +NH3 ^ Br_+NH4
á c id o b a s e b a s e á c id o
c o n ju g a d o s

497. Problema N." 1
Respecto de las propiedades generales de los
ácidos, indique la secuencia correcta de ver­
dad (V) o falsedad (F).
I. Tienen sabor amargo o cáustico.
II. Producen efen/escencia con el carbonato
de magnesio.
III. Reaccionan con todos los metales.
A) W F B) FVF C) FFV
D) FVV E) VVV
Resolución
I. Falso . ,
Los ácidos tienen sabor agrio, por ejemplo,
el vinagre.
'i "
* /i'¡y' ¿fr*
{
■ v
'T;:;’rr.; •
II. Verdadero
Los ácidos descomponen los carbonates
metálicos ■ '
• MgC03: carbonato de magnesio
MgC03(S
)+HCI(ac) —
>MgCl2(ac)4'(“(-)2(g)+^2®(0
La efervescencia se debe al C02(g) liberado.
III. Falso
Los ácidos reaccionan con metales activos,
pero no son todos.
Clave
Problema H. 2
______________________________
Respecto de las propiedades generales de las
bases, indique la secuencia correcta de ver­
dad (V) o falsedad (F).
I, En disolución acuosa azulean el papel de
tornasol rojo.
II. Decoloran la fenolftaleina.
III. Producen una sensación untuosa al tacto.
A) FVF B) W F C) FFV
D) FFF E) VFV
I. Verdadero
Las bases vuelven azul el papel tornasol
rojo, esto debido a que el color original
del tornasol es azul. Durante la fabricación,
el papel de tornasol se mezcla con ácido
para volverse rojo; luego, cuando el torna­
sol entra en contacto con una base, vuelve
a su color azul original.
II. Falso
Las bases enrojecen la disolución alcohóli-
■ca de la fenolftaleína.
III. Verdadero
Las bases al tacto son untuosas, por ejem­
plo, la lejía.
Clave
Problema N.° 3*
I
I
.
Indique las proposiciones correctas respecto
de los ácidos.
I. Concentrados son corrosivos para la piel.
II. En disolución acuosa pueden conducir la
corriente eléctrica.
III. Neutralizan la acción de las bases.
A) solo I B) solo III C) I y II
D) II y III E) I, II y III

498. Resolución
I. Correcta
Los ácidos concentrados destruyen los teji­
dos biológicos, es decir, son corrosivos.
II. Correcta
Los ácidos disueltos en agua se disocian en
iones y estos conducen la corriente eléctrica.
III. Correcta
Al mezclarse con bases, ambos pierden sus
propiedades, es decir, ocurre un proceso
químico llamado neutralización.
Clave
III. Incorrecta
CaCI2(ac): Es el producto del proceso; por
su composición química es una sal neutra.
Clave
En general, el proceso de la descomposición
química del carbonato metálico (sal) se puede
representar de la siguiente forma:
carbonato
metálico
+ ácido -v sal + C 02+ H20
Problema M
.° A
Los ácidos descomponen los carbonatas me­
tálicos; los carbonatas metálicos son sales inor-
gánicas tal como CaC03(s), que se descompo­
ne como sigue:
C a C 0 3(S)+ HCI(ac) —> ^a<
^l2(ac)+ (“(^2(g)+ H2(^(t')
Indique las proposiciones correctas.
I. HCI(ac) es ácido.
II. La efervescencia se debe a la liberación del
gas C 0 2(g).
III. CaCI2(ac) es ácido.
A) I y II
D) solo
B) I y III C) Il y III
E) b My
Resolución
I. Correcta
HCI(ac): Es un ácido que causa la descom­
posición del carbonato de calcio.
II. Correcta
C 02(g): Es un gas de naturaleza apolar, li­
berándose (burbuja) conforme se produce.
Indique el proceso que no corresponde a este
caso.
A) CaC03(s) + HBr(ac)
-> CáBr2+ C02(g) + H20 (t)
B) CaC03(s) + HN03(ac)
-> Ca(N03)2(ac) + C02(g) + H20 (()
C) CaC03(s) + H2SO4 (a c )
CaS°4(aC
)+ C02(g) + H20 (G
D) CaC03(s) + HCI(a c )
C a C I 2 (a c ) + C 0 2 (g ) + H 2 ° ( ( )
E) CaC03(s) —
> CaOM+ CO
(s
) " 2 (g )
Resolución
Generalmente, el ácido se encuentra en un me­
dio acuoso, es decir, mezclado con agua líquida
como se muestra en las alternativas, excepto en
la última.
Clave

499. Problema N/ 6
El zinc metálico, Zn, es activo frente a muchos
ácidos, donde el hidrógeno del ácido es des­
plazado por el zinc.
Zn(S) + HCI(ac) -» a + b
Reconozca los productos o y b.
a b
A) ZnCI(ac) H2(g)
B) Zn2CI(ac) H2(g)
C) ZnC12(ac) H(g)
D) ZnH2(ac) Cl2(g)
E) Zn(“*2(ac) H2(g)
Resolución
El agua pura espontáneamente se autoioniza.
O c vir rt -n d o r?r o c o s o ?«- - .•
^2^(0 ^ ^(ac)+^ ^ W )
+
1
H
OH"1
H-,0
Clave
Resolución
Del enunciado, se deduce la naturaleza del pro-.
ceso químico donde participan el Zn y él HCI(ac).
Para completar tenemos que conocer la forma
estable de ambos productos.
,8 fe u .¿ i tí
Según la teoría de Svante Arrhenius, los ácidos
inorgánicos (oxácidos y ácidos hidrácidos), al
disolverse en agua, actúan como ácido. Indi­
que a! que no actúa como ácido.
rCiesplr
Zn(s) + H(^l(ac) ^ Zn<^2(ac) + H2(g)
Clave
A) H2S04{ac)
B) ,-H2S(ac)
C) HBr(ac)
D) NaOH(ac)
E) HF(ac)
Problema N." 7______________________________
El agua líquida, H20 (f), se autoioniza y alcanza
el equilibrio iónico como sigue:
^2^(0 ^ ^ (ac) + ^^(ac)
a b
Nombre los iones.
O
f------ .>■ ----^
A) hidrógeno
B) hidruro
C) protón
D) protón
E) protio
b
ion hidróxido
hidróxilo
hidróxilo
ion hidróxido
ion hidróxido
Resolución
Los ácidos son compuestos químicos cova­
lentes polares, los cuales se mezclan con agua
líquida, y se logran disociar en iones (protón:
H+
1y el respectivo anión); mientras que los hi-
dróxidos se disocian generando ion hidróxido
(OH)"1y el respectivo catión. Por ello son bases
de Arrhenius.
NoOH(ac, ->
1 1 i----------- ■
LSl.l.’Ki hj'iO
Clave

500. En relación con la teoría ácido-base de Bróns-
ted-Lowry
HF + HCI ^ CP1+ H2F+
1
indique lo que no se cumple.
I. HF es una base.
_-
i
II. Cl es un ácido conjugado.
III. HCI es un ácido.
A) solo
D) I y II
B) solo II C) solo
E) Il y II
Para reconocer las especies químicas, evalua­
mos la transferencia del protón (h +1
) en las
dos direcciones.
Primero hacia la derecha ( )
Segundo hacia la izquierda ( )
H20 + CH3NH2 CH3NH3
+
1 + OH-1
Para reconocer las especies químicas, evalua­
mos la transferencia del protón én ambos pro­
cesos químicos
(directa: e inversa: j ) recuerde que 1
el ácido dona protón y la base acepta protón
(h +1). /
Clave
HF + HCI Cl-1 + (HPF)+1
Se prepara una disolución NaOH(ac) 0,04 M.
Indique la concentración molar del ion hidróxi-
do OH -1
orolon
2'
acido
Sai;
Clave
Problema N.’ 10_____________________________
Respecto de la teoría ácido-base de Brónsted-
Lowry
H20 + CH3NH2 ^ CH3NH3+
1 + OH-1
indique las proposiciones correctas.
I. CH3NH2: base
II. OH-1: ácido conjugado
III. H?0 y OH-1: constituyen un par conjugado.
A) solo
D) Il y II
B) solo C) I y II
E) I y III
Aj 0,01 M B) 0,02 M C) 0,03 M
D) 0,04 M E) 0,08 M
Resolución
El NaOH(ac) es una base fuerte, es decir, se di­
socia totalmente.
Entonces, consideramos la teoría de Arrhenius
(la base genera ion hidróxido ((OH)-1).
1 N a 0 H (aC) -4 IN a ^ + K O H )^
d
e 1 mol —
» 1 mol 1 mol
or-íu'i ■
nto
1 M -> 1M 1 M
pt ibi ....
0,04 M 0,04 M 0,04 M

501. También se puede analizar como sigue: También se puede analizar como sigue:
Na°H(aC
) —
> Na|Jc)+(OH)(a
1
c)
.C-'VCK:
: !. »
>i j'.-injl 0,04 M 0 0
— . l ' ■
1
0 0,04 M 0,04 M
. ........i... ........... ..
Por lo tanto, la concentración del ion hidróxido
OH 1es 0,04 M.
Problema ís!.° 12
Clave
j* * x .
Si se prepara una disolución H2S04^ : 0y1M,
ini
H
B) 1M
1
2
~
,r4(ac)
indique la concentración del ion hidrógeno,
1+
1 |
A) 0,1 M
D) 0,2 M
C) 2 M
E) 0,3 M
Resoliidón
El H2S04(ac) es un ácido fuerteh(electrolito
fuerte) y se disocia totalmente, entonces, uti­
lizamos la teoría de Arrhenius (el ácido gene­
ra protón). Además, el H2S04(ac) es un ácido
diprótico.
1H2s°4(ac) 2H|a
lc) + 1(S04)ja
2
c)
1 mol 2 mol 1 mol
• - .................
1 M —
> 2 M
. 1 . . . . . . . - . ...
1 M
.....................
0,1 M — ^
0,2 M 0,1 M
_
d i ir iiO L ; A i f il in i, (I! iri-,;jor.cK'
n iic'n !r.i. o n de-
ioni-!, for ifi.iÜOÍ,.
1H2S04(ac)- > 2 H ;V 1(S04j
0,1 M 0 0
0 0,2 M 0,1 M
-2
Por lo tanto, la concentración del ion hidróge-
no, H+
1
, es 0,2 M.
Clave
’•
*rW
-
,V f
c - j *..• i.v.:
El CaCI2^ es un electrolito fuerte, eléctrica-
. mente neutro (no es ácido ni base), cuya con-
r centración molar es 0,3 mol/L. Indique la con­
centración del ion cloruro C f1.
A) 0,6 M
B) 0,3 M
C) 0,2 M
D) 0,5 M
E) 0,1 M
Resolución
El CaC,2(ac)es un compuesto iónico; al disolverse
se ioniza totalmente, por lo que se genera Cajac)
(ac)1
y c r1
La concentración molar es
0,3 — = 0,3 M
L

502. Entonces, la ionización se expresa como sigue:
1CaCI2(ac) 1Ca|ac) + 2CI(
a
1
c)
1mol 1mol 2 mol
1M 1M 2 M
0,3 M ->
_ genera 0,3 M 0,6 M
__________ I
— d e l p r o b le m a
Por lo tanto, la concentración del ion cloruro
CP1es 0,6 M.
Clave
Problema N.‘ 15 ___
A 25 °C en una solución acuosa diluida,
NaOH(ac), la concentración del ion hidróxido
OH-1 es 0,1 M. Indique la concentración molar
del protón, H+1.
A) 1x10-5 M
B) 1x10_1 M
C) 1x 10_13M
D) 1x10"12M
E) 1x10“15M
En cierta cantidad de agua, H20 (f), se disuelve
Ca(OH)2. Por un análisis posterior se determinó
que la concentración del ion hidróxido es0,02 M.
Determine la concentración del Ca(OH)2;
A) 0,01 M B) 0,02 M C) 0,04 M
D) 0,03 M E) 0,05 M
Resolución «JCX
El Ca(OH)2(ac) es una base fuerte, es decir, se
disocia completamente. Según la teoría de
Arrhenius, tenemos que
r ~1Ca(OH)2(ac) -> 1Ca|ac) + 2OH(a
1
c)
!
i .
1mol —
> 1mol 2 mol
1M -» 1M 2 M
(0,01 M) i — 0,01 M !(002 M)
i
i.pncentmuort
l
¡ii¡(i.-
;
Por lo tanto, la concentración del Ca(OH)2 es
0,01 M.
Clave
En la solución diluida a 25 °C se cumplen dos
relaciones simultáneas.
• pH+pOH=14 (I)
[Htl]x[oH"1] =1x10-14 (II)
Entonces, del problema tenemos
[ q h - ']= o,i = ¿ m
10
Reemplazamos solo el valor numérico en (II).
[h+
1
] x — =1x10-14
10 ^ ^
Finalmente, despejamos
[ h+
1] =1x 10-14 x 101
/. [h +
1
]=1x 10"13M
Clave
□ili

503. Problema N/ 16
Cierta muestra heterogénea contiene iones hi­
drógeno H+ también llamados protones, y su
concentración es 1x1CT3 M.
Determine el pH.
Se tienen cuatro muestras acuosas a 25 °C.
A) 2 B) 5
D) 4
Resolución
Nos piden calcular el pH.
C) 3
E) 1
pOH=10
Indique las muestras de carácter ácido.
A) I y IV
B) Il y III
,*»s***«ae*,
— ;H '■
—
í
g
■
£
>
'
s - : á
M f
é P 'J m .
'ier
.eroqer
I i
u
s íy;v.v% -~J ,-
y
-
P
.S
y ;
C) Il y IV
D) I y III
E) I, Il y IV
'».lí'í'i. si-7::.v' p .ü ¿ '/ .<
í
-íé*
.s i'- P C
y'í-,
Entonces
pH=log
f A 7=25 °C se cumple que
u.
*
■r
%
^
[h4
-
1
]
r %
<
*
;■
%
:• s <
&
S5< %í..
Reemplazamos el valor número.
1
pH = log
1x10
3
-3
pH=log10
Por propiedad del logaritmo, sabemos que
La muestra de carácter ácido posee pH<7, en­
tonces, en cada muestra expresamos su pH.
• muestra (I) pH=3
• muestra (II) pH=14-pOH=14-2=12
• muestra (III) pH=11
• muestra (IV) pH=1.4-pOH=14-10=4
Clave
pH= Iog10 3=(3)log10
p H = 3 ( 1 ) = 3
A una temperatura de 25 °C se tienen 100 mL
de HCI(ac) con pH=2. ¿Cuál es el pOH?
Clave
A) 2
D) 10
B) 4 C) 12
E) 8

504. Rcscludón
A 25 °C se cumple quepH+pOH=14.
Entonces
pOH=14-pH
pOH=14-2=12
Clave
A 25° C se prepara una solución diluida KOH(ac)
0,0001 M. Determine el pH.
A) 4
D) 1
1
B) 3 C) 7
E) 10
Para la solución H2S04(ac) 0,5 M, determine el pH.
B) 0
A) 1
D) 1,5
Nos piden el pH, es decir,
1
C) 2
E) 3
pH= log
m á P é ¥
c ím J&
r-i? ¿a#*
i m . 0 r
JA&0'
[ hH
o
Para determinar la concentración molar del
protón [ H * l necesitamos aplicar la teoría de
Arrhenius.
Nos piden el pH de una solución básica. Pri­
mero calculamos el pOH; luego, calculamos el
pH usando la siguiente relación:
pH+pOH=14 (*)
El NaOH(ac) es una base de Arrhenius, enton­
ces, escribimos la disociación total.
.. -1NaOH(ac) -> 1Na£, +KOH)-1
,,
L
A
. 4
Á
M¡''Sí
# » , »
1M
(ac)
1M 1M
'i-
I
V 0,0001 M
v«-r
-> 0,0001 M 0,0001 M
[0 H “1] =1°
1H2S04(ac) * 2 H j^ « f S c 4 c)
i |
1 M — > 2 M 1M
[ h+,]= i m
Luego, del pOH
pOH =log
-» pOH =log
1
[ o h -1]
1
KT4
4
Reemplazamos en (*).
pH =log|
pH=log1=0
pOH=log10 =4log10=4x1=4
En (*)
pH+4=14
/. pH=10
Clave Clave

505. Se diluye la solución del ácido sulfúrico
(H2S04(ac)) hasta 0,005 M. ¿Cuál es el valor de
pOH medido a 25 °C?
Problema N.' 21 iTomen
Se diluye la solución de ácido sulfúrico
H2S04(acl hasta 0,001 N. Determine el pH co­
rrespondiente.
A) 13
D) 10
B) 12 C) 1
1
E) 8
A) 5
D) 3
B) 1 C) 4
E) 2
Resolución
Nos piden el pOH de la solución ácida; enton­
ces, primero calculamos el pH.
pH=(—
1) log[H+
1] (*)
Dato: Hose., , 0,0005 M
Para detehminar la concentración molar del
¿y fa
protón [H+
1], aplicamos la teoría de Arrhenius
para el ácido fuerte dipróticó. ¡
% I I
j r /
1H2S04(ac) --------- > 2H¿; + OS04
-,^ /
1M
Nos piden el pH, es decir,
pH={—
1)log[H+
1
] (*)
Dato:
H2S04(ac) 0,001 N; se necesita la molaridad.
0=2
usando:
1 M 2 M
-%$
I 0,0005 M genera > 2(0,0005 M) 0,0005 M '
1 --------------------------------^ -|---------------
[H+]=1x 10-3 M=10~3 M
# 2 - %
, V ^
■molaridad =^1
- ^ =5x10'4 M
Para determinar [H+
1
] aplicamos la teoria de
Arrhenius para el acido fuerte diprotico.
Reemplazamos en (*).
pH= (-1)log10 ~3
pH=(-3)(-1)log10
pH=(-3)(-1)(1)=3
A T=25 °C, se cumple que
( ]
j pH+pOH =14 |
Finalmente, reemplazamos.
pOH=14-3=11
% ✓ 1H2S04(ac) ■
* 2C + iso-
42
k)
L f 1 M 2 M 1 M
5xt0~4 M -J Le
.nera ) 2Í5x 10-4 m ) 5x 10-4 M
[H+
1
]=2(5x10~4 m)=10“3M
Clave
Reemplazamos en (*).
pH= (-1)log10 ~3
pH =(—
3)(—
1)log10
•
• pH =(-3)(-1)(1)=3
Clave
J

506. Problema N." 23
El ácido clorhídrico (HCI(ac)) 0,002 M se en- ¡
cuentra a 25 °C. ¿Cuál es la concentración mo­
lar del ion hidróxido?
A) 5x10-11 M
B) 5x10~10 M
C) 2x10“ 12M
D) 2x10" 10M
E) 5x 10'12M
Resolución i
Nos piden [OH-1] en la solución ácida.
Dato: H C I^ 0,002 M; ácido: fuerte mono-
prótico
I f¡§^ i *
Aplicamos la teoría de Arrhenius.
A T- 25 °C, se cumple que
Para la titulación ácido-base se requiere la
solución hidróxido cálcico, Ca(OPI)2{ac), con
pH=14 a 25 °C. ¿Cuál es la molaridad antes de
la titulación?
A) 1 M
B) 0,1 M
C) 0,3 M
D) 0,4 M
E) 0,5 M
Nos piden la molaridad de Ca(OH)2(ac).
Dato: pH=14
Por ser una base fuerte, utilizamos el valor de
pOH a 25 °C.
• y
y
pOH+pH-Í4
pOH+14=14
pOH=0
Luego, se aplica la relación.
[oPC1
]=10_pOH M
[OH_1] = 10“° M=1 M
[H4
'5
j[OH_l|---1xlÜ' m m <
:
Finalmente, reemplazamos.
0,002 p4 [ o h -1] =1x 10~14 m /
■
[oH-1
]= 5x10-12 M
Clave
Por teoría de Arrhenius.
1Ca(OH)2(ac) -> 1Ca|ac)+2(O Hr1
t «
1M 2 M
x 1 M
Finalmente, despejamos.
x=0,5 M
Si
Clave

507. Problema N." 25
Se diluye la solución H Br^ hasta alcanzar el
¿Cuál es la normalidad de la solución
diluida?
A) 1x10~4 N
B) 1 x 1 0 N
C) 2x10~4 N
D) 2x10~3 N
E) 2x10-5 N
Resolución
Nos piden la normalidad de la solución HBr(ac).
Dato: HBr, d pH=4 . / * “
Se dispersa 2,8 g de KOH(s) en suficiente can­
tidad de agua para preparar 500 mL de solu­
ción. ¿Cuál es el valor del pOH?
KOH: M=56 g/mol
Problema N.° 2 6 ______ __________
A) 2
D) 1,5
B) 3 C) 1
E) 2,5
si’ %
i . w j g y . i
I í y '
w /
Aplicamos la relación.
[ h1+] =10"pH M
[ h+
1] =10~4 M
El HBr(ac) es un ácido fuerte monoprótico, en el
que se cumple la relación molar.
5
,%
Nos piden el pOH, es decir,
pOH =(-l)log[oH _1]
Datos:
1L
l/soi =500 mLx-
1000 mL
(*)
=0,5 L
[HBr] =[H+
1]=10"4M
Finalmente, usamos la relación.
molaridadx0=normalidad
i HBr(ac) 0=1
I ■
La normalidad=molaridad
/. La normalidad =10 4 A7=1x10 4 N
Clave
m ; 2,8 g _ nr .
nsio - ^r - 7 7 —-
, : =0,05 mol
M 56 g/mol
Luego, la molaridad (M)
^ s t o = 0.05 mol = mol
V ^soi 0,5 L ' L
La solución preparada: KOH(ac) 0,1 M
El KOH(ac) es una base fuerte.
Aplicamos la teoría de Arrhenius.
1KOH,(ac)
0,1 M -9 ene,a
* < 0 + 1 0 H ("ac)
* 0,1 M y 0,1 M
[OH~1]=10~1 M
Finalmente, reemplazamos en (*).
pOH=‘(-1)log10 ~1 =(-1)(-1)log10=1
Clave

508. Problema N.° 27
Determine la masa de NaOH utilizada para
preparar 300 mL de soda cáustica NaOH(ac) de
pH=11 medidos a 25 °C.
NaOH: M=40 g/mol
A) 0,240 g B) 0,120 g C) 0,024 g
D) 0,012 g E) 0,018 g
Resolución
Nos piden la masa de NaOH(s).
Datos:
c u 2 40 9
Se sabe que M =
Al despejar, nsto=3x10 4 mol.
1mol
1 mol
3x10-4 mol
Finalmente, despejamos.
m=0,012 g
40 g
m
Clove
IVsol = 300 mL=0,3 L ^
jpH = 1
1 pOH =14-11 =3
I
I 0 & ¡éw
Graficamos. I
Determine la cantidad en milimol de ácido ní­
trico, HN03, utilizado para preparar 500 mL de
solución HN03(ac) de pH=2.
41IP
4
wy
y
A) 5 B) 10
É -
4
, 3
D) 50
,>y -fii <
>
.
C) 20
E) 500
*S
m=?
NaOH
.
. .H20 ..
— pOH=3 [oh_1]=ió"3aÍ:;:
* y *, , , <,x ?:> V,
Nos piden nHN03.
Graficamos.
También
[NaOH]=10 3 M o 1x 10 3 mol/L
| 1 NaOH(ac) ■
> 1Na[gC
J11 OH (ac) j
Aplicamos el concepto de molaridad (M o [ ]).
M =
n.
’sto
<
HNO,
h2o
L . La concentración del protón
[H+i]=10-2 mo! ^mmol
L mL
V.50l
Por ser ácido fuerte monoprótico
1x10
_3 mol _ ^sto
L ~
~0,3 L
[HNO3] = [ h+
1] = 1x 10~
mmol
mL

509. ..... ; -'VS
Capítulo 1
2
Aplicamos el concepto de molaridad.
a , -
,
- inolaridad !
V ! I
Sul •
I
i. )
b. Autoionización del H20
H20 ((, ^ 1H(
+
ac) + 10H(
-¿
1x10~
7 M 1x 10~7 M >T=25 °C
Finalmente, despejamos.
nHNOa ~1x mmQ' X500 príC =5 mmol
¿ JTÍl
Por lo tanto, la fórmula para el cálculo del
pH es
pH= (-l)loglO “ 7=(-7)(-1)log10=7
Clave Clave
Ï ï : r . ' j . : J ; i:.
El HCOOH es un ácido débil monoprótico. Al
A 25 °C, determine el pH de ¡a solución NaCl.acl : d¡50|verse en agua sufre protó|is¡s parcial.
Ä . - êr .... V
: • -M"
1,2 M.
A) 5
D) 8
vM
V
B) 6 C) 7
E) 9 "
RßsoliiCjfi ji
Nos piden el pH a 25 °C.
Graficamos.
Indique los productos de la protólisis.
r f : %. % >
5
J ;
A) OH“ 1 y HCOOH+
1
:f B)J,H+
1
, y ^HCOO
• C) H+
1 y HCOO“ 1
D) H .O n y HCOO“1
■
{■
'■ 'ys. ® * -1 .-1
E) H30 “1 y HCOO
% % ,#
La protólisis es la transferencia de 1 H+
1 según
la teoría ácido-base de Brónsted-Lowry.
HCOOH: ácido cede 1 H+
1
H20: base acepta 1 H+
1
Por lo tanto, la ecuación química reversible es
Se cumple lo siguiente:
a. Ionización total del NaCI
1 NaCI(ac)
1
,2M
1 NajC+1 C T¿,
1,2 M y 1,2 M
Nc tftera c
I jr-) |( !U
1 r
HCOO H + H20 H30 +
1 + HCOO"1
Clave

510. Respecto de las propiedades generales de
los ácidos, indique la secuencia correcta de
verdad (V) o falsedad (F).
I. Tienen sabor agrio.
II. Reaccionan con algunos metales deno­
minados metales activos.
III. Azulean el papel de tornasol rojo.
Indique las proposiciones correctas.
I. El H2S04(ac) es el ácido producido.
II. El C02(g) producido genera la eferves­
cencia.
III. El H20 (í ) se consume durante la des­
composición.
A) W F
D) FVF
B) VFV C) FW
E) VVV
En relación con las propiedades generales
de las bases, indique la secuencia correcta
de verdad (V) o falsedad (F).
I. Neutralizan a los ácidos.
II. Descomponen los carbonatos.
III. Disueltos en agua conducen la corrien-
A) solo
D) I y II
B) solo C) solo
E) I y III
El carbonato de magnesio, MgC03(s), se
descompone por acción del ácido clorhí­
drico, HCI(ac), como sigue:
M gC°3(s,+ HC|(ac) MgCI2(ac)+o(g)+b(t)
Identifique los productos a y b, respectiva-
mente. J?
#' • &
te eléctrica. ‘w Æ / fi /
: C Q ¿:y C02(()
; ¿w /a * .» %
■
. -
Ÿ
A) W F B) FFV C) FVF B) H 2°(g ) Y C 0 2(g)
D) FFF e) vFv C) ^ ( g ) y H 2^(t)
¿
A y
:.í.. 0 D) C02(() y H20 2(()
Señale las proposiciones correctas respec- C02(g) y H2°(C)
to de las bases. . ¿
I. Concentradas no dañan a los seres
vivos.
II. Disuelven grasas.
III. Presentan sabor cáustico.
El hierro metálico, Fe, es activo frente al áci­
do clorhídrico y se expresa de la siguiente
forma:
Fe (s) + H C I(ac) °(ac)+ b (g)
A) solo
D) I y III
B) solo II C) solo III
E) Il y III
Indique los productos o y ó , respectiva­
mente.
Los ácidos descomponen al bicarbonato
de sodio, NaHC03, tal como
NaFfC03(s)+H2S04(ac) —
> Na2S04^
acj+
+C 0 2(g)+H2O(0
A ) ^e(“ *3(ac) y H (g)
B) FeCI2(ac) y H(g)
C) FeCI3(ac) y H(gJ
D) FeCI3(ac) y H2(g)
F e H 3(ac) Y

511. 7. La autoprotólisis del agua pura líquida se
puede expresar según la teoría de Bróns-
ted-Lowry como sigue:
^2^(é
) +H20(t)
Nombre los iones.
a
H30 ( a V OH(ac)
A) protón oxidrilo
B) agua tripótica ion hidróxido
C) hidronio oxidrilo
D) hidronio ion hidróxido
E) agua tritiada ion hidróxido
En relación con la teoría de Svante Arrhe­
nius, identifique el dúo ácido-base.
A) H3P04(ac)-HCI(ic) r ;.
B) H3P04(ac)- HBr(ac)
C) HN03(ac)-HF(ac)
D) NaOH(ac)- Ca(OH)2(ac)
E) H2S04(ac)-Caí0H)2(aC)9
*
*
*
9. En el laboratorio se tienen muestras líqui­
das en recipientes, las cuales están etique­
tadas (nombre del soluto y concentración).
Con ellas se hace el siguiente listado:
HCI(ac, 1M)' A ,(0 H )3(ac, 0,2 M )
10. Considere la teoría de Bronsted-Lowry
para identificar ácidos y bases.
HF(ac) +H20 ( Càc)+H3°îac)
Señale lo que no se cumple.
I. HF(ac): ácido
“ 1 ■
base conjugada del H20
■ F (3
C
)
- UOJC LUI Ijuyau a u t i . ^
I. H30 [ac): acepta H+1.
A) solo
D) I y II
B) solo C) solo
E) Il y II
11, Considere la teoría de Bronsted-Lowry
para identificar ácidos y bases.
NFl3(ac)+H20 (() O H ¿)+NH+
4¡ac)
HN03(ac 0
<
2M y Ca^
0 H W c, 0,5 M )
HCOOH(ac i f^y FeCI3(ac 0 2 M )
y H2S04(ac 01
2M )
c
r b
A) h 2o (C
) NO¡U¡
Indique la cantidad de bases segun la teo- B) h 2o 2(() NO^c,
n'a de Svante Arrhenius.
C) H2O2(0 NO¡,ac)
A) 1 B) 2 C) 3
D) H20(f) ^^2(ac)
D) 4 E) 5 E) H2O(0 N 02(ac)
Indique las relaciones correctas.
I. NH3(ac): ácido
II. N H ^ rced e H+
1.
III. H20 (f) y pares conjugados
A) solo I
B) solo II
C) solo III
D) II y III
E) I y III
12. Considere la teoría de Bronsted-Lowry y
complete la protólisis para reconocer ay b.
HNO- +o, b(ac)+H30 {ac)

512. 13. Se prepara una disolución H2S04(ac) 0,02 M.
Calcule la concentración de ion hidrógeno
(H+
1).
A) 0,03 M B) 0,04 M C) 0,08 M
D) 0,06 M E) 0,05 M
V . Se prepara una disolución Sr(OH)2(ac)
0,005 M. Indique la concentración del ion
hidróxido OH-1.
17. A 25 °C se disuelve CaCI? hasta formar una
solución CaCI2(ac) 0,1 M. Indique la concen­
tración del protón. H+
1 si se sabe que la so­
lución formada es neutra.
A) 1x10“3M
B) 1x10“1
3M
C) 1x10“7M
D) 1x10“ 1M
E) 1x 10"5M
A) 0,005 M
B) 0,100 M
C) 0,010 M
D) 0,001 M
E) 0,006 M
El sulfato cúprico, CuS04(s), al disolverse en
agua, forma una solución iónica, en la cual
la concentración del ion cúprico, Cujac), es
0,02 M. ¿Cuál fue la concentración molar
de la solución CuS04?
A) 0,01 M B) 0,02 M C) 0,03 M
D) 0,04 M E) 0,05 M1
6
16. A 25 °C, en una solución acuosa diluida
HNOa,_,w la concentración del ion hidrógeno
(protón) es 0,001 M (lx10-3 M). Indique la
concentración del ion hidróxido OH 1
.
18. En una muestra analizada, se concluye
que la concentración del protón H+1(ac)
es 0,0001 M. Indique el valor de pH.
A) 3
B) 5
C) ' 8
D) 2
J ^ E ) 4 ,r
19. Se prepara una solución HN03(ac) 1x10~4 M
y su temperatura se mantiene a 25 °C.
Determine el pOH.
A) 4
B) 10
C) 5
D) 12
E) 8
20 Se tiene una muestra de "cal apagada",
A) 1x10-3 M Ca(OH)2(aC) 0,05 M. Determine el pOH
B) 1x10-5 M correspondiente.
C)
X
o
i
en
D) 1x10“ 1
1M A) 1 B) 13 C) 2
E)
X
o
7
o
X
D) 12 E) 8

513. Capitulo 12
En un laboratorio se tienen cuatro muestras:
=?
pOH=5j
>
'Q
'i
A)
B)
C)
D)
E)
V, III, Il y I
V, II, III y I
, II, III y IV
II, II, I y IV
, III, Il y IV
Indique las proposiciones correctas.
I. Solo X es ácido.
II. X y T son ácidos
III. Y y Q son básicos.
A) solo III B) solo II C) I y III
D) II y III E) I, II y III
22. Se tiene en un laboratorio de química cua-
tro muestras de H2S04(ac), cuyos pH se in-.
dican a continuación.
pH=6
Para una titulación se requiere una solu­
ción H2S04(ac) de pH=0. ¿Cuál es la mola-
ridad del ácido?
A) 1M
B) 0,5 M
C) 0,2 M
D) 0,3 M
E) 0,25 M
Para una titulación se requiere una solu­
ción KOH{ac) de pH=14. ¿Cuál es la molari-
dad inicial de KOH,(ac)•
— ù :
Ordene de menor a mayor el carácter ácido.
A) I, II, III, IV
B) II, III, IV, I
C) I, III, IV, II
D) II, IV, III, I
E) III, IV, I, II
En un laboratorio de química se cuenta con
cuatro muestras de KOH(ac), cuyos pH se
indican a continuación.
A) 0,5 M
B) 1M
C) 0,2 M
D) 0,8 M
E) 0,05 M
26. Para una solución diluida HN03(ac) de
0,002 M, determine el pOH a 25 °C.
B) 2,7
A) 11,3
D) 8,6
C) 5,4
E) 10,3
C C Z Z --------- 2 ? C ------------7 <
----------- - f
pH=12 pH=9 ¡
_
_
27. Se tienen 200 mL de una solución H2S04(ac)
de pH=2. Determine la cantidad de moles
de ion sulfato S 0 42.
Ordene de menor a mayor el carácter básico.
A) 10
D) 10
-2
-5
B) 10
-3
C) 10
E) 10
-4
-6

514. s
■ En la siguiente reacción de neutralización,
se utiliza la soda cáustica, NaOH(ac).
.......... + ................
NaOH(ac) + HCI(ac) ->
Complete la ecuación química e indique las
fórmulas de los compuestos obtenidos.
A) NaCI y H20
B) NaCIO y H20
C) NaCI02 y H20
D) Na2CI y H20
E) NaCI2 y H20
. Indique la alternativa que contiene electro­
litos fuertes. •/
A) H2S y NaOH
B) H2S04 y CuOH
C) HNOs y Mg(OH)2
D) HN02 y KOH
E) HCI04 y Ca(OH)2
30. Se prepara una solución diluida H2S04(ac)
0,005 M. Determine el pOH medido a
25 °C.
A) 12
D) 10
B) 1
1 C) 13
E) 10,5
31. Se prepara una solución diluida H2S04(ac)
0,0001 N. Determine el pH correspon­
diente.
A) 2
D) 4
B) 1 C) 3
E) 5
32. El ácido sulfúrico es un ácido diprótico
fuerte en el cual la concentración molar
del protón es 0,006 M. ¿Cuál es la concen­
tración molar del ácido sulfúrico?
A) 0,0030 M
B) 0,0060 M
C) 0,0015 M
D) 0,0045 M
E) 0,0012 M
33. El ácido bromhídnco es un ácido mono-
prótico fuerte, en el cual la concentración
molar del protón es 0,001 M. ¿Cuál es
la concentración molar del ion hidróxi-
do? Considere la temperatura del ácido a
25 °C?
j j F / ; A) 1x10"'! M
i ¡U
| : B) 1x'IO-10 M
V«**'*' -|í ,:'%
5
^ ' 1x10-12 M
O
;.v
< 0 1x10-9 M
i
E) 1x10“ 8 M
34. Para la titulación ácido-base se requiere
la solución soda cáustica, NaOH(ac), con
pH=14. ¿Cuál es la molaridad de la soda
cáustica antes de usar en la neutralización?
A) 0,1 M
D) 0,02 M
B) 0,2 M C) 1,0 M
E) 0,01 M
35. Se prepara una disolución Ca(OH)2(ac]
0,02 N. Señale la concentración del ion
hidróxido OH"1.
A) 0,001 M B) 0,200 M C) 1,000 M
D) 0,02 M E) 0,010 M

515. 3 6 . Luego de diluir se obtiene la disolución
Ca(OH)2(ac) 0,002 N. Señale el pH medido
a la temperatura de 25 °C.
Log2=0,3
A) 11,3 B) 12,3 C) 10,3
D) 9,3 E) 8,3
3 1. Se diluye la solución HCI(ac) hasta alcanzar
e' pH=3. ¿Cuál es la normalidad de la so-
lución diluida?
A) 0,010 N
B) 0,100 N
C) 0,001 N
D) 0,003 N
■
"’N .
i
E) 0,004 N
w i
f e . ;
% P
3 Se diluye a la solución KOHvac) hasta alean-
zar un pOH=4. ¿Cuál es la normalidad al-
canzada?
s
t
S i
A) 0,0100 N
¡¿'til ”
&
B) 0,0001 N %
C) 0,0010 N
D) 0,0030 N
E) 0,0040 N
Se dispersa 4 g de NaOH(s) en suficiente
cantidad de agua preparando 1 L de solu­
ción a 25 °C. ¿Cuál es el valor de pH?
NaOH: M=40 g/mol
A) 13
B) 12
C) 10
D) 9
E) 3
Determine la masa de KOH utilizada para
preparar 600 mL de solución potasa cáus­
tica KOH^ de pH=12, medidos a 25 °C.
KOH: M=56 g/mol
A) 672 mg
/ B) 168 mg
C) S36 mg
D) 504 mg
E) 468 mg
r | g u p c
1 6
2 7
3 8
4 ; 9
5 10
1
1 16
12 17
13 18
14 19
15 20
21 26
22 27
23 28
24 29
25 30
31 36
32 37
33 ' 38
34 39
35 40

517. ¿Por qué g g ¡necesario este conocimiento?
Estamos formados principalmente de compuestos orgáni­
cos, y tenemos a nuestro alrededor una variedad inmensa
de ellos; por eso es importante su estudio. Parte de estos
son los hidrocarburos, empleados como combustibles o in­
sumos de productos artificiales. Es importante saber recono­
cerlos y diferenciarlos.
*
■
[ f i j [ l l k 1,'/ 1V I Í T I J I T T r '
1 1 1 » f n f S i f * P i § I » o v
En los albores de la química se denominaron sustancias mi­
nerales e inorgánicas a las provenientes del reino mineral,
como la sal de cocina, el azufre, el yeso, la cal, etc. Asimismo,
llamaron sustancias orgánicas a aquellas que tenían origen
en la actividad interna de los seres vivos, animales o vegeta­
les; por ejemplo, el alcohol, la úrea, el ácido cítrico, las gra­
sas, etc.
Actualmente, el término sustancia orgánica se ha ampliado,
pues además de las naturales tenemos que considerar las
artificiales, como el cloroformo, el acetileno, la aspirina, el
celuloide, la baquelita, etc.
El desarrollo de la química orgánica se ha traducido en una
acción ilimitada en diferentes campos de la actividad huma­
na y ha dado impulso a la industria en general. Por ejemplo,
nos es imposible el estudio de la biología sin conocer y com­
prender los aspectos fundamentales de la química orgánica.
Asimismo, la producción de los diversos plásticos y fibras
textiles no hubiera sido posible sin las investigaciones en
este campo de la química.
Diferenciar los compuestos orgánicos de los inorgánicos.
Clasificar los hidrocarburos y aplicar correctamente las
normas establecidas para formular y nombrar a los alca-
nos, alquenos y alquinos.

518. fue un químico sueco que sos­
tuvo la teoría vitalista.
i
- T
...........
A principios del siglo xix se creía imposible que el hombre pu­
diera sintetizar artificialmente sustancias como las que elabo­
ran los seres vivos. Jacobo Berzelius sostenía que los organis­
mos animales o vegetales forman sustancias orgánicas gracias
a un agente sobrenatural: la fuerza vital; por lo tanto, era impo­
sible imitar estos procesos biológicos en el laboratorio. A esta
idea se le denominó teoría vitalista.
Sin embargo, en 1828, el químico alemán Friedrich Wóhler pu­
blicó un descubrimiento que realizó: la primera síntesis de una
sustancia orgánica (la úrea), a partir de compuestos inorgáni­
cos (minerales). W'.é,. .*
A pesar deello’debió pasar un cuarto de siglo para desterrar el
prejuicio déla fuerza vitai. i :
A mediados de ese siglo,.ei eminente químico francés Berthelot
' - " ' « t s e s s s s . » » % :,v '
dio mayor impulso a la síntesis orgánica al producir una gran
cantidad de compuestos orgánicos. -
5
5
, % %
Actualmente se considera a la química orgánica como parte de
la química que se encarga del estudio de los compuestos que
contienen carbono en su composición: los compuestos orgáni­
cos, sean estos naturales o artificiales. Por ello, algunos autores
la consideran como la “química del carbono” o la “química de
los compuestos del carbono”.
Química
orgánica
Estudia los
compuestos f naturales
orgánicos j art¡fjc¡a|es
composición
estructura
propiedades

519. Capítulo î3
.
1.2. Compuestos orgánicos
El avance de la química hizo posible descubrir en la naturaleza
y sintetizar en el laboratorio una gran cantidad y variedad de
compuestos orgánicos, los cuales tienen, en general, aspectos
comunes que pasamos a detallar.
1.2.1. Composición
Las sustancias orgánicas están formadas por cuatro elementos
principales: carbono, hidrógeno, oxígeno y nitrógeno (C, H, O,
y N). Le siguen en importancia elementos secundarios como
el Ca, P, K, S, Cl y Na, y en mucho menor proporción el Mg, I,.
F, Fe, etc.
1.2.2.,Propiedades generales
• Son compuestos covalentes, es decir, sus estructuras están
formadas por átomos que se unen por enlaces covalentes.
• Son insolubles o poco solubles en solventes inorgánicos
como él agua.
• Se descomponen a temperaturas relativamente bajas. Es
decir, por acción del calor se degradan o calcinan.
• Son sensibles a la acción del oxígeno y otros reactivos quí­
micos. ^
• Pueden presentar-,:isomería, es decir, dos o más compues­
tos orgánicos diferentes pueden tener la misma fórmula
global.
Ejemplo
Fórmula global
CH3OCH3
éter metílico
El alcohol etílico y el éter metílico son isómeros.
: QH5OH
alcohol etílico
(i (¡IPili >
•1S.1O
C•i'-f.
iMjJfj ■
;<ale .hij!u ¡‘ ;
Los alimentos están constituidos
principalmente de compuestos
orgánicos.
Los compuestos orgánicos como
los carbohidratos se calcinan al
calentarlos. Un claro ejemplo es
el caso del pan.

520. >
. Estudio dei caí
/T7
El carbono es el elemento que está presente en todo com­
puesto orgánico. Es un no metal del grupo IVA (14) de la tabla
periódica.
Analicemos las principales propiedades de este elemento para
comprender mejor la composición, estructura y propiedades
de los compuestos que forma.
Todo compuesto orgánico con­
tiene carbono, pero no nece­
sariamente un compuesto que
contiene carbono es considera­
do orgánico.
.ovaiGP *
Ejemplo
No son compuestos orgánicos:
El átomo de carbono se une a otros átomos no metálicos for­
mando enlaces covalentes, es decir, por compartición de elec­
trones.
CO,C02, H2C03,HCN, CaC03, etc.
Ejemplo
IB Ü jÜ 'v V v -C ■ ■ metano (CH,)
»
H•*C *• H
X
H
V- H
I ”
H - C - H
■
1
H
íeti.
El carbono, para completar su
octeto electrónico, puede for­
mar enlaces simples o múltiples.
El átomo de carbono forma cuatro pares enlazantes para com­
pletar su octeto electrónico.
; -C
' C
,!¡ ; ¡í j[];I ¡
Ejemplo
. !
Cl ■
¡ .. c =
/////i/d /j'
i 1^ i1./ m'i yy■
: Cl :
I
H - C - H
l
H
H.
C = 0
H
H - C = C —H

521. 1.3.3 Autosaturación
Los átomos de carbono tienen la capacidad de enlazarse en­
tre sí formando cadenas carbonadas, desde muy simples hasta
muy complejas.
Ejemplos
• Cadena abierta
l i l i
- c - c - c - c
l i l i
I
C — {lineali
~ C —C = C —C — íramiácrída;
I I I
c
» Si la cadena carbonada solo
posee enlaces simples, se
denomina saturada.
* Si en la cadena hay presen­
cia de enlaces dobles o tri­
ples, se denomina insaturada.
Cadena cerrada (ciclica)^
§ Jm r Jk? %
i SV 'C i
X v /
- c c
m x ¿ w i
v
k - c -
/ X , . * . X
'fe
$r M
$ ¡
jg
?
/
i %
■
?
.*
*-*
t <
C
' V ^ .'v "
Conforme aumenta el número de carbonos, es mayor, aún la
variedad de cadenas que pueden formar, sea por la distribu­
ción de los átomos o por los tipos de enlaces formados.
v V '
Aplicación 7
El etilenglicol es un compuesto químico usado como anticon­
gelante pese a su toxicidad.
H H
i i
H - C - C - H
l i
O: :0
/•• **
H H
Respecto a su estructura y composición, podemos afirmar que
I. se trata de un compuesto inorgánico.
||. ambos carbonos cumplen con la tetravalencia.
III, no se observa la autosaturación del carbono.
IV. es un compuesto iónico.
La autosaturación es una pro­
piedad que solo tiene e! car­
bono, y explica la existencia de
más compuestos orgánicos que
inorgánicos.
Para que se
ción, como mínimo aeoe
dos carbonos enlazados direc­
tamente entre sí.
■
Por ejemplo, el éter metílico no
tiene autosaturación, pues no
hay enlace carbono-carbono.
CH3 - O - C H 3

522. m 5s
El petróleo es la principal fuen­
te natural de hidrocarburos, de
energética e
;
Los hidrocarburos se usan prin­
cipalmente como combustibles,
como en el caso de la gasolina.
Resolución
I. Incorrecto
Se trata de un tipo de alcohol que cumple con las propie­
dades de los compuestos orgánicos.
II. Correcto
En ambos carbonos se aprecian los cuatro pares enlazantes
que se requieren para alcanzar el octeto electrónico.
III. Incorrecto
La molécula mostrada tiene una cadena carbonada forma­
da por dos átomos de carbono unidos directamente por un
enlace simple (cadena saturada).
IV. Incorrecto
Los átomos que forman la molécula de etilenglicol son to­
dos de elementos no metálicos (C, H, O) unidos por un
enlace covalente.
2. H I D R O t A é „
% rffp I ,? | 2"
En casa usamos para cocinar el gas licuado de petróleo (GLP)
como combustible, o quizás tenernos suministro de gas natu­
ral (GN); mientras para automóviles y camionetas utilizamos
gasolina. Pero ¿qué es lo que tienen en común estos mate­
riales mencionados? La respuesta es sencilla: son mezclas de
hidrocarburos.
Ahora corresponde saber qué son los hidrocarburos.
Son los compuestos orgánicos de composición más sencilla y
que sirven de punto de partida para el estudio de otros com­
puestos más complejos.
Son compuestos orgánicos binarios constituidos únicamente
por carbono e hidrógeno.
2.1. Puentes de obtención natural
Los hidrocarburos se obtienen de la naturaleza a partir de los
siguientes recursos no renovables;
Petróleo. Contiene mayor cantidad y variedad de hidrocar­
buros.
Gas natural. Contiene principalmente hidrocarburos ligeros.
Hulla. Carbón mineral que contiene hidrocarburos aromáticos.

523. 1.3.3/Autosaturaeión
Los átomos de carbono tienen la capacidad de enlazarse en­
tre sí formando cadenas carbonadas, desde muy simples hasta
muy complejas.
Ejemplos
• Cadena abierta
l I I ! I
- C - C - C - C - C - (Imeni;
l I I I I
I I I
-c- c =c- c-
I I I
c
'ramificada)
Cadena cerrada.(cíclica}.
f
I /C x /
- C T
w
c—
c—4 ^ ■
%& v
k v
» 4
? n &
Conforme aumenta el núrhero de carbonos, es mayor, aún la
variedad de cadenas que- pueden formar, sea por la distribu-
ción de los átomos o por los tipos de enlaces formados.
%
V #
A plicación 7
El etilenglicol es un compuesto químico usado como anticon­
gelante pese a su toxicidad.
H H
i i
H - C - C - H
I l
O: :0
H H
Respecto a su estructura y composición, podemos afirmar que
I. se trata de un compuesto inorgánico.
||. ambos carbonos cumplen con la tetravalencia.
III. no se observa la autosaturación del carbono.
IV. es un compuesto iónico.
* Si la cadena carbonada solo
posee enlaces simples, se
denomina saturada.
• Si en la cadena hay presen­
cia de enlaces dobles o tri­
ples, se denomina insaturada.
La autosaturación es una pro­
piedad que solo tiene el car­
bono, y explica la existencia de
más compuestos orgánicos que
inorgánicos.
Para que se dé la
ción, como mínimo aeDe
dos carbonos enlazados direc­
tamente entre sí.
■
■ '
P o r ejemplo, el éter metílico no
tiene autosaturación, pues no
hay enlace carbono-carbono.
ChU-O-O-h
!
i

524. ¡luwuu
4"-'te natural de hidrocarburos, de
allí su importancia energética e
- industrial.
Los hidrocarburos se usan prin­
cipalmente como combustibles,
como en el caso de la gasolina.
Resolución
I. Incorrecto
Se trata de un tipo de alcohol que cumple con las propie­
dades de los compuestos orgánicos.
II. Correcto
En ambos carbonos se aprecian los cuatro pares enlazantes
que se requieren para alcanzar el octeto electrónico.
III. Incorrecto
La molécula mostrada tiene una cadena carbonada forma­
da por dos átomos de carbono unidos directamente por un
enlace simple (cadena saturada).
IV. Incorrecto
Los átomos que forman la molécula de etilenglicol son to­
dos de elementos no metálicos (C, H, O) unidos por un
enlace covalente.
En casa usamos para cocinar el gas licuado de petróleo (GLP)
corno combustible, o quizás tenemos suministro de gas natu­
ral (GN); mientras para automóviles y camionetas utilizamos
gasolina. Pero ¿qué es lo que tienen en común estos mate­
riales mencionados? La respuesta es sencilla: son mezclas de
hidrocarburos.
Ahora corresponde saber qué son los hidrocarburos.
Son los compuestos orgánicos de composición más sencilla y
que sirven de punto de partida para el estudio de otros com­
puestos más complejos.
Son compuestos orgánicos binarios constituidos únicamente
por carbono e hidrógeno.
2.1. Fuentes de obtención natura!
Los hidrocarburos se obtienen de la naturaleza a partir de los
siguientes recursos no renovables:
Petróleo. Contiene mayor cantidad y variedad de hidrocar­
buros.
Gas natural. Contiene principalmente hidrocarburos ligeros.
Hulla. Carbón mineral que contiene hidrocarburos aromáticos.
■
r

525. 2.2. Importancia
Se comprende mejor viendo los usos que damos a estos com­
puestos.
• Como combustible
Se queman en presencia de oxígeno para generar energía,
que aprovechamos para cocinar, mover vehículos, en la ca­
lefacción, etc.
• Producción de diversos materiales
A partir de los hidrocarburos y por diversos procesos quí­
micos se pueden obtener plásticos, fármacos, fibras textiles,
aceites lubricantes, etc.
2.3. C la s ific a c ^ “ ^
je?
De acuerdo a su estructura y sus propiedades, los hidrocarbu-
ros se clasifican de la siguiente manera:
" ¿®Br i fe J?
8 Í d
- '
F ./ jjp
.g jí-; alcanos
i > 4
, t;i,'••W
>
....
«
I 'acíclicos alquenos
%
%
/■- ------■
'J
ÍM
, V
&
alquinos
i Alifáticos*
El término cilifático significa
‘aceitoso’; y aromático, ‘de olor
agradable’; sin embargo, en la
actualidad aquello ya no tiene
relevancia en los hidrocarburos.
Lo fundamental es su estructura
y propiedades.
HIDROCARBUROS
Aromáticos
benceno y
sus derivados
Los temas de enlace covalente y
estructuras de Lewis nos servi­
rán para establecer la estructura
de los hidrocarburos y su clasi-
condensados
(policíclicos)
ficación.
Estudiaremos los casos más sencillos pero a la vez más fre­
cuentes en preguntas de exámenes de admisión: hidrocarbu­
ros alifáticos de cadena abierta (acíclicos).

526. Aplicación 2
Con respecto al siguiente compuesto orgánico:
Desde 1892 se establecieron las
primeras reglas para nombrar
de manera sistemática a los
compuestos orgánicos. Ahora
* esta tarea le corresponde a la
IUPAC (Unión Internacional de
Química Pura y Aplicada).
también se pueden nombrar
con una nomenclatura común,;
usando para ello los prefijos n ,
¡ s o y n e o .
CH-, = CH - CH - CH3
¿ l
CH3
Señale verdadero (V) o falso (F) según corresponda.
I. Se trata de un hidrocarburo insaturado.
II. La cadena carbonada tiene una ramificación.
III. Su reacción de combustión completa (sin balancear) es
C5H10+O2 —
> CO^+HpO
Resolución
I. Verdadero •
*
%
Es un hidrocarburo, pues en su composición solo hay car­
bono e hidrógeno. Además, es insaturado por la presencia
del enlace doble en su estructura.
II. Verdadero W J
Al analizar la estructura observamos lo siguiente:
í c h 2= c h - c h - c h 3
V ’ ~l-I.'S
% s j r i c h 3
Solo hay una ramificación.
III. Verdadero
Contando los átomos de carbono e hidrógeno obtenemos
la fórmula global c 5h 10.
En la combustión completa del hidrocarburo, este reaccio­
na con el oxígeno y forma dióxido de carbono y agua.
2.3.1. Alcanos
■También son llamados parafinas por su poca reactividad en
comparación con otros hidrocarburos. Contienen solo enlaces
simples y la mayor cantidad de hidrógenos posibles. Por ello se
les conoce como hidrocarburos saturados.
i

527. Veamos algunos aspectos centrales para el estudio de estos
hidrocarburos.
Fórmula molecular: n> 1
• Enlace característico: - C - C - (simple)
i i
• Nomenclatura: raíz ano
La raíz usada en el nombre depende del número de carbonos,
así tenemos:
( *)• .j
Raíz met et prop but pent hex hept oct
, .■ ■ /
£
Raíz
I A
non dee undec dodec tridec
V
%
W j i r m I
• ,<'v** >
-
;.&
/ fe
m i ■
Ejemplo i i
á
r
j ■ /y y
,:-.:.-::.-. .■.ifá
.r
Empecemos por los más sencillos, trabajando con las diversas
formulas posibles. .% <v:w
i
jrféí;
A^
% ^
Las cuatro primeras raíces usa­
das en la nomenclatura de hi­
drocarburos pueden resultar
extrañas (met, et, prop y but);
pero las siguientes son los mis­
mos prefijos empleados para
nombrar polígonos (pentágono,
hexágono, etc.).
metano
etano
propano
%
>
c h 4 H - CH3 H - C
1
- H
1
H
H
I
H
1
c 2h 6 c h 3 - c h 3 H - C -
I
X
1
-
u
-
1
H H
H H
1 1
H
I
C3H8 c h 3 - c h 2 - c h 3
X
i
-
n
-
l
-
o
-
1
- c -
1
H H
1
H
En el petróleo y el gas natural
encontramos, principalmente, al-
canos.
I V , '
A partir de cuatro carbonos, los alcanos presentan ¡somería de
cadena, es decir, para una misma fórmula molecular hay más
de una cadena carbonada.

528. • Debemos familiarizarnos en
trabajar con fórmulas semi-
desarrolladas, es lo que más
se utiliza.
Ejemplo
butano (C4H10)
c h 3- c h 2- c h 2- c h 3
n-butano
C H .-C H - C H 3
l
c h 3
• En la nomenclatura común
se considera de acuerdo a la
estructura de la cadena car­
bonada, lo siguiente:
n (normal) Lineal
Una ramificación
iso -C H 3 en el
segundo carbono
Los butenos o butilenos se em­
plean en la fabricación de cau­
chos sintéticos.
Al aumentar el número de carbonos, el número de isómeros
también aumenta, al igual que las ramificaciones. Esto dificulta
el uso de una nomenclatura común, por lo que se han estable­
cido reglas a nivel internacional para nombrar hidrocarburos
ramificados. Veamos primero cómo se nombran las ramifica­
ciones. *
Una ramificación se forma al eliminar un átomo de H de un
alcano; a dicha ramificación se lé conoce como grupo alquilo.
Ejemplos
Grupo alquilo^ "T
- c h 3 metil
- c h 2 - c h 3 etil
- c h 2- c h 2- c h 3 propil
- C H . - C H - isopropil
J i
c h 3
Reglas para nombrar aléanos ram ificados
1. Se determina la cadena principal, que es la cadena carbo­
nada más larga (mayor número de carbonos). Si hay dos o
más posibilidades de elección por tener igual número de
carbonos, se elige la de mayor cantidad de ramificaciones.

529. 2. Se enumera la cadena principal empezando por el extremo
más cercano a la primera ramificación (llamado también
sustituyente).
3. Se nombran las ramificaciones en orden alfabético, prece­
didas de su posición, es decir, el número del carbono de la
cadena principal al cual va enlazado. Si un tipo de ramifica­
ción se repite, se utilizan los prefijos di, tri, tetra, etc.
4. Se nombra finalmente la cadena principal.
El etileno es el alqueno más
simple, pero a la vez uno de los
más importantes por su uso en
la fabricación de plásticos.
Aplicación 3
Nombre el siguiente alcano:
c h 3- c h - c h 2- c h - c h 2- c h 2- c h 3
c h 3 GH;
X CH:
Resolución
Según las r
ÓN .
.
reglas, deíerrninamds pri
primero la cadena principal, es
decir, la más larga: la cadena lineal con 7 carbonos,
CH3 - CH - C H --C H - CH2 - CH2 - CHj
b----' I .....% fl -----
CH:
m
ets
„ ; ó: CH
' v O CH
2
3
% X / '
• X /
Reconocemos las ramificaciones y enumeramos. Finalmente,
pasamos a nombrar.
4-etil-2-metil heptano
V
- ----------------- v -- *
---J V
1 iiITllfiCOCiOrV;': ■
Aplicación 4
Nombre el siguiente alcano:
[;f!rA
c h 3 c h 3
j
CH3- CH - CH -
D I
■
CH - C H -
i
1
c h 2
1
c h 2
1
1
c h 3 c h 3
En el nombre del hidrocarburo,
los números y las letras se sepa­
ran por una raya, mientras que
los números se separan por co­
mas. Además, no hay separación
entre el nombre de las ramifica­
ciones y la cadena principal.
• ..
Los prefijos di, tri, tetra, etc., que
indican cuántas veces se repite
una ramificación, no se toman
en cuenta en el orden alfabético.
t ......tm y]

530. El acetileno es un gas que se usa ?
Si comparamos la fórmula mo­
lecular de alcanos, alquenos y
alquinos, vemos que para una
misma cantidad de carbonos, el
número de hidrógenos se redu­
ce de dos en dos.
alcano: C„H2„+
2
alqueno: CnH2n
alquíno; C „H ^ 2
Resolución
Analizando, vemos que hay dos posibilidades para elegir la ca­
dena principal: una en forma de U invertida y la otra en forma
de L. Elegimos esta última por ser más ramificada.
c h 3 c h 3
C
H
3
Í
C H - C H - C H - C H -
5| l
m
etil c h 2 c h 2
6| | |
c h 3 c h 3
Identificadas las ramificaciones y enumerada la cadena princi­
pal, finalmente nombramos.
3-etil-2,4,5-trimetilheptano
A p l i c a c i ó n 5
¿Cuáles son las proposiciones correctas con respecto al 2,3 - di-
metilpentano? - .
I. Su fórmula global es C7H16.
II. Es isómero con el 2 - metilhexano.
III. Se trata de un hidrocarburo saturado de cadena cíclica.
Resolución
I. Correcta
Analizamos el nombre.
2,3 - dimetilpentano
T )r “ r ”
o
led
O
C
»
Se trata de un alcano con 7 carbonos en total, entonces su
fórmula global será
^n^2n+2 c 7h 1
6

531. Otra forma de responder es desarrollar la
estructura y contar los átomos de carbono
e hidrógeno para obtener la fórmula.
^7^16
• Enlace característico: %
C = C (doble)
• Nomenclatura: raízeno
‘— v— '
Sll.ljO
Ejemplos
1. Veamos el caso del eteno, llamado común­
mente etileno. Es el más sencillo de ¡os al-
quenos.
II. Correcta
Analizamos la fórmula de este segundo hi­
drocarburo.
Jgr
2 - metilhexano
» t I í * >
/
>
.
1C 6C | t fk
i |
áltdTIQ <
s, ■ ?
'
También se trata de un alcano de 7 carbo­
nos, por lo que su fórmula global es C7H1
6,
es decir, es un isómero del anterior.
III. Incorrecta
El término cíclico se emplea para com­
puestos orgánicos de cadena cerrada, en
este caso (como vimos en I) la estructura
es abierta y con dos ramificaciones.
2.3.2. Alquenos
Son hidrocarburos ¡nsaturados que reciben
también el nombre de olefinas. Se caracterizan
por contener un doble enlace; esto los hace
más reactivos que los alcanos.
• Fórmula molecular: 1 C, H n >2
• Fórmula molecular: C2H4
• Fórmula semidesarrollada: CH2
• Fórmula desarrollada:
H
H
C = C
= c h 2
/ H
"H
2, Para los siguientes casos usaremos solo la
fórmula semidesarrollada.
• Propeno (C3H6)
c h 2=c h - c h 3
• Buteno (C4H8)
c h 2 = c h - c h 2 - c h 3
c h 3- CH = CH - c h 3
Como vemos, a partir de cuatro carbonos exis­
te la posibilidad de ubicar al doble enlace en
más de una posición (isomería de posición);
por esta razón se enumera la cadena carbona­
da por el extremo más cercano a dicho enlace.

532. COLECCIÓN ESENCIAL Lum breras Editores
Aplicación 6
Nombre el siguiente alqueno:
CH3 - CH = CH - CH2 - CH2 - CH3
Resolución
El extremo izquierdo de la cadena está más
cerca al doble enlace, por allí empezamos la
numeración. El doble enlace está entre el car­
bono 2 y 3, al nombrar solo se indica el núme­
ro menor.
CH3- CH = CH - CH2 - CH2 - CH3
Finalmente, el nombre será 2-hexeno.
,í- ps'5
, ^
Nom enclatura ele alqueno^framij^s^^s 1
1. La cadena principal debe contener al doble
enlace como primera prioridad. Asegurado
este enlace, se busca que la cadena sea la
más larga y ramificada.
K
>
. W
*
2. La enumeración de la cadena principal se
inicia por el extremo más próximo al doble
/
>
5 "
H
k
?
enlace. Si este se halla equidistante de los
extremos (al medio), entonces se empieza
la numeración por el extremo más cercano
a la primera ramificación.
3. Se nombran las ramificaciones en orden
alfabético, precedidos de su posición en la
cadena principal.
4. Finalmente, se nombra la cadena principal
precedida de la posición del doble enlace.
Aplicación 7
Nombre el siguiente alqueno:
CH2= CH CH - CH3
Resolución
En la elección de la cadena principal la priori­
dad la tiene el enlace doble. Este enlace está
más cerca al extremo izquierdo, por lo tanto,
allí iniciamos la numeración.
CH2= C H -C H - c h 3
c h 3
Finalmente, el nombre correspondiente será
3-met¡l-1-buteno
Aplicación 8
Nombre el siguiente alqueno:
c h 3- c h - ch = c - c h - c h 3
„« 4 1 i
CH: CH:
CH:
Resolución
La cadena principal es la lineal, y el doble en­
lace se halla exactamente en la parte media;
por esa razón son las ramificaciones las que
definen por dónde iniciar la numeración. Como
vemos, el extremo izquierdo se encuentra más
cerca de la primera ramificación, entonces ini­
ciamos la numeración por allí.
CH3- C H - C H = C - CH - CH3
c h 3 CH-
Finalmehte, el nombre correspondiente será
2,4-dimetil-3-hexeno
?
'timitc
..:io
c>
n
pl'i'H'l'á'

533. Aplicación 9
El 2-penteno es un hidrocarburo que puede
ser utilizado para obtener diversos plásticos.
¿Qué proposiciones son correctas con relación
a este compuesto orgánico?
I. Se trata de un alqueno ramificado.
II. Es un isómero con el 2-metilpentano.
III. Su fórmula global es C5H12.
IV. Es una olefina de cadena lineal.
V. Es un isómero de posición con el 2-metil-
butano.
Resolución
Realizamos la fórmula semidesarrollada del
2-penteno. v, , . . ;v
> ? 4 &
c h 3- ch = c h - c h 2- c h 3
Es un alqueno (olefina) lineal, además su fór-
muía global será
Entonces ^
I. Incorrecta
Es un alqueno lineal.
II. Incorrecta
Analizamos el nombre dado.
2-metilpentano
~ T T~ ~ p
X. "X i3l;ciliO
Su fórmula será C6H14.
Un alcano no puede ser isómero con un
alqueno.
III. Incorrecta
Se trata de un alqueno con 5 carbonos
C5Hi0-
IV. Correcta
A los alquenos también se les llama defi­
nas, y en este caso no tiene ramificaciones.
V. Incorrecta
No puede ser isómero de posición con un
alcano sino con otro alqueno.
I 2.3.3. Alquinos
Son hidrocarburos insaturados, denominados
también acetilénicos. En ellos- lo característico
es contener un enlace triple.
» Fórmula molecular: n > 2
• Enlace característico: - C = C - (triple)
° Nomenclatura: raíz ino
Ejemplos
1. Iniciamos con el más simple, el etino, lla­
mado comúnmente acetileno.
Fórmula molecular: C2H2
Fórmula semidesarrollada: CH = CH
• j»ll
Fórmula desarrollada: H - C = C - H
• <
f'•
E
r
>X
"
2. Continuaremos con los álquinos de tres y
cuatro carbonos.
• propino (C3H6)
ch = c - c h 3
• butino (C4H6)
j ch = c - c h 2- c h 3
c h 3- c = c - c h 3
La nomenclatura es similar al de los
alquenos, y al igual que ellos también hay
isomería de posición a partir de cuatro
carbonos.

534. COLECCIÓN ESENCIAL Lumbreras Editores
. y i
Aplicación 10
Nombre el siguiente alquino:
c h 3- c h 2 - c h 2 - c = c - c h 3
Resolución
Iniciamos la numeración por la derecha, ya
que es el extremo más cercano al enlace triple.
5 4 3 2 1
CH3 - C H 2 - C H 2 - C = C - C H :
Finalmente, el nombre será 2-hexino.
Nomenclatura de alquinos ram ificaos
Como dijimos, la nomenclatura de estos hidro­
carburos es muy parecida al de los alquenosX
Al cambiar el doble enlace por el triple, solo
cambia la terminación eno por ¡no. J
¿y
Aplicación 1
1
Nombre el siguiente alquino:
CH3 - CH2 - CH - CH3
CH
Resolución
La cadena principal es la que contiene al tri­
ple enlace y la más larga, es decir, la que tie­
ne forma de L. Como sabemos, la numeración
empieza por el extremo más cercano al enlace
triple.
CH. - CH, - CH - CH-
. ¡C
III !
i CH
moni
Finalmente, el nombre correspondiente será
3-metil-1-pentino
ramificación cadena
principal
Aplicación 12
Nombre el siguiente alquino:
c h 3
l
CH3 - CH2- C H - C H ~ C = C - CH:
I
CH,
CH:
Resolución
La cadena principal puede ser lineal o en for­
ma de L; ambas son equivalentes. Elegimos
por comodidad la primera.
CH- -Tll
CH3 - CH2- C H - C - C = C - CH:
^ .....r _ f .........r
CH, , , i
Iniciamos la numeración por la derecha, ya
que es el extremo más cercano al enlace triple.
Finalmente, el nombre será
5-etil-4-metil-2-heptino
V
--------- v---------->C
______ '_______ /
nullificai ini itjb cadera
pf,ncip.'j|
uimiíicacione;,

535. Aplicación 13
Un hidrocarburo insaturado tiene la siguiente
fórmula semidesarrollada:
CH:
i ■
CH-
c h 3- c h - c h 2- C
lll
CH
En 1993, la IUPAC modificó las reglas para la
nomenclatura de hidrocarburos, colocándose
la posición del doble o triple enlace entre la
raíz y el sufijo; sin embargo, aún se acepta la
nomenclatura que hemos desarrollado para
alquenos y alquinos.
Ejemplos
Con ello es posible afirmar que
I. es un alquino con dos ramificaciones.
II. su nombre es 4-metil-1-hexino.
III. su fórmula global es C7H14.
Resolución
,
I. Incorrecto f f
Analizamos la fórmula sémidesarrollada.
f "
A :
<
í
‘
CH, i
.1 3
CH,
1
1- 3
^
c
l1
t'O
fK ,
t:HtO
X
d
i
■
t'%
CHq)q
m
etilV_
_ ?y CH -C H p-C
v ------- _ III
CH y., T "
Presenta una cadena principal de 6 carbo­
nos con una ramificación metil.
• 2-butano <> butan-2-eno
» 2-metil-1-penteno <> 2-metil-pent-1-eno
A p lic a c ió n 14
Una forma práctica de representar la estructu­
ra de un hidrocarburo es con la fórmula gráfica
o topològica. Cada extremo de la cadena es un
carbono, al igual que cada vértice e intersec­
ción de líneas. Entonces, ¿cuál es el nombre
de! siguiente hidrocarburo?
Resolución
Pasamos de la fórmula gráfica a la semidesa­
rrollada.
II. Correcto
En la cadena principal, el triple enlace se
halla en el carbono 1. Entonces su nombre
será
4-metíl-1-hex¡no
CH-, CH? CH-,
/ i / /
CH3 CH CH? CH,
i
lll. Incorrecto
La fórmula general de un hexino es
Cn^2n-2' Por *° Pue en eSte CaS0 eS C7H12'
Entonces, el nombre será
3-metilheptano

536. Aplicación 15
Con respecto a la siguiente fórmula gráfica:
Señale las proposiciones incorrectas.
I. Se trata de un alqueno ramificado.
II. Posee dos ramificaciones.
III. La cadena principal tiene 7 carbonos.
IV. Su nombre es 3-et¡l-5-metil-1-hepteno.
V. Su fórmula general es C10H18.
Entonces
I. Correcta
Es un alqueno que presenta ramificaciones.
II. Correcta
Tiene dos ramificaciones: un metil y un etil.
III. Correcta
Como vemos, en la cadena principal, que
es la que contiene al doble enlace y es a la
vez la más larga, encontramos 7 carbonos.
Resolución
Pasamos de la fórmula gráfica a la semidesa-
rrollada.
CH-
CH:
'ss /
CH
CH:
-i a
CH-, ' / CH W j l
CH v -, CH, ^ I
CH? '■ ttjj i
n
'C
-r CH
IV. Correcta
3-etil-5-meti¡-t-hepteno
S '
w <
#
§
>
.
V. Incorrecta
?En total hay 10 carbonos, y como se trata
de un alqueno su fórmula será C10H20.
J?
jr i
-r.:;;'
% %
m . M
■
■
■
/
Comprobemos la solubilidad de los hidrocarburos en agua. Para
ello trabajemos con una vela. ¿Sabía que la cera de la vela está
formada por hidrocarburos sólidos?
Si raspamos la vela y obtenemos pequeños trocitos de cera (lla­
mada también parafina), y los colocamos en un vasito con agua,
esta cera no se disolverá; entonces diremos que es insoluble en
agua, Pero si los trocitos de vela los colocamos en un recipiente
que contiene gasolina, allí sí se disolverán con facilidad. ¿Por qué?
Porque la cera y la gasolina están formadas por hidrocarburos, y
entre ellas hay mucha afinidad.
í
;
:

537. QUÍMICA ORGÁNICA
(^Compuestos orgánicos
Naturales Artificiales
j ____
Carbono
[ Coválend3^iS
^ ^ fi:%frava^
en(::ia )
m .
w M ? p .
Íf'fr-Z
's.
Autosaturación
Áv-,
g%
*r jp %
.
.
. W J
W
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*
HIDROCARBUROS »
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'V
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:
-
_
' V
1 ^§[ I
f Composición J
- Carbono
- Hidrógeno
Fuente deobtéhcrón
'
N
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-
—
•
*
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-
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H
---
7
1
>
Í
------
~
y
'
%
b
,
- Petróleo^#*
- Gas natural
- Hulla
Usos Clasificación J
- Combustibles
- Otros
)
Alcanos Alquenos Alquinos
CnH2n+2 C„H2n CnH2n-2
raíz ano raíz eno raíz ino

538. Problema IV
!.01
La química orgánica estudia
A) los compuestos que contienen solo carbo­
no e hidrógeno.
B) solo los compuestos sintetizados por ani­
males y vegetales.
C) todos los compuestos covalentes.
D) el elemento carbono y todos los compues­
tos que forma.
E) los compuestos orgánicos, sean naturales
o artificiales.
Resolución / a
:9 fS v
La química orgánica estudia los compuestos
orgánicos naturales o artificiales (sintetizados
por el hombre). Todos estos compuestos con­
tienen carbono y la mayoría son covalentes.
Recuerde que hay compuestos inorgánicos
que también contienen carbono; por ejemplo
el C 0 2. X ' ®
•a*.
Entonces
a) Incorrecto
Un compuesto orgánico, además de car­
bono, contiene comúnmente hidrógeno,
oxígeno y nitrógeno, pero puede contener
también otros elementos.
b) Incorrecto
A inicios del siglo xix, Berzelius sostenía la
teoría vitalista, es decir, que los compues­
tos orgánicos solo los pueden sintetizar los
seres vivos. Esta teoría ha quedado descar­
tada, pues en la actualidad hay una gran
variedad de compuestos orgánicos artifi­
ciales.
c) Incorrecto
Hay compuestos covalentes inorgánicos
como el ácido sulfúrico (H2S04) y otros or­
gánicos como el alcohol etílico (C2H5OH).
d) Incorrecto
Hay compuestos que contienen carbono;
sin embargo, por sus propiedades, se con­
sideran inorgánicos. Por ejemplo, el carbo­
nato de calcio (CaC03).
e) Correcto
Es el concepto abreviado de lo que estudia
la química orgánica.
Clave
¿Cuál fue el primer compuesto orgánico sinte­
tizado por el hombre en el laboratorio?
A) ácido acético (CH3COOH)
B) cloroformo (CHCI3)
C) formaldehído (HCHO)
D) úrea (NH2CONH2)
E) etileno (CH2=CH2)
Resolución
Veamos cada caso.
a) Incorrecto
El ácido acético es un ácido orgánico que
hallamos en el vinagre. Fue sintetizado en
un laboratorio, por Kolbe, en 1843.
b) Incorrecto
El cloroformo fue sintetizado por Liebig en
1832 y fue un famoso anestésico.
c) Incorrecto
El formaldehído se encuentra en el formol
y fue descubierto en 1859 por Butlerov.

539. d) Correcto
La úrea fue el primer compuesto orgánico
sintetizado (1828). Fue Wóhler quien hizo
ese trabajo, lo que dio inicio al derrumbe
de la teoría vitalista.
e) Incorrecto
El etileno fue sintetizado por Bunsen en
1842.
Clave
¿Cuál de los siguientes compuestos no es con­
siderado orgánico?
A) metilamina: CH3NH2 / j f | X
B) ácido fórmico: HCOOH f ,« L, .
C) carbonato de magnesio: MgC03 . j
D) benceno: C6H6 J
E) éter metílico: CH3OCH3 X ,.. ' ^
Recuerde que los principales elementos que
conforman los compuestos orgánicos sorv C,
H, O y N (elementos organógenos). Sin em­
bargo, no por contener carbono un compues­
to será siempre orgánico. Así tenemos que
el ácido carbónico (H2C 03) y los carbonatos
derivados (CaC03, MgC03, Na2C03, etc.) son
considerados inorgánicos.
Entonces
a) CH3NH2: orgánico
b) HCOOH: orgánico
c) MgC03: inorgánico
d) C6H6: orgánico
e) CH3OCH3: orgánico
Clave
|
Si un compuesto líquido es insoluble en agua
y arde con facilidad, entonces lo más probable
es que sea
A) iónico inorgánico.
B) covalente inorgánico.
C) covalente orgánico.
D) iónico orgánico.
E) metálico.
Los compuestos orgánicos en su mayoría son
covalentes, pero los hay también iónicos como
el oxalato de sodio (Na2(C20 4)-2). Si se da este
último caso, debe ser sólido (recuerde las pro­
piedades de los compuestos iónicos). Además,
los compuestos orgánicos no soportan altas
temperaturas, algunos se calcinan, otros arden
‘?
<
* ..-
¿
j %
... V
*
?
(combustionan) y gran parte de ellos son inso-
■
tubles en agua.
Entonces
a) No puede ser iónico, pues es un líquido.
b) Hay compuestos covalentes líquidos, pero
no arden o se queman, como es el caso del
agua.
c) Esto es lo más probable por lo expuesto al
iniciar la resolución.
d) Dijimos que es imposible que sea iónico,
dado que es líquido.
e) El único metal líquido en condiciones am­
bientales es el mercurio, que es además ¡n-
soluble en agua, pero no arde al exponerlo
al fuego.
Clave
5

540. Problnrní!. N.* 5
¿Cuál de las siguientes estructuras no muestra
la autosaturación del carbono?
H H
i i
A) H - C - C - C I
i i
H H
H H o
l I
B) H - C - C - C
I I NH
H H
H
i
C) H - C - H
l
H
f'.'a
y
: ■
D)
N
H
I
C = C - C
/ i i
H H
H
#
%
l " : .
A *W
4
*9
-
% : •
H H H
l i i
E) H - C - C - C - C = N
l l l
H H H
vi;
■
V
/ Ì
%
■'. y
Problema N. 6 _________
¿Qué propiedad química no se cumple en la
siguiente estructura orgánica?
H
H - C = C - C - C - C = C - H
i i i
H H H
I. covalencia
II. tetravalencia
III. autosaturación
A) solo I
B) I y II
C) solo II
D) II y lll
E) solo
f f»
Vemos en la estructura que todos los enlaces
; | son covalentes, pues se representan con rayas
entre átomos (pares electrónicos enlazantes).
Por lo tanto, hay covalencia.
Analizamos la cadena carbonada.
H
H - C = C - C - C - C = C - H
Para que una estructura orgánica muestre la
propiedad de autosaturación, debe haber una
cadena carbonada, es decir, como mínimo dos
carbonos unidos directamente, sea por enlace
simple, doble o triple.
Al observar las alternativas, vemos que la C
corresponde al metano, compuesto orgánico
con un solo carbono. Por lo tanto, no hay ca­
dena carbonada y no hay autosaturación.
H H
i
H
Los carbonos marcados con * solo han forma­
do 3 pares enlazantes, cuando deberían haber
formado 4 para alcanzar el octeto electrónico.
Entonces no todos los carbonos cumplen con
la tetravalencia.
La autosaturación se aprecia debido a que los
6 átomos de carbono se han enlazado forman­
do una cadena carbonada.
Clave Clave

541. Problema N,' 7
De los siguientes compuestos, ¿cuáles son isó­
meros?
I. CH3- CH2- CHO
II. c h 3- c h 2- o h
III. c h 3- c o - c h 3
A) 1y lll B) 1y II Q II y III
D) solol E) 1,11 y III
Resolución
Como sabemos, los compuestos orgánicos
son isómeros entre sí cuando tienen la misma
fórmula molecular (fórmula global)! Analice­
mos en cada caso.
Compuesto
i. c h 3- c h 2- c h o
II. c h 3- c h 2- o h
III. c h 3- c o - c h 3
Vemos que los compuestos I y lll tienen la
misma fórmula molecular, pero son;estructu­
ralmente distintos; por lo tanto, somisómeros.
Clave
/
Fórmula molc-cubr
c 3h 6o
C?H ,0 ' ^
y
c 3h 6o ‘••Vf
Problema N.* 8 __ ______ ___ _
_
_
_
_
____
_
Señale la proposición que no corresponde a
los hidrocarburos.
A)
B)
C)
D)
E)
Son compuestos orgánicos binarios.
Solo contienen carbono e hidrógeno.
Al ser quemados, proporcionan energía.
Una de sus-fuentes de obtención natural
es el petróleo.
Son muy solubles en agua.
Resolución
Los hidrocarburos son compuestos orgánicos
binarios, pues están constituidos solo por dos
elementos: carbono e hidrógeno. Se obtienen
a partir del petróleo, el gas natural y la hulla.
Son usados principalmente como combus­
tibles, es decir, se aprovecha la energía que
liberan al ser quemados. Además, son insolu­
bles en agua; por ejemplo, la gasolina es una
mezcla de hidrocarburos que se obtiene del
petróleo y cumple con todo lo mencionado.
Clave
Problema
Identifique la fórmula que no
un alcano.
A) c.,h, I¡fB) c 5h,2
C W
? rtMoludón
corresponde a
Q c7h1
4
E) C6Hi4
Los alcanos son hidrocarburos saturados que
contienen la máxima cantidad de hidrógenos
por carbono. Su fórmula moleculares C l-L .
Esto quiere decir que el número de hidróge­
nos es dos unidades mayor que el doble del
número de carbonos.
Veamos cada caso.
a) c 3h 8 —
> c 3h 2(3)+2
Cumple: Es un alcano.
b) C5H12 —
> C5H2(5)+2
Cumple: Es un alcano.
c) C7H1
4 —
> C7H2(7)
No cumple: No es un alcano.

542. COLECCIÓN ESENCIAL Lum breras Editores
■EaHHRaHBnmm
d) ^8^18 ^8^2(8)+2
Cumple: Es un alcana
e) C6H14 C6^2(6)+2
Cumple: Es un alcano.
Para abreviar dicha fórmula se coloca —
(CH2)6—
.
Como vemos, en total hay 8 carbonos unidos
por enlaces simples, es un alcano, y además la
cadena es lineal. Por lo tanto, el nombre será
Clave
Problema, [vi.' 10
¿Cuál es el nombre del siguiente hidrocarburo?
c h 3- c h 2 - c h 2- c h 2- c h 3
A) n-butano B) n-pentano C) n-hexano
D) n-heptano E), iso-heptano
'■
Resolución / ^ * a ,
Como solo hay enlaces simples entré carbo­
nos, se trata de un alcano. Si contamos, hay 5
carbonos formando una cadena lineal; Por lo
tanto, el nombre será
H
:»
„Áf
n-pentano
/ ~J~ f% a%
*
linet'il 1 dicano
carbonos
Clave
Problema M
.°1
1
________________
Nombre el siguiente hidrocarburo:
c h 3- ( c h 2)6- c h 3
A) n-octano B) n-nonano C) n-decano
D) undecano E) dodecano
Resolución
El - CH2- que está entre paréntesis se repite 6
veces, entonces la fórmula semidesarrollada es
c h 3- c h 2- c h 2- c h 2- c h 2- c h 2- c h 2- c h 3
n-octano
/
lineal
Clave
Problema M
.* ’¡2 _____
¿Cuál es la fórmula semidesarrollada del 2,3
dimetilpentano?
A) CH3- C H - C H 2 - C H 3
C H 3
^ CHa-
I
B) CH3- C - C H 2 - C H 2- C H 3
c h 3
J «
C) c h 3- c h 2- c h 2 - ch - c h 3
CH:
CH:
D) c h 3- ch - c h - c h 2- c h 3
c h 3
E) CH3- C H - C H 2 - C H - CH.
I ¿ J
c h 3 c h 3
Resolución
Analizamos el nombre.
2,3-dimetilpentano
romificac iones cadena
rrH
v
..pai

543. Capítulo 13
La cadena principal tiene 5 carbonos unidos
por enlaces simples. Además, las dos ramifi­
caciones son iguales, metil (-CH 3), la primera
en el carbono 2 y la segunda en el carbono 3.
Armemos la fórmula semidesarrollada.
3 4 5
CH3 - CH - CH - CHp - CH3
l l ¿ á
c h 3 c h 3
X
x
>
,K
<
>
C
<
V
X
'O
O
C
->
v
Observación
Debemos tener en cuenta que las ramifica-
¡ ciones pueden estar a un mismo lado de la
Y
cadena, o una arriba y otra abajo.
:/
O
O
C
K
>
o
o
o
o
<
>
Clave
Problema N." 13
Señale el nombre correcto del siguiente alcano:
CH:
CH3 - C - CH2 - CH - CH3 "'i:í
ch3 ch3 ^
v
p
'-
’
A) 2,2,3-trimetilpentano
B) 2,2,4-trimetilpentano
C) 2,4,4-trimetilpentano
D) 2,4,4-trimetilhexano
E) 2,3,4-trimetilhexano
Resolución
Aplicamos las reglas IUPAC en este alcano.
rW
M
il
, / < ? £ ), ,
c h , - c - c h 2 - c h - c h 3
3 I .1
ÍC H jj CH3j
metil IV
ihM
La cadena principal es la lineal por tener el ma­
yor número de carbonos.
Iniciamos la numeración por el extremo iz­
quierdo de la cadena, ya que en el segundo
carbono hallamos dos ramificaciones; si enu­
meramos empezando por la derecha, en el
segundo carbono solo encontraremos una
ramificación.
Por lo tanto, el nombre será
2,2,4-trimetil pentano
Observación
Si una ramificación se repite dos veces en el
mismo carbono, entonces la numeración tam­
bién se repetirá dos veces.
Clave
ProSlerrra W
."
Determine la fórmula molecular del
4-etil-2,3-dimetilheptano.
A) C9H20
B) C10H22
C) c 1
1
h24
D) C12H25
E) Ci3H28
Resolución
Analizamos el nombre.
4-etil-2,3-dimetil heptano
i rtiììifu.,iC ione ■
> ( adorai
pnncjpvii

544. COLECCIÓN ESENCIAL Lumbreras Editores
' • *__tCj____ !
____
Coloquemos los 7 carbonos de la cadena prin­
cipal y enumeremos de izquierda a derecha
por comodidad; luego, ubiquemos las ramifi­
caciones según la posición que nos indica el
número que antecede a su nombre y comple­
temos los hidrógenos.
metii (CH3Ji CH3Smetil
CH3- CH - CH - CH - CH2 - CH? - CH3
CIH;
I
CH; etil
Observación
Una vez formados los enlaces carbono-carbo- K.
no, se completa la estructuré’ con Hidrógenos
aplicando tetravalencia. Es decir, por cada-par f f
í enlazante que falta para completar los cuatro,: : 1
se coloca un hidrógeno.
■
-
‘«
fe
.::-
-
Como nos piden la fórmula molecular, conta­
mos la cantidad de carbonos y aplicamos la*
fórmula conocida para alcanos: CnH2/1+
2. ,
En total hay 11 carbonos, incluyendo, las' ramifi­
caciones; por lo tanto,
(-11^2(11)+2 ^-11^24
Problema N.’ 15
¿Cuál de los siguientes hidrocarburos no es un
alqueno?
A) C2H4 B) C4H8 C) C5H1
0
D) C6H1
2 E) C7H1
6
Resolución
Debemos recordar que la fórmula molecular
de un alqueno es <
“n^2n' es decir, la cantidad
de hidrógenos debe ser el doble de la canti­
dad de carbonos. Por lo tanto, la opción que
no cumple esa condición es C7H15.
Clave
P ro b lim g lilf If;
Señale el nombre IUPAC del siguiente hidro-
, carburo.
J CH3-(C H 2)3-CH = CH2
A) 1-hexeno B) 1-penteno C) 1-hepteno
D) 1-hexano E) 2-hexeno
Resolución
Mostramos la fórmula semidesarrollada en
forma extendida.
Otra forma más directa sería trabajar solo con
el nombre para contabilizar los carbonos.
4-etil-2,3-dimetilheptano
I 1 T 1-CalCiirio
¿L ' ¿ C (X.
En total hay 11 carbonos, por lo tanto,
^11^2(11)42 ^11^24
Clave
6 > A 3 ; i
c h 3- c h 2- c h 2- c h 2- CH = c h 2
Se empieza la numeración por el extremo
derecho, ya que se encuentra más cercano al
doble enlace. Como el doble enlace se ubica
entre el carbono 1 y 2, al indicar su posición
solo se hace referencia al menor número.
Por lo tanto, el nombre será 1-hexeno.
Clave ¿V

545. La cadena principal tiene 5 carbonos unidos
por enlaces simples. Además, las dos ramifi­
caciones son iguales, metil (-CH3), la primera
en el carbono 2 y la segunda en el carbono 3.
Armemos la fórmula semidesarrollada.
3 4 5
CH3- C H - C H - C H ? - C H ,
l l ¿ J
c h 3 c h 3
o :o>:< > - -
c
<>x k >
o w c *>xxxx.<
>
O
Í>
O
O
O
C
'C
'<
Observación
l Debemos tener en cuenta que las ramifica­
ciones pueden estar a un mismo lado de la j
| cadena, o una arriba y otra abajo.
>
<
’xy»ooox>
oo>
Clave
Problema N/ IB
% v-r A
.'&
S
t'
f jíg;.,
ñ ÆïP
■
i » ,
% À >
—
>
r
.-------•
■
«
’to
r
/
x
a
s?
■
■ ----
Señale el nombre correcto del siguiehte alcano:
CH,
I
C H .- C - C H .- C H - C H ,
l l /pii
w
%,
*-bjp'
CH3 CH;
A) 2,2,3-trimetilpentano
B) 2,2,4-trimetilpentano
C) 2,4,4-trimetilpentano
D) 2,4,4-trimetilhexano
E) 2,3,4-trimetilhexano
Resolución
Aplicamos las reglas IUPAC en este alcano.
metil
, /C H V ,
( CH, - C - CH? - CH - CH3
--- i r— l.T
c h ,
metil
c h 3
metil
La cadena principal es la lineal por tener el ma­
yor número de carbonos.
Iniciamos la numeración por el extremo iz­
quierdo de la cadena, ya que en el segundo
carbono hallamos dos ramificaciones; si enu­
meramos empezando por la derecha, en el
segundo carbono solo encontraremos una
ramificación.
Por lo tanto, el nombre será
2,2,4-trimetil pentano
v
----------V
--------- JV
------V
------J
ramificaciones cadena
principa!
Observación
Si una ramificación se repite dos veces en el
mismo carbono, entonces la numeración tam­
bién se repetirá dos veces.
*
> A
?
’’' Ú %
r
4 =
•
> >
•
'
<
?
■v
% *
.
Problema V-t___________________
Determine la fórmula molecular del
4-etil-2,3-dimetilheptano.
A
) C9
H
2
0
B
) C1
0
H
2
2
C
) C
,.,H
2
4
D
) C12
H
2
5
E
) C13
H
2
8
Resolución
Analizamos el nombre.
4-etil-2,3-dimetil heptano
V ----------”'■
--- V
----'
mmiticauories
Clave
cadena
principili

546. Coloquemos los 7 carbonos de la cadena prin­
cipal y enumeremos de izquierda a derecha
por comodidad; luego, ubiquemos las ramifi­
caciones según la posición que nos indica el
número que antecede a su nombre y comple­
temos los hidrógenos.
/
Problema N.‘ 15______________ ______________
¿Cuál de los siguientes hidrocarburos no es un
alqueno?
A) C2H4 B) C4H8 C) C5H1
0
D) C6H1
2 E) C7H1
6
metí!
___.iiz r i:
CH3- CH - CH - CH - CH2- ci-ü - CHn
CH
"
c h 3
V-__:V
etil
X 0 g
stf®
******!^ V
»
$ Observación ^
:i Una vez formados los enlaces carbono-carbo- %.
no, se completa la estructura con hidrógenos
aplicando tetravalencia. Es decir, por cada par *
enlazante que falta para completar los cuatro,
f se coloca un hidrógeno.
,é'
v "f
Como nos piden la fórmula molecular, conta­
mos la cantidad de carbonos y aplicamos la
fórmula conocida para alcanos: C H^+
2. ^
En total hay 1
1carbonos, incluyendo las ramifi­
caciones; por lo tanto,
Cl1^2(11)+2 ^11H24
Resolución
Debemos recordar que la fórmula molecular
de un alqueno es (“nH2n' es decir, la cantidad
de hidrógenos debe ser el doble de la canti­
dad de carbonos. Por lo tanto, la opción que
no cumple esa condición es C7H16.
Clave
Probl^ m |'W 1C
;S> W
*
Señale el nombre IUPAC del siguiente hidro­
carburo: %
. ¿ í c h 3- (c h 2)3- ch = c h 2
.V
A) t-hexeno B) 1-penteno C) 1-hepteno
D) 1-hexano E) 2-hexeno
Resolución
Mostramos la fórmula semidesarrollada en
forma extendida.
Otra forma más directa sería trabajar solo con
el nombre para contabilizar los carbonos.
4-etil-2,3-dimetilheptano
í~
~ I T Í-* .'ilcario
¿C ¿C i C.
En total hay 1
1carbonos, por lo tanto,
^11^2(11)+2 ~> ^11^24
, Clave C )
c h 3- c h 2 - c h 2 - c h 2 - ch = c h 2
Se empieza la numeración por el extremo
derecho, ya que se encuentra más cercano al
doble enlace. Como el doble enlace se ubica
entre el carbono 1 y 2, al indicar su posición
solo se hace referencia al menor número.
Por lo tanto, el nombre será 1-hexeno.
Clave

547. Problema N.‘ 17
Nombre el siguiente alqueno:
c h 3- c h = c - c h 2 - ch - c h 3
A) 3,5-dimetil-3-hexeno
B) 3,5-dimetil-2-hexeno
C) 2,4-dimetil-4-hexeno
D) 2,4-dimetil-5-hexeno
E) 2,4-metil-3-hexeno
C) 2-etil-3,4-dimetil-2-hepteno
D) 2-etil-3,4-dimetil-1-hepteno
E) 2-etil-4,5-dimetil-1-hepteno
Resolución
Analizamos la fórmula semidesarrollada.
CHo - CH? - C - CHp - CH - CH - CH3
- 1 ■
■ 1 ll l 1
c h 2 c h 3 c h 2
Resolución
Analizamos la fórmula semidesarrollada.-.
■¿y
CH, '
1 .? : a ■ f- |- |
(CH3-CH = C -C H 2|-(^ - Cí-h
ICH;
La cadena principal elegida contiene al doble
enlace y además es la más larga. Asimismo/
empezamos a enumerar por la izquierda, ya
que el doble enlace está más cerca de ese ex­
tremo. %.
Por lo tanto, el nombre será
3,5-dimetil-2-hexeno
Clave
Elegimos la cadena principal en forma de U
invertida, pues contiene doble enlace, además
de ser la cadena más larga. Como ya sabemos,
la numeración se inicia por el extremo más
cercano al enlace doble.
Por lo tanto, el nombre será
2-et¡l-4,5-dimet¡l-1-hepteno
^7 " Clave
Problema NC 19
Identifique al alqulno de la siguiente relación
de hidrocarburos.
A) C3H8 B) C2H4 C) C5H10
D) C5H10 E) C7H14
Problema N."18___________ ______________ ___
Aplicando las reglas IUPAC, dé el nombre co­
rrecto al siguiente hidrocarburo:
CH3 - CH2 - C - CH2 - CH - CH - CH3
á ¿ 1
1 l l
CH? CH3 CH2
1
CH3
A) 6-etil-3,4-dimetil-6-hepteno
B) 3-etil-4,5-d¡metil-1-hexano
Resolución
De acuerdo a lo estudiado, la fórmula molecu­
lar de un alquino es ^n^2n-.2, por lo que la can­
tidad de hidrógenos es dos unidades menor
que el doble del número de carbonos.
Por lo tanto, el único hidrocarburo que cumple
esta condición es
^6^10 C6H2(6)-2
Clave

548. COLECCIÓN ESENCIAL Lumbreras Editores
Problema N.' 20
Nombre el siguiente alquino:
c h 3- c =c - ( c h 2)2- c h 3
A) 2-hexino
B) 3-hexino
C) 4-hexino
D) 5-hexino
E) 3-heptino
Resolución
Extendamos la fórmula semidesarrollada.
2 3■ 4 5 / 6.
c h 3- c = c - c h 2 - c h 2 - c h 3
|s é
S
&
k
La enumeración de la cadena la iniciamos por
la izquierda, ya que se halla más cerca del en­
lace triple.
Por lo tanto, el nombre será 2-hexino.
Clave %
Problema N.* 21__________________________
Halle la fórmula semidesarrollada del
2-metil-3-heptino.
A) CH3- CH - C = C - CH2- CH2- CH3
l
c h 3
B) c h 3- c h 2 - c = c - c h 2 - c h 2 - c h 3
C) CH, - CH - C = C - CH - CH3
1 l
c h 3 c h 3
ch3
I
D
) ch3- c - c =c- ch2- ch2- ch3
ch3
E
) ch3- ch- ch2- c=c- ch2- ch3
ch3
Resolución
Analizamos el nombre.
2-metil-3-heptino
ramifica'. Ion cadena
principal
Armamos la cadena principal con 7 carbonos,
ubicando el triple enlace entre el carbono 3 y 4;
colocamos el metil en el carbono 2, y final­
mente completamos con hidrógenos.
Por lo tanto, la estructura será
.C H , - CH - C = C - CH2 - CH0- CH,
-- |- ----------- —
<
■
---- z i
CH3
Clave
Problema N.* 22
Identifique a través de su fórmula molecular al
4-etil-4,5-dimetil-2-octino.
A) C11H20 B) C12H22 C) C10H20
D) C12H24 E) C11H22
Resolución
Analizamos el nombre.
4-etil-4,5-dimetil-2-octino
romi1
1
c K ione;» &3d na
principal
í,nUi¡r¡C3'.!OPe!>

549. Ahora armemos la fórmula semidesarrollada.
La cadena principal está constituida por 8 car­
bonos, además, en el carbono 2 debe ubicarse
el enlace triple. Colocamos la ramificación etil
en el carbono 4 y las ramificaciones metil en el
carbono 4 y 5. Finalmente, completamos con
los hidrógenos-que faltan para que cada car­
bono cumpla con la tetravalencia.
-
1 2 1 i
CH3 CH3; metí!
1 l
c h 3- C = C - C - C H - c h 2
c h 2
1
CH,
3
tí 6
etil
Contabilizamos los átomos de cada elemen­
to. Hay 12 átomos de carbono (8 en la cadena
principal y 4 en las ramificaciones) y 22 átomos
de hidrógeno.
Sabiendo solo la cantidad total de carbonos
podemos aplicar la fórmula molecular para un
alquino.
C 12H 2(12)-2 C 12H 22
Otra forma sencilla de solucionar este proble­
ma es solo contabilizar el total de carbonos en
el nombre dado
4 _et¡| -4,5 -dimetil -2 -octino
"“T “ T T ‘
V ¿C 8C
jiqumc
Por lo tanto, como hay 12 carbonos, la fórmula
será
C 12H2(12)-2 C 12H22
Clave
Problema N.’J23 _____
Señale la proposición que no tenga ninguna
relación con los compuestos orgánicos.
A) Todos estos compuestos contienen carbono.
B) Hay compuestos orgánicos iónicos.
C) Los plásticos son compuestos orgánicos
artificiales.
D) Los encontramos en forma natural en los
minerales.
E) Los más sencillos en composición son los
hidrocarburos.
Resolución
Veamos cada alternativa.
a) Sí hay relación, pues no existe compuesto
orgánico que no contenga carbono.
b) Sí hay relación, pues la mayoría de com­
puestos orgánicos son covalentes; sin
embargo, existen sales orgánicas como el
' ¿¿acetato de sodio (CH3COONa), que son
Compuestos iónicos.
c) Sí hay relación, pues los plásticos son
compuestos orgánicos sintetizados por el
hombre a partir del siglo xx. Estas sustan­
cias no existen en forma natural, el hombre
las produce en el laboratorio y en las in­
dustrias.
d) No hay relación, pues los compuestos ob­
tenidos de los minerales son denominados
compuestos inorgánicos, así tenemos las
sales oxisales, los óxidos, etc.
e) Sí hay relación, pues los hidrocarburos son
los compuestos orgánicos de composición
más sencilla, solo están formados por car­
bono e hidrógeno,
Clave f ’
A3

550. COLECCIÓN ESENCIAL Lumbreras Editores
Problema N. 24
¿Cuántos de los siguientes compuestos no son
orgánicos?
H2C 0 3
KCN
C3H7OH
X X o
A) 1
D) 4
B) 2
h 2S° 4
CHCU
C) 3
E) 5
Resolución
Analicemos cada compuesto.
h2c o 3
.
Este es el ácido carbónico,,que si bien tie­
ne carbono, es considerado inorgánico. Se
trata de un ácido oxácido.
& "'r'v'VK'<
%
/
'*
'' f/í-
.fe
* I
A 0
Este compuesto es un alcohol, se le reco­
noce por el OH característico. Es orgánico.
C3H7OH
h2so4
w
Este es el ácido sulfúrico, un ácido oxácido.
Es inorgánico; además, no contiene carbono.
w
KCN
Se llama cianuro de potasio. Este com­
puesto es una sal inorgánica, al igual que
el NaCN.
c 5h 10
Es un hidrocarburo, su nombre es penteno,
por lo tanto es orgánico.
CHCI3
Su nombre es cloroformo. Es un compues­
to orgánico halogenado.
Clave
Problema N.‘ 25
Relacione correctamente la fórmula molecular
y el tipo de hidrocarburo.
I- C5Hi2 a. parafina
II. c 7h 16 b. alquino
iii. c 5h 8 c. olefina
A) le, Ila, lllb B) le, llb, Illa C) Ib, lia, lile
D) la, llb, lile E) Ib, lie, Illa
Resolución
Debemos recordar que los hidrocarburos se
clasifican de la siguiente manera:
Fó r m u l a <
Za s o ouf;
j b.KC
MOLECULAR COAR13PON OC
Alcano o parafina <
=
nH2n+2 ^
-7^
16
Alqueno u olefina j c6h12
Alquino o aceti-
lénico C nH2n-2 c5h8
Clave
Problema NA 26
Nombre el siguiente alcano ramificado:
CH3
c h 3- ch - C H - C H , - C H ,
l
CH,
c h - c h 2 - c h 3
CH,
A) 3-etil-2,4-dimetilheptano
B) 3-etil-5,6-dimetilheptano
C) 3-etil-2,5-dimetilheptano
D) 5-etil-3,6-dimetilheptano
E) 5-etil-3,4-dimetilheptano

551. Resolución
Elegimos como cadena principal la que tiene
forma de ~L_ por ser la más larga y ramificada.
Empezamos la numeración por el extremo iz­
quierdo, por hallarse más cerca de la primera
ramificación.
mefii
CH,
Chk - CH - C - CH, - CH - CEU
• •• i l i i á
CH-,
CH3 c h 2
CH:
Por lo tanto, el nombre será
2-isopropil-4-metil-1-hexeno
i
c h 3- c h - c h - c h 2 - c h 3
4 CH
v_n2 - c.n3
c-til.
: CH - CH2 - CH3
metii
Por lo tanto, el nombre correspondiente será‘%
3-etil-2,5-dimetilheptano
Clave #
i''- w
•' ''' 4 - <
'
Clave
Nombre el siguiente alquino:
CH3- CH -C H 2- C H - C H 3
CH-, CH - CH:
i
C
w
CH
Problema N.* 27
Nombre, según las normas IUPAC, el siguiente ' v
alqueno:
CH, - CH - C - CH, - CH - CH, § 0
l II
CH3 CH,
I ;
ch2
I
CH,
A) 2-propil-4-metil-2-hexeno
B) 2-etil-4-metil-2-hexeno
C) 2-etil-4-metil-1-hexeno
D) 2-propil-4-metil-1-hexeno
E) 2-isopropil-4-metil-1-hexeno
Resolución
Elegimos como cadena principal la que tiene
forma de U invertida, pues contiene al doble
enlace y es la más larga por el lado derecho. La
numeración se inicia por el extremó izquierdo,
dado que allí está el enlace múltiple más cerca.
A) 2,4,5-trimetil-7-heptino
B) 2,4,5-trimetil-6-oct¡no
C) 3,4,6-trimetil-1-heptino
{v é
v fí/''
D) 3,4,6-trimetil-2-heptino
E) 2,4,5-trimetil-5-heptino
La cadena principal tiene forma de ~I, pues
contiene al enlace triple y es la más larga. Em­
pezamos a enumerar por abajo, extremo más
cercano al enlace múltiple.
c h 3- ch - c h 2- c h - c h 3
CH: C H -C H :
i
c
III
CH
Por lo tanto, el nombre será
3,4,6-trimetil-1-heptino
Clave

552. Uno de los componentes de la gasolina es el
2,2,4-trimetilpentano.
Para este hidrocarburo, determine su fórmula
gráfica y su masa molar.
Hay 8 carbonos en total y se trata de un.alca-
no, su fórmula global es
^
“n^2n+2 —
* ^8^18
M=8(12)4-18(1) =114 g/mol
Recuerde que la masa molar se expresa en
gramos por mol.
Clave
B
) ; 114 g/mol
¿Cuál es el nombre del siguiente hidrocarburo
insaturado?
E
) ; 114 urna
«llui
| ; H ^ |: A) 4-eti{-2-isopropil -1,3-heptadieno
B) 4-etil-3-isopropil -1,3-heptadieno
/ C) 4-etil-3-propil-1,3-heptadieno
% . V .¿y
? * .'í ,;Æ ^ ^
' D) 3-isopropil-4-metil-1,3-heptadieno
% ,4-4fiet¡l -3-propil -1,3-hepteno
Pasamos del nombre a la fórmula semidesa-
rrollada y luego a la gráfica. (
'S
f
, ¡
.¿ y
Pasamos de la fórmula gráfica a la semidesa-
rrollada.
2,2,4-trimetilpentano CH:
ulKTU
Oí =
¡iv iDel*
CH: CH:
I
ch 3- c - ch2- c h - ch3
i
CH,
CH CH-
// // /
CH- C
!
CH
ch3 "ch3
CH- CH-
Entonces
Recuerde que la cadena principal debe conte­
ner los dos enlaces dobles y la numeración se
inicia por el extremo más cercano a ellos.
3-isopropil-4-metil-1,3-heptadieno
Clave

553. 1. Relacione correctamente.
I. teoría vitalista
II. F. Wóhler
III. carbono
a. elemento presente en todo compuesto
orgánico
b. J. Berzelius
c. primera síntesis orgánica en laboratorio
C) H -C = C -Br
D) H - C = C - C= N
i ' i
H H
/H
E) O = C
NH
A) Ib, lia, lile
B) Ib, lie, Illa
C) la, llb, lile
D) la, lie, lllb
E) le, llb, Illa ./•“ V
, ■ %
.
i
i JPM&- . 1
2. ¿Cuál de los siguientes compuestos es or­
gánico?
¿w /
v . *
A) amoniaco (NH3)
B) cloruro de hidrógeno (HCI)
C) dióxido de carbono (C02)
D) peróxido de hidrógeno (H20 2)
E) benceno (C6H6)
%f
¿Cuál de las siguientes fórmulas desarro­
lladas no es correcta tomando en cuenta la
tetravalencia del carbono?
A) Cl - C = C - H
i i
H H
i
B) H - C - H
l
H
4. identifique la alternativa que contenga dos
isómeros.
A) C2H5 y C2H4
B) C3H7OH y CH3CH2OH
C) C4|)gOH y C2H5OC2H5
D) CjH .G y ;C 3H.CI
«l / P CSH16 y ^-8^14
C F
5. ‘ Señale el compuesto que no es hidrocar­
buro.
A) metano
B) cloroeteno
C) pentino
D) 2-metilhexano
E) octano
6. Indique la alternativa que no corresponde
a un alcano.
A) C4H10 B) C8H18 C) C10H22
D) C3H8 E) C5H10

554. Sobre los siguientes compuestos, señale el
enunciado incorrecto.
I. CH3- C H - C H 3
CH3
II. CH3-CH2-CH2-CH3
Según la IUPAC, ¿cuál es el nombre del si­
guiente alcano?
CH3
1
c h 3- c - c h 2 - c h 2
c h 3 c h 2
l
C H 3
A) Ambos son isómeros.
B) El compuesto I es un alcano lineal.
C) El compuesto II se llama n-butano.
D) El compuesto I se llama 2-metilpropano.
E) Ambos son alcanos.
A) 1,2,2-trimetilpentano
B) 2,2,4-trimetilhexano
C) 4-etil-2(2-dimetilbutano
D) 2,2-dimetilhexano
E) 2,2-dimetilheptano
Nombre el siguiente hidrocarburo:
0 Æ ? a
'%
■
í<
k
't£
p
CH-
A) dodecano
B) undecano
C) decano
D) nonano
E) tridecano
Sobre el siguiente alcano:
Respecto al compuesto
g $*** * 2,4-dimetilheptano
1, i i
“ t elija lá secuencia correcta de verdad (V) o
falsedad (E )l^
:C% Es un alcano ramificado.
*
w
: i
:m
. » ' W L ; l á cadena principal tiene 6 carbonos.
1 * /lllvJSü fórmula molecular es CQ
H-,n.
IV. Es un hidrocarburo saturado.
A) VFW
D) VWV
B) FFVV C) VFFV
E) FFFV
c h 3- c h - c h 2- c h 2- c h 3
c h 3
indique la secuencia correcta de verdad (V)
o falsedad (F).
I. Es un alcano ramificado.
¿Cuál es el nombre del siguiente alcano
ramificado?
CH3- C H - C H 2 -C H - CPU
i l
CH2 CH - CH,
l l
C H 3 c h b
II. Su fórmula molecular es ^6^14-
III. Se llama 4-metilpentano.
A) VW B) WF C) VFF
D) FFF E) FVV
A) 2,3,5-trimetilheptano
B) 3,5,6-trimetilheptano
C) 2-etil-4,5-dimetilhexano
D) 2-etil-4-isopropilpentano
E) 2,3,5-trimetiloctano

555. Capítulo 13 Introducción a la química orgánica: hidrocarburos
13. Determine la fórmula molecular del
3-etil-2-metilpentano.
A) C5Hi2 A) c h 3-- c h - c = c - c h 3
I
B) ^6^14
c h 3
C) ^-8^18
D) CgHig B) c h 3 -- CH - CH2 - C = CH
l
E) C8H16
c h 3
CH,
14. De la siguiente fórmula semidesarrollada,
C)
l 3
señale la afirmación incorrecta.
c h 3-- C - C = CH
i
CH3- C = CH2 -G-U
3 . 1 y
* A
'y
CH: W
&
t*
' ¿
W
A) Es una defina.
B) Su fórmula global es C5H1
(y
C) Es un hidrocarburo insaturado.
D) Su nombre es 3-met¡l-2-buteno. ,jf
/
16. ¿Cuál es la fórmula semidesarrollada del
4-metil-2-pentino?
CH-
D) CH3- CH - CH = CH - CH3
i
CH,
.¿2 É
®
? ¥d
Ñ
L
"‘fe
>
.‘ :¥ <
?
•
%
s
.
E) Solo tiene una ramificación.
% '#*''
65, j!3
%
;X #
15. Identifique el nombre del siguiente alqueno:
CHo- C H 2- CH - CH - CH3
i i
CH3 CH
ll
CH2
A) 3,4-dimetil-2-hexeno
B) 3,4-d¡met¡l-1-hexeno
C) 3,4-dimetil-5-hexeno
D) 3,4-dimetiM-hepteno
E) 3,4-dimetil-1-octeno
C # E ); CH s C - CH - CH2- CH3
^
3
CH:
1 7 . Nombre el siguiente hidrocarburo:
c h 3- c h 2- c h - c h 3
I
c h 2
I
c
III
CH
A) 4-etil-4-met¡l-2-but¡no
B) 4-etil-4-metil-1-butino
C) 4-etil-1-pentino
D) 3-metil-5-hexino
E) 4-met¡l-1-hex¡no

556. 18. Sobre el siguiente hidrocarburo, indique
las proposiciones correctas.
CH3-C H - C H 2- C
CH: CH
I. Es un hidrocarburo insaturado.
II. Posee dos ramificaciones.
III. Su nombre es 4-metil-1-pentino.
IV. Su fórmula global es C5H8.
A) I y II
B) solo I
C) I y III
D) I, II y III y***’“’
E) III y IV / Æ
} t MW 4
%
. *
? áÉr Æw 1 •
:
19. Halle la fórmula molecular del >
' J :
22. Nombre el siguiente alcano:
M
tf 4
%
. lp'
3-et¡l-1-octino.
>
í> •
V W y :
^ C H jf CH - CH3
I
A) <
“8H14
^»mx****** -if
y
■
v
i.-
;] ::)
;<
CH-, —CH —CH
i
^ < ,0 * CH3
B) ^8^16
*
.....
f
y
;
V
C) c 9h 16 « Î* ' : A) 2,4-dimetiloctano
D) C10H20 X / ;
B) 2(4-dimetilheptano
E) C) 1,1,3-trimetilhexano
20. Nombre al siguiente hidrocarburo de j
D) 4,6-dimetilheptano
E) 4,6-dimetiloctano
acuerdo a las reglas IUPAC.
21. Con respecto al siguiente alquino, indique
la secuencia correcta de verdad (V) o fal­
sedad (F).
CH3- CH2- CH - CH - CH2 - CH3
l
C
ni
CH:
CH:
I. Es un alquino con dos ramificaciones.
II. La cadena principal tiene 7 carbonos.
III. Se llama 3-etil-4-metil-1-hexino.
A) VFV
D) FFF
B) VFF C) W F
E) V W
CH:
c h 3- c h 2- c ^c - c h - c h 3
CH-,
23. El nombre 3-etil-2,4-dimetilhexano nos in­
dica que
A) 5-metil-3-hexino
B) 2-metil-3-hexino
C) 2-metil-3-hexeno
D) 5-metil-3-hexeno
E) 2-metil-3-heptino
k
A) se trata de un hidrocarburo saturado
lineal.
B) es un alcano de 6 carbonos.
C) tiene dos ramificaciones.
D) su fórmula global es C10H22.
E) es una parafina con 8 carbonos.
551

557. 24. Nombre correctamente al hidrocarburo
cuya fórmula semidesarrollada es
CH3-C H - c h 2 - c h - c h 3
!
CH
II
CH -CH-
CH-
A) 2,4-dimeti!-5-octeno
B) 2,4-dimetil-5-hepteno
C) 4,6-dimetil-2-hepteno
D) 4,6-dimetil-1-hepteno
E) 4,6-dimetil-2-octeno
25. Respecto al hidrocarburo / '
c h 3 - ( c h 2)3- c = c - g h 3
es correcto afirmar que
X /K ¿
É*?' &ST I
A) se trata de un hidrocarburo ramificado.
B) es una olefina.
C) es un hidrocarburo saturado lineal.
D) su nombre es 2-heptino.
E) su fórmula molecular es C5H10.
26. Nombre el siguiente alquino:
C H .- C H - C H - C H 3
1 1
CH, CH-,
1
CH2 - C = CH
A) 5,6-dimetiM-heptino
B) 2,3-dimetil-6-heptino
C) 5-isopropil-1-hexino
D) 5-¡sopropil-2-hexino
F.) 5,6-d¡metíl-2-heptíno
Introducción a la
T
mmmmm
27. Sobre los hidrocarburos, señale la proposi­
ción incorrecta.
A) Son insolubles en agua.
B) Pueden ser saturados o insaturados.
C) Los más livianos, como el metano, son
gases.
D) Se usan como combustibles domésti­
co e industrial.
E) No presentan isomería.
23. ¿Cuál de los siguientes hidrocarburos tiene
una cadena carbonada ¡nsaturada, ramifi­
cada y con la mayor masa molar?
A)
3)
C)
-D )
E)
29. Uno de los posibles hidrocarburos presen­
tes en el querosene es el
2,3,3-trimetilheptano
¿Cuál será la relación entre el número de
carbonos y el número de hidrógenos por
cada molécula?
A) —
23
B)
11
C)
10
21
D)
12
E) 1
16

558. 30 Uno de los siguientes isómeros del hexano
está mal nombrado. ¿Cuál es?
A) 2-metilpentano
B) 2,3-dimetilbutano
C) 3,3-dimetilbutano
D) 2,2-dimetilbutano
E) n-hexano
En la siguiente relación de hidrocarburos
identifique al de menor número de hidró­
genos.
A)
•«*'»' '¡••V X-K.
■ éw ^
vis
Calcule el número de isómeros de posición
del hexeno tomando en cuenta solo las ca­
denas lineales.
A) 1
B) 2
C) 3
D) 4
E) 5
Por acción del calor, los hidrocarburos
pueden reaccionar rompiendo su cade­
na carbonada, formando así cadenas más
pequeñas. A esta reacción se le denomina
craking. De acuerdo a la siguiente ecua­
ción, identifique el nombre del hidrocarbu-
ro úsado como reactivo.
# M' &
# 1jp'r......
ú
-
0
calor
C2H4+c 4h10
E)
%%
Ñ*
fe.
Una reacción típica de los hidrocarburos es
la combustión, por ello estos compuestos
comúnmente se emplean como combus­
tibles. Determine la relación molar entre el
C 02 y el H20 producidos por la combus­
tión del 2-metilbutano.
€* W .
A) hexeno
B) hexano
C) hexino
D) heptano
E) hepteno
Identifique el siguiente hidrocarburo.
............... +702 —
> 5C02+4H?0
A) 1-butino
A > § B ) § C ) í B) 2-penteno
6 5 5
C) 1-hexeno
D) | E) Z
D) 2-heptino
7 6 E) 1-pentino

559. 36. Nombre, según las normas de la IUPAC, al
siguiente hidrocarburo:
A) 4-propil-5-metiloctano
B) 4-isoprop¡l-5-metiloctano
C) 3-metil-4-prop¡loctano
D) 4-eti!-5-metiloctano
E) 2,4-dimetil-3-propilheptano
38 Identifique al isómero del
3-metil-1-pentino.
A) 2-metilpentano
B) 3-metil-1-penteno
C) 2-metil-1-hex¡no
D) 4-metil-1-pentino
E) 1-heptino
39. ¿Qué fórmula global tiene un hidrocarburo
con 8 carbonos en la cadena principal, una
ramificación etil y dos enlaces dobles?
37. ¿Cuáles de las siguientes proposiciones
son correctas en relación al
3-etil-4,5-dimetil-1-heptino? *
I. La fórmula global es C11H22* - ‘
I!. Su fórmula gráfica es
III. Su masa molecular es 150 g/mol. ,,ó ,•
A) solo I B) I y II C) solo H
D) II y III E)' solo III
A) C10H18 B) C10H20 C) C10H22
D) C10H16 E) C8H20
:• $r- 'i'f
. 0. ¿Cuántas ramificaciones etil y metil, res­
pectivamente, debe tener un hidrocarburo
saturado cuya fórmula molecular es C8H18?
Considere que la cadena principal solo tie-
%re 5 carbonos.
A) 1y 1
D) 1y 0
B) 2 y 1 C) 1y 2
E) 0 y 1
Claves
1 6
2 7
3 8
4 9
5 10
11 16
12 17
13 18
14 19
15 20
21 26
22 27
23 28
24 29
25 30
31 36
32 37
33 38
34 39
35 40
c
ís

560. m - ■
•

561. Las funciones oxigenadas son compuestos ternarios que
contienen oxígeno, carbono e hidrógeno: donde el oxíge­
no forma parte de un grupo de átomos denominado gru­
po funcional, el cual es determinante en las propiedades
del compuesto. Por su origen son naturales y artificiales;
los naturales se encuentra distribuidos en la naturaleza, por
ejemplo, en las plantas frutales encontramos variedades de
alcoholes volátiles en pequeñas concentraciones.
Los aldehidos y cetonas, compuestos carbonílicos, poseen
grupo funcional carbonilo; los primeros encuentran en las
frutas cítricas, como las naranjas.
Hay diferentes tipos de ácidos carboxílicos, aunque los más
comunes en las plantas son el ácido oleico y el ácido pal-
mítico.
Los ásteres volátiles suelen tener olores o aroma, en la na­
ranja se encuentra el acetato de octilo.
Artificialmente, a partir de alcoholes y por diversos procesos
químicos se pueden obtener las otras funciones oxigenadas,
por ejemplo, por deshidratación se obtiene éter, por oxida­
ción se obtiene aldehido, cetonas y ácido carboxílico y por
esterificación el respectivo áster.
* Diferenciar a los grupos funcionales oxigenados.
* Identificar los compuestos orgánicos oxigenados por su
grupo funcional.
* Formular y nombrar según las reglas IUPAC a los com­
puestos orgánicos oxigenados.
Permite ampliar nuestro conocimiento sobre los compues­
tos orgánicos. En hidrocarburos se trató de compuestos bi­
narios, en este capítulo tratamos de compuestos orgánicos
ternarios oxigenados donde el oxígeno, cuya valencia 2, in­
terviene en el grupo funcional. Además, permite explicar las
propiedades de diversos productos comerciales en los que
participan como componentes estos compuestos orgánicos.

562. La valencia (VAL) representa la
capacidad de combinación que
posee el átomo para formar un
compuesto. En un compues­
to covalente, la valencia indica
el número total de electrones
aportados por el átomo.
En las funciones oxigenadas,
participan tres elementos cuyo
átomo actúa con valencia defi-
nida.
■
-. •
C 0 H
4 2 1
)
1. CONCEPTO
Son compuestos orgánicos ternarios de carbono, oxígeno e
hidrógeno, en los que el oxígeno forma parte del grupo fun­
cional y es determinante en las propiedades físicas y químicas
del compuesto.
.. , . - O :
Alcohol - OH
H
Hidroxilo
(Oxidrilo)
R-OH
Oxi R- O- R'
CarDonilo R-CHO
L r '
o:f V
Carbonile) R- CO - R‘
Ácido 0 : H % '
carboxílico
II / - COOH Carboxilo
- C - 0 :
i T*
Éster
: 0 :
li / -COO- Carboalcoxi
-c-p.
R-COOH
R- COO - R'
donde
RyR': radical
Alquilo
(grupo sustituyente)
- CH3: metil
- CH2 - CH3: etil
- CH2 - CH2- CH3: propil
~ CH - CH3: isopropil
CH3
etc.

563. Capítulo 14
2. FUNCIÓN ALCOHOL
Son compuestos que contienen el grupo funcional hidroxilo
(-OH) unido a un átomo de carbono saturado (solo forma en­
laces simples), además, dicho carbono solo contiene un grupo
funcional hidroxilo (-OH).
Es decir, se cumple que
carbono satui ado
•OH)
Analizando las siguientes estructuras, fácilmente se puede re­
conocer si es alcohol o,no lo es.
z ' ......
OH -T' V OH OH OH
CH, = CH ; c h 2= c h - c h 2 o
j v % ’5 á F 7
r n
r. r ¿ oauz
c h 3- c | 2 «
caí bono T
saturado iat rí
- :V ^
:.r;nol
CH= CH
/
CH C - O H v
h - c h ' ivjí' I I ■
>
'
Nü or
.
altoh
no
jrado
CH= CH OH
/ i
CH C—CH?
n - a ? su turr*ele ’
Nomenclatura o nombre
Se puede realizar de dos formas simultáneas e independientes.
¡ . .; ..
Los fenoles son compuestos que
presentan uno o más grupos
hidroxilo (-OH) unidos directa­
mente a un anillo aromático.
El fenol es el más sencillo de
estos compuestos y es denomi­
nado también hidroxibenceno.
Los fenoles son diferentes a los
alcoholes.
Nombre IUPAC
(sistemático)
i ..f
-------------------------------------------------------------
___________________ ol
nombre de! hidrocarburo con igual
numero de carbono
Nombre funcional
(común)
—sé
»
.

564. ja
El alcohol medicinal es una di­
solución muy concentrada de
alcohol etílico, CH3CH2OH, ya
que es de 96°, lo que significa
que tiene un96% de alcohol etí­
lico en volumen: decada 100 mi­
de alcohol medicinal, 96 mL son
de alcohol etílico y solamente
4 mL de agua.
Es usado como antiséptico, es
decir, para destruir los gérme­
nes que infectan aun organismo
vivo o para evitar su existencia.
Ejemplos
CH3 -O H
IUPAC: metanol
Funcional: alcohol metílico .
CH3-C H 2-OH 1 ,
IUPAC: etanol
Funcional: alcohol etílico
Es tóxico, puede causar
la muerte.
Es antiséptico.
Se emplea en la elaboración
de bebidas alcohólicas.
A partir de tres carbonos, los alcoholes presentan isómeros de
posición.
Aplicación 7
Para dos alcoholes de estructura lineal, formule y nombre a los
isómeros de posición.
Resolución
Se escribe la fórmula semidesarrollada; en ella se numera a
los carbonos de la cadena a partir del extremo más cercano al
grupo hidroxilo.
Para nombrar se reemplaza la terminación O del alcano corres­
pondiente por el sufijo OL, indicando previamente la posición
del oxidrilo (IUPAC 1993).
' c h 3- c h 2- c h 2- c h 2
OH
IUPAC 1979:1-butanol
IUPAC 1993: butan-1-ol
■
c h 3- c h 2- ch - c h 3
OH
IUPAC 1979: 2-butanol
IUPAC 1993: butan-2-ol
A partir de cuatro carbonos se presentan isómeros de cadena;
una es de cadena lineal y las otras de cadena ramificada, pero
el grupo hidroxilo conserva su posición en la cadena carbona­
da principal.

565. A plicación 2
Formule y nombre para dos alcoholes de cinco carbonos.
Resolu ció n
Se escribe la fórmula semidesarrollada
j t 5 IUPAC 1979:2-pentanol
i CH3- C H - C H 2 - C H 2-C H :
3 IUPAC 1993: pentan-2-ol
OH
OH
q _j ¿ H —CH —CH 1979: 3-metil-2-butanol
11 2 31 4 3 IUPAC 1993:3-metilbuían-2-ol
CH3 I
cadena J
mmmcada
cadena
Carbonada
principal
Es la mas larga y contiene
al grupo oxidrilo.
2 .1. Tipos lcoh.ples !
Existe un gran número de alcoholes, estos se pueden agrupar
de acuerdo con dos criterios.
2.1.1. Seguí; ■ - $ ■
efe ./upo hidfd^Ué (- &p)r
contenido ,/
a. Monoles: Poseen solo uivarUpó"hióróft-t?o (- OH]
! “
41X
?
/% , IV- OH 7
P. ‘V
. J
CH3- C H 2-C H 2: < > C3H7- O H : 1-propanol
OH
b. Polioles: Poseen dos o más grupos hidroxilo (- OH)
Los más comunes son los siguientes:
Dioles: posee dos (- OH).
Ejemplo
CH2- C H 2 Etanodiol más conocido
* i ^.1 i. i U
!’i ■
':'im
’ C
u,11.
OH OH como etilenglicol
Trioles: posee tres (- OH).
Ejemplo
CH2- C H - C H 2 Propanotriol más conocido i i
¿ H OH OH como glicerina o glicerol.
El glicerol o glicerina (C3H80 3)
es uno de uno de los principa­
les productos de la degradación
digestiva de los lípidos, pero en
grandes cantidades, se prepara
industrialmente.
Tiene diversas utilidades
En la elaboración de jabones de
tocador, la glicerina aumenta su
detergencia, da blancura a la
piel y la suaviza.
En el área de la medicina se uti­
liza en la elaboración de medi­
camentos en forma de jarabe.

566. 2.1.2. Segú i la posición del grupo hidroxjlo (-- OH) en la
Es aplicable para monoles.
OH
1 OH OH
1
Ejemplo
ch3- ch2- ch2- ch2 ch3- ch- ch2 CH:,—C—CH?
i 1
ch3
Fórmula
general
OH
L
r - ch2
OH
!
R-CH-R'
OH
1
R -C-R'
!
R"
Por oxidación
se transforma
(produce)
R-CHO
aldehido
/ 4K
R- CO- R
*
cetona
'
J i- .->• /A'HV /*
■■•
•
>
En la oxidación moderada se/conserva elnúmero de carbonos,
pero cambia el grupo-funcional oxigenado.
Aplicación 3
El 1-propanol
' 1
J.A
OH
-
r Aplicación 4
El 2 -propanol
¥ ;
c h 3- c h 2- c h 2
se oxida de manera moderada. Escriba la fór­
mula semidesarrollada del compuesto orgáni­
co producido.
Resolución
La fórmula dada corresponde a un alcohol pri­
mario de tres carbones; por oxidación produce
aldehido de tres carbonos.
OH
l
c h 3- c h - c h 3,
se oxida de manera moderada. Escriba la fór­
mula semidesarrollada del compuesto produ­
cido.
Resolución
La fórmula dada corresponde a un alcohol se­
cundario de tres carbonos. Por oxidación, pro­
duce cetona de tres carbonos.
OH
I
c h 3- c h 2 - c h 2 -» c h 3- c h 2- c h o
OH
I
c h 3- ch - c h 3 -> c h 3- c o - c h 3

567. 3 FUNCION rTI R
Son compuestos oxigenados que contienen el grupo funcional
°xi(—O ~) unido a dos carbonos del radical alquilo.
Pueden ser
♦ r
éter simétrico R = R' CH3- O - CH3
éter asimétrico R a R‘ CH3- O - CH2 - CH3
Nombre común
(funcional)
Ejemplos
Cite el nombre
para 8 éteres
______________________ éter
nombre de R R’ en orden
alfabético
' etilmetiléter
etilpropiléter
etilisopropiléter
dietiléter
< jsopropilmetiléter
isopropilpropiléter
diisopropiléter
mefilpropiléter
„ dimetiléter
Nombre IUPAC
(sistemático)
i .
Ejemplos
para 2 éteres
i j metoximetano
| metoxietano
Es decir, se nombran como derivados de hidrocarburo, donde
el radical alcoxi (r - O - ) es un sustituyeme del hidrógeno, en
carbono de menor numeración posible. Aquí la fórmula y nom­
bre de algunos alcoxi.
c h 3- o - c h 3- c h 2- o - c h 3- c h 2- c h 2- o -
metoxi etoxi propoxi
El dietiléter (C2H5)20, llamado
también éter etílico, es líquido,
incoloro, muy inflamable, con
un bajo punto de ebullición:
34,6 °C, de sabor acre y ardien­
te. Es más ligero que el agua.
Tiene un extendido uso indus­
trial como disolvente de grasas,
aceites, ceras, resinas, hidro­
carburos y colorantes, princi­
palmente. A su vez, el Éter fue
originalmente utilizado como
anestésico y aún tiene este uso.
Isómeros de función
Son compuestos químicos or­
gánicos de igual fórmula global
que presentan grupo funcional
diferente.
Los alcoholes y éteres pueden
ser isómeros de función, por
ejemplo para la fórmula global:
c3h8o.
C3HaO ch3- o - ch2ch3 ch3ch¿ch¿oh
I

568. Ejemplos de éter simétrico
En cada fórmula química, nombre de forma común y según la IUPAC.
" C H ,- 0 - C H ,
Nombre común: dimetiléter
CH .-O -C H o
Î
Nombre IUPAC: metoximetano
eIi! c h 3- c h 2- o - c h 2- c h 3
Nombre común: dietiléter
c h 3- c h 2- o - c h 2- c h 3
Nombre IUPAC: etoxieíano
propii
f
c h 3- c h 2- c h 2|- o - c h 2- c h 2 - c h 3
»
--------------------1
Nombre
común ; dipropíléter
''/■s
'. J.'
0)
c h 3- c h 2- c h 2- o - c h 2 - c h 2 - c h 3
f L________________________ ! ----7
Nombre
IUPAC
; 1-propoxipropano
Ejemplos de éter asimétrico
En cada fórmula química, nombre de forma común y según la IUPAC.
c h 3- o - c h 2- c h 3
Se puede
escribir así:
' c h 3- c h 2 - o - c h 3
- V :CH3“ O ~ CH2- CH3
Nombre IUPAC:. rhetoxietano
tí '
"I____ I *>,
etilmetiléter
Aplicación 5
Para el éter asimétrico CH3-CH 2- 0 -C H 2-CH2-CH3, nombre de manera común según la IUPAC.
Resolución
Se escribe la fórmula semidesarrollada y aplicamos la regla.
c h 3- c h 2- o - c h 2- c h 2- c h 3
Nombre común: etilpropiléter
CD
— ; <
1
,1rila f ¿i í;onj;iA
j.-nr* ■
io.i i
CH3- CH2- O - c h 2- c h 2- c h 3
Nombre IUPAC: 1-etoxipropano

569. 4. FUNGONES CARBONÍLICAS
Es el conjunto de compuestos orgánicos que contiene el grupo
funcional carbonilo
/
c=o:
y
Estos pueden ser los siguientes:
para
PARÍ
AMOR ASOFIA
4.1. Función aldehido
Son compuestos cuyo grupo funcional carbonilo se encuentra
unido al hidrógeno.
donde - CHO se denomina formil.
i w âW 'æ j. 1 é )
,, , i. „ ir¿wv- 1 al
• Nombre IUPAC, —1 —:------- f — ~ —
(sistemático) ^ / d í 'W d . /rd v'
1 -" '1 4
,
L.IC
7I!
Nombre para
4 aldehidos
V a "<•
%
% / '
B W
M
' » *S It­
ti ti. .-
£
> v*'
11 ■
■ <
9% j
. metanal ( y
Óetanal v
propanal
„ butanal
/
• Nombre común
(funcional)
I V
aldehido
?3¡ycetr-wc
1 2 3 4 5
form. acet propion butir valer
El formaldehído o metanal es un
compuesto químico, altamen­
te volátil y muy Inflamable, de
fórmula HCHO. Se obtiene por
oxidación catalítica del alcohol
metílico.
Las disoluciones acuosas al 40%
se conocen con el nombre de
formol, que es un líquiao inco­
loro de olor penetrante y sofo­
cante; estas disoluciones pue­
den contener alcohol metílico
como estabilizante.
Ç- -
(
f e
i,
rrm
kd4
-flv
í;:.v •
•
' % v C *
.. ....
■
CH3-C H O
c h 3 - c h 2- c h o
í IUPAC: etanal
{ Común: acetaldehído
f IUPAC: propanal
[ Común: propionaldehído

570. El formol se puede utilizar para
la conservación de tejidos gra­
sos, como el cerebro.
Se puede diluir (bajar la concen­
tración) para otros usos.
Para un aldehido de estructura ramificada, la cadena carbona­
da principal debe contener mayor número de carbono exclu­
yendo al carbono del grupo carbonilo. Este carbono es N.° 1.
Ejemplo
CH, - CH - CH, - CHO IUPAC: 3-metilbutanal
l ¿
CH3
A p l i c a c i ó n 6
Oxidación de alcohol primario,
normalmente culmina con la
obtención del respectivo ácido
carboxílico, por la transforma­
ción de grupo funcional, man­
teniéndose la cantidad de car-
Escriba la fórmula semidesarrollada del valeraldehído
R e s o l u c i ó n
Se trata de un aldehido de cinco carbonos y cadena carbonada
lineal.
c h 3- c h 2- c h 2- c h 2- CHO
r j y o »
t O
Son compuestos cuyo grupo funcional carbonilo;sé encuentra
unido a dos cárbonos del radical alquilo'
" " j l ' * * M y
tr
Pueden ser
cetona simétrica R = R‘
cetona asimétrica R * R '
V
CH3-CO-CH3
C H ,-C 0 -C H 9-CH-
Nombre común
(funcional)
cetona
bono.
Ejemplos
.
OH 0 0 Cite el nombre
i » “ de 6 cetonas
Ky ¡ X H 10
1 |C "h 10
1 <0 XOH
H i <
-*:•................. . . . .
etilpopilcetona
etilisopropilcetona
dietilcetona
isopropilmetilcetona

571. Nombre IUPAC
(sistemática) hidrocarburo con igual n; de
carbono1
;
ona
Ejemplos de cetona simétrica
CH3- C O - C H 3
Nombre
común : dimetilcetona
CH3- C O - C H 3
Nombre
1(JpAC : propanona
c h 3- c h 2 - c o - c h 2- c h 3 c h 3- c h 2 - c o - c h 2- c h 3
Nombre
común
: dietilcetona
mener nuinet aaon
D
ouble
Nombre J IUPAC 1979: 3-pentanona
/
/
#
£ íÉ
IUPAC l IUPAC 1993: pentan-3-ona
/
fó
y
y
s
/
fí-
/
/
' y
,
W A Çv
A partir dé cinco carbonos se presentan isómeros.de posición.
JMW jt " i,,/
Ejemplo de cetona asimétrica
En cada fórmula química, nombre de forma común y según la
iu p a c . /%
< J
ár
•%%
CH3 - c h 2 - c
CÓ v ,.g h 3
Nombre común: etilmetilcetona
CH3 -C H 2 - C O - C H 3
Nombre IUPAC: butanona
CH3 - C O - C H 2 - C H 2 - C H 3
Nombre común: metilpropilcetona
CH3 - CO - CH2 - CH2 - CH3
i (¿) ^ 4
Nombre IUPAC 1979: 2-pentanona
Nombre IUPAC 1993: pentan-2-ona
La propanona, CH3COCH3, lla­
mada comercialmente aceto­
na, es líquida, incolora, de olor
agradable, inflamable y volátil.
Se emplea sobre todo como
disolvente de lacas, barnices,
pinturas, etc.
En el sistema IUPAC de nomen­
clatura para compuestos orgá­
nicos, un nombre está formado
generalmente por tres partes:
prefijos, principal y sufijo; los
prefijos indican los sustituyentes
de la molécula; el sufijo, el gru­
po funcional de la molécula; y
la parte principal, el número de
carbonos que posee.
ch3- ch- c - ch2- ch- ch3
1 II t
c h 3 o c h 3
2,5'd¡metil-3-hex¿inon3
U ’ / i 1

572. Aplicación 7
Formule el compuesto llamado 2 -hexanona'e indique si es
simétrica o asimétrica
Resolución
La cetona posee 6 carbonos organizados en cadena lineal y el
grupo carbonilo (-- CO -) se ubica en el carbono n.° 2.
i Son compuestos químicos or­
gánicos de igual fórmula global
que presentan grupo funcional
diferente.
i Los aldehidos y cetonas pue­
den ser isómeros de fundón,
por ejemplo, para la fórmula
global C3H60.
;i í- J
i ! M ! /
} i h 11i
c3H6
o
. ■
■
o
II
CH3-C -C H 3
o
CH3-CH2-C -H
V
iicïïftiV
.-iv).''-
vv
y . 'V
' u
n'»H
: Estos compuestos químicamen-
J te son diferentes, una cetona no
:j se oxida mientras que un alde­
hido se oxida; esto permite re-
2 conocerlos experimentalmente,
m W o W / ,... .
CH3-C O -CH , - CH2 - CH2 - CH3;
1 © . 3 4 S
Aplicación 8
Nombre, según la IUPAC, al siguiente compuesto:
c h 3~ c o - c h - c h - c h 3
c 2h5 c h 3
Resolución
Para nombrar una cetona ramificada, se determina la cadena
carbonada principal, se numeran los carbonos por el extremo
más cercano al grupo carbonilo y luego se nombran los grupos
alquilo en orden alfabético, indicando su posición; finalmente,
se nombra la cadena carbonada principa!.
'posee
grupo -
carbonilo
('con menor
numeración posible
3-etil -4 - metil -2 - pentanona
5. FUNCIÓN ÁCIDO CARBOXILICO
Son compuestos orgánicos oxigenados que contienen grupo
funcional carboxilo (- COOH).
Van unidos a un grupo alquilo (-R), generalmente.
Ó:
R- C*
L
R - COOH
S:0 -H
_______1!____
1
1
___

573. Nombre IUPAC
(sistemático)
Ejemplos
Cite el nombre
de 3 ácidos
carboxílicos
r
ácido metanoico
< ácido etanoico
^ácido propanoico
Nombre común
(funcional)
Ejemplos v.
En cada fórmula química, nombre de forma común y según la
IUPAC. V
H -C O O H
IUPAC: ácido metanoico
Común: ácido fórmico
CH3 -COOH
IUPAC: ácido etanoico
Común: ácido acético
CH3 - CH2 - COOH
IUPAC: ácido propanoico
Común: ácido propiónico
El vinagre es un líquido, con
sabor agrio, que proviene de la
fermentación acética del etanol,
como la del vino y la manzana.
El vinagre contiene una con­
centración que va del 3% al 5%
de ácido acético CH3COOH en
agua.
y ■■
c h 3 - c h 2 - c h 2- c o o h
IUPAC: ácido butanoico
Común: ácido butírico
También existen los ácidos dicarboxílicos:
CO O H-CO O H
IUPAC: ácido etanodioico
Común: ácido oxálico
COOH - CH2 - COOH
IUPAC: ácido propanodioico
Común: ácido malónico

574. Ácido carboxílico ramificado
Para nombrar se sigue los siguientes pasos:
1. Se determina la cadena carbonada principal, posee al grupo funcional carboxilo (-COOH) y
mayor número de carbonos.
2. Se numera la cadena carbonada principal, se comienza por el carbono del grupo carboxilo
©
(-COOH).
3. Se nombra los grupos alquilo en orden alfabético, indicando su posición; finalmente se nombra
la cadena carbonada principal.
A p l i c a c i ó n 9
Indique el nombre IUPAC de
C H .- C H .- C H - C O O H
l
CH:
R e s o l u c i ó n
Aplicamos los pasos.
e¡ (írfcox r.:':í
----dedico ha¡»¿pcior‘ ..¡roe
. 4
' . J" 1 ¡g #
■ ¿
>
-
©
c h 3- c h 2- c h - c o o h
' Q ;■
¡!.:i; s
r*
c h 3
l____ ?. rui.o ;¡; I..C5). •.»
,
'5
%
« % ¡,i t t
ácido 2 - metilbutanoico
Vamos a considerar que los ácidos, al liberar hidró­
geno del grupo carboxilo, generan (R - COO-).
Para nombrar y cambiar la terminación ico x ato no se indica ácido.
CH3-COOH
IUPAC: ctanoato
-
> Cbb -COO--J
Común: acetato
CH3-CH 2 - c h 2 - c ° ° h ~
1h ■
> c h 3- c h 2 - c h 2- c o o -
ÍIUPAC: butanoato
[Común: butirato
Son usados para nombrar ásteres.

575. 6. FUNCION ESTER
Es el conjunto de compuestos oxigenados que se caracterizan
por tener un olor agradable. Se encuentran en flores y frutas;
es decir, el olor (aroma) de estos se debe a ásteres livianos y
volátiles.
Artificialmente, se puede obtener por la reacción química de
esterificación.
R-COOH+R'-OH i R-C00-R'+H,0
ácido -alcohol
carboxíiico
hidrólisis 2
aui
Su fórmula general es la siguiente:
/ R- COO~ R
'
j.-m m
i ¡
re ____ato d e _________ «lo
Nombre
7.
w /
’NSW-__. f .„ « IJ ,
'J . —
El radical alquilo (-R’) lo hemos utilizado antes de estudiar
ásteres para nombrar compuestos'orgánícós de cadena ramifi­
cada. Son los sustituyeles del hidrógeno unido al carbono de
la cadena carbonada principal; estos mismos radicales alquilo
en ásteres reciben otro, nombre.
Ejemplo
- ch3 metil metilo
- ch2- ch3 etil etilo
- ch2- ch2- ch3 propil propilo
ch3
-ÇH
ch3
isopropil isopropilo
Los ásteres naturales se en­
cuentran distribuidos en los di­
ferentes frutos. Estos se pueden
obtener por esterificación para
ser usados como esencias arti­
ficiales de frutas.

576. Isómeros de fundón
Son compuestos químicos orgánicos de igual fórmula global que presentan grupo
funcional diferente.
Los ácidos carboxílícos y ésteres pueden ser isómeros de función, por ejemplo, para
la fórmula global C3H602.
O O
l! II
c3h6o 2 ch3- c - o - ch3 ch3- ch2- c - oh
Ejemplo
En cada fórmula química, nombre de forma común y según la IUPAC.
IUPAC: etanoato de metilo
Común: acetato de metilo
IUPAC: etanoato
Común: acetato
CH3-COO-CH3
;;;:'‘'....?’
v
/ fMP A *
»
.
ru ru I I ru J IUPAC: btítanoato de etilo
CH, - CH? -tCH? - COO - CHv.—CHa ] & m , 4 ^
■ 2 2-^ i 3 |Cornun: butimto de etilo
IUPAC: butanoato 1 V J f‘
Común: butirato 1
% i % * €,# w
X** •
<
Aplicación 10 s/4^ ^
En la esterificación, nombre al compuesto orgánico obtenido.
CH3- CH2- COO H + CH3- OH ^ CH3- C H 2- COO - CH3 + H20
Resolución
Analizamos el ácido consumido para cambiar la terminación ico por ato.
CH3- C H 2-CO O H + CH3 - OH ^ c h 3- c h 2- c o o - c h 3 + h 2o
acido j
Durante la reacción química, el ácido pierde su grupo hidroxilo (-OH), el alcohol pierde
hidrógeno del grupo hidroxilo (-OH) y se forma H20; pero para nombrar el éster producido,
no vamos a considerar la forma de reacción química, sino la fórmula química del éster, como
se realizó en los ejemplos anteriores.
6‘

577. Capítulo 14
Aplicación 77
La siguiente estructura corresponde a un áster
obtenido por esterificación:
CH3 - CH2 - CH2 - COO - CH3
Indique la fórmula semidesarrollada del ácido
carboxílico utilizado en la esterificación.
Resolución
Analizamos la estructura del áster.
Aplicación 13
La siguiente estructura corresponde a un áster
obtenido por esterificación:
CH3 - CH2 - CH2 - CH2 - COO - CH2 - CH3
Indique el nombre IUPAC del ácido carboxílico
utilizado en la esterificación.
Resolución
Analizamos la estructura del áster.
c h 3 - ch 2 - ch 2 - COO- ch 3
ch3 - ch2 - ch 2 - ch2 - COO - c h 2 - c h 3
ru
-: (!r; ¿gf ■
%
íy
carb
o
x
ílico # &
. •
f jtsm- % ■
jt Jk %:
' | |j
CH3 - CH2 - CH2 - COOH
• y '
■
:$
V- - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - — y-------
Jp
CH3 4 ;CH2 - CH2 - CH2 - COOH: ácido
1 ^ * pentanoico
■
§
/
> . v %■
$
A -,
Aplicación 12 M i|
k ;:K
%
% * é V
Aplicación 14
La siguiente estructura corresponde a un ésterC'! La siguiente estructura corresponde a un áster
obtenido por esterificación. V > obtenido por esterificiación:
CH, - COO • CH, - CH2 - C.H; ch3 - c o o - ch2 - ch 3
Indique la fórmula semidesarrollada del aleo- Indique el nombre IUPAC del alcohol utilizado
hol utilizado en la esterificación. en la esterificación.
Resolución Resolución
Analizamos la estructura del áster. Analizamos la estructura del áster.
ch3- c o o - ch2- ch2- ch3
CH3 -CO O -CH 2 -CH 3
PrO
vW
i <
i^
J
CH2 - CH3 : etanol
i
OH - CH2 - CH2 - CH3 OH

578. Aplicación 15
Complete la hidrólisis del áster e indique el nombre IUPAC del alcohol.
CH3-C 0 0 -C H -C H 3+H20 ^ ácido carboxílico + alcohol
CH3
Resolución
Completamos la ecuación química.
CHd-C O O - CH-CHq+H OH
i
c h 3
CH^-COOH +HO -CH-CHq
á i
CH2
y
•fe
«
.
i M
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v
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>
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i. /
’I,
V /
% ' :!:
v %
p '
'C
-
V
.iC
'
La isomería es una propiedad de aquellos compuestos químicos orgánicos que, con igual fórmula global,
presentan estructuras químicas distintas y, por ende, diferentes propiedades. Estos se clasifican de la
siguiente manera:

579. FUNCIONES OXIGENADAS
soda:-*fiC3nen
Alcohol
V..., .. J Éter
V
., ,• V Aldehido
C y Cetona
9< _ r o u n c ió n ? .
1
g r u p o f u n c io n a 1
i
g r u p o f u n c io n a l ./ A g r u p o fu n c ic n d fe
-OH - 0 - j -CHO / -C O -
•o rrrv ^ a g e *> e r a ! f ó r m u la g e n e r a ;
^ ..
• jíp r r r a w n e n c ir a !
y ■
R-OH R -O -R ' í R-CHO R-CO-R'
e jím p io e je m p lo 0 : c-P *p 0 ejem
p
lo
3 2 1
c h 3- ch 2- c h 2
OH
c h 3- c h 2- o - c h 3
e t íl m e t il é t e r
CH3-CH 2-CHO
■
■
f f
e
/
;
w ,
p r o p a n a l
j c h 3- c o - ch
I p r o p a n o n a
1
- p r o p a n o l
Isómeros fundo- Isómeros fundo-
nales con fórmula nales con fórmula
global C3H80 global C3H60
Ácido carboxílico Ester
V J
g r u p o f u n c io n a l
i
g n jp o f u n c io n a l
-COOH - c o o -
f ó r m u la g e n e re ;! f ó r m u la g e n e r a l
I R-COOH | R -CO O -R ’
e je m p lo e je m p lo
f ') 1
CH3-CH 2-COOH CH3-C O O -C H 3
1
á c id o p r o p a n o ic o
V
e t a n o a t o d e m e t ilo
s o n
Isómeros funcio­
nales con fórmula
global C3H60 2

580. RESOLVEMOS JUNTOS
Problema N.’ 1
El metanol presenta la siguiente estructura:
H
i ..
H - C - O :
1 l
H H
Indique las proposiciones correctas.
I. El oxígeno es divalente.
II. El carbono es tetravalente.
III. Está presente el grupo funcional ion hi-
dróxido.
A) I y III
D) solo
B) ly C) Il y II
E) solo
Resolución
Evaluamos la estructura dada.
Valencia (H) =1
Forma 1 enlace covalente (monovalente).
Valencia (C)=4
Forma 4 enlaces covalentes (tretravalente).
Valencia (0)-2
-Forma 2 enlaces covalentes (divalente).
Hn ■
H'
-T—
••
O:
l
H H
T —(j'fut-'O -une on,y O/ldf-lw o
hidrófilo
Entonces, analizamos las proposiciones.
I. Correcta
Valencia (O) =2 o divalente
II. Correcta
Valencia (C) =4 o tetravalente
III. Incorrecta
El grupo funcional ion hidróxido =(O H )-1
está en los hidróxidos.
Clave
Problema N/ 2
Se tienen las siguientes tres estructuras mole
culares:
I. CHn= CH
¿ l
OH
II. CH3- C E C - O H
OH
!
/CH
III. CHp CHn
1 1
C H ? CEU
/
c h 2
Indique la estructura molecular que no corres­
ponde a los alcoholes.
A) solo I B) solo III C) I y II
D) I y III E) II y III
Las condiciones para ser alcohol son las si­
guientes:
I 1 ° E l carbono solo forma enlaces simples.
- c -
I 2 ° E l carbono solo puede estar unido a
O H un grupo hidroxilo.
Entonces, evaluamos cada estructura.
I. CH?=C-H Fownacni... ■,
i -------• id r
OH
CH3-C(=C
O H
O H
^ <
CHp CHp
I I
CHp CHp
/ ¿
C H ,
Clave

581. Problema N.‘ 3
Establezca la relación correcta entre estructura
y tipo de alcohol.
I. C H 3 - C H - C H 3
OH
c h 3- c h 2- c h 2
OH
111. c h 3- c - c h 2- c h 3
OH
a. alcohol terciario
b. alcohol secundario
c. alcohol primario
A) Ib, lie, Illa
B) la, llb, lile
C) le, lia, IIIb
D) Ib, lia, lile
E) la, lie, lllb
Resolución
Según la posición del grupo funcional hidroxilo
(-OH), en la cadena carbonada existen tres ti­
pos de alcoholes. Entonces, analizamos el tipo
de carbono donde se encuentra enlazado el
hidroxilo.
H
I
cs e c u n d a r io
1. c h 3~ c - c h 3
OH
b. alcohol secundario
p | ^ p r im a r io
! J
I CH, —C IH -rC -H c. alcohol primario
á ^ !
OH
f H C
’ 3 t e r c ia r io
1
ch 3--c - ch2-
Óh
■
CEU a. alcohol terciario
Clave
Problema N.° 4 ______________
La siguiente estructura molecular corresponde
a un alcohol secundario. Indique su nombre
IUPAC.
C H .-C H -C H p-C H -C H ,
3 I I
OH CH,
A) 2-meti!pentan-4-ol
B) 2-hexanol
C) 2-rnetil-4-pentanol
D) 4-metilpentanol
E) 4-metilpentan-2-ol
Resolución
Analizando la estructura, le corresponde a un
alcohol saturado de cadena carbonada ramifi­
cada; entonces, tenemos lo siguiente:
1. Determinamos la cadena carbonada prin­
cipal (el de mayor número de carbonos
posibles y unido al grupo funcional hi­
droxilo).
2. Enumeramos los carbonos de la cadena
carbonada principal desde el extremo más
cercano hasta el carbono unido al grupo
hidroxilo.
1 (2 )
CI-b-CH-
—
=
— I
OH
3
CH- -CH-
I—
CH:
5
CH
'V.

582. 3. Según la norma IUPAC, le corresponde dos
nombres:
• IUPAC 1979: 4-met¡l-2-pentanol
• IUPAC 1993: 4-metilpentan-2-ol
■
Clave
Según la norma IUPAC, le corresponde dos
nombres:
s IUPAC 1979: 3-etil-4-met¡l-1-pentanol
* IUPAC 1993: 3-etil-4-met¡lpentan-1-ol
Clave
Problem a M.‘ 5___________
Indique el nombre que le corresponde a la si­
guiente estructura:
C H .-C H -C H
l l
c h 2- c h 2oh
CH- C2H5
A) 3-etil-4-metilpentanol
B) 3-etil-4-metil-1-pentanol
C) 4-metil-3-etil-1-pentanol
D) 1-octanol
E) 3-etil-4,4-dimetil-1-butanol
Resolución
Analizando la estructura, le corresponde a un
alcohol saturado de cadena carbonada rami­
ficada; entonces, aplicamos los mismos pasos
de la pregunta anterior.
c
(D
CH3—CH —CH —CH¿ —CH2
--------------- [....
metil !
etil
CH3 c 2h 5 OH
J
l
I■
'ii i ji'li'.u
■
0 t i. i,n '({<
■
) (¡2¡, •' ii
( ark-n.»
t arh o n .K .! i
principal lop
."iiv o c 11r1), jou
Problema N.* 6_________
¿Qué nombre le corresponde a la siguiente
estructura?
c h 3- c h - c h 2- c h = c h 2
OH
A) 4-pentenol
B) 2-penteno!
C) pent-4-en-2-ol
D) pent-T-en-4-o!
E) 2-hidroxipentanal
Reaóltl'Aión
Analizando la estructura, le corresponde a un
alcohol insaturado (posee dos carbonos for­
mando enlace doble) de cadena carbonada
lineal.
Enumeramos todos los carbonos desde el ex­
tremo más cercano al carbono unido al grupo
hidroxilo.
1 (2) 3 (4) 5
c h 3- c h - c h 2- c h = c h 2
. o h
Según la norma IUPAC, le corresponde dos
nombres:
• IUPAC 1979: 4-penten-2-ol
• IUPAC 1993: pent-4-en-2-ol
Clave U
5

583. Problema N. 7
Los éteres son compuestos orgánicos oxigena­
dos que pueden ser simétricos o asimétricos.
Indique los éteres simétricos.
I. CH3 - O - C H 3
II. CH3- CH2- O - CH = CH2
III. c h 3- o - c h 2- c h 3
A) solo I
B) solo II
C) solo III
D) I y II
E) II y III
.P:.-. t .. V;1
:
R ,- Q
I * /b
¿Cuál es el nombre de la siguiente estructura
que corresponde al éter saturado?
c h 3- c h 2- o - c h 3
A) dimetiléter
B) metoximetano
C) etoximetano
D) metoxietano
E) éter propano
Analizando la estructura, a un éter asimétrico
le corresponde dos nombres:
La fórmula general de los éteres es la siguienle: |
% 4¡& i ;
_____ •
' V" ¡s . 9 Ó■
■
----- --------------------* ------- 'í& S-A v, ¿¡$¿> ¡£7 £ ■
c h 3 - c h 2 - o - c h 3
- r —
>
;■
/
metilátsr
'V
m
<
7 /
.y
."
rr%
$ ^
Í
S
&
i
Y
’ • CH3 - - 0 - C H 2 -C H :
Tipos
• Éter simétrico: R1=R2
• Éter asimétrico: R1 7 ^ 2
Entonces, evaluamos cada éter:
V i
"V* metoxietano
**4
£ %
'’y-
* >
V
V
•
*
>
.‘'-V v
-
C la v e
I. CH3 - O - CH3: éter simétrico
II CH _ CH2 - O - CH=CH2: éter asimétrico
d
-ÍC
*fí
¿Qué nombre sistemático le corresponde a
la siguiente estructura que corresponde a un
compuesto carbonílico?
CH3-C H -C H 2-C H 2-CH O
c h 3
CH O - CH2- CH3: éter asimétrico
Clave
A) 4,4-dimetilbutanal
B) 4-metil-1-pentanal
C) 4-metil-pentenal
D) 2-metilpentanal
E) 4-metilpentanal

584. tiesolucínn-
Evaluemos la estructura; esta corresponde al
aldehido saturado (los enlaces entre átomos
de carbono solo son del tipo simple), además,
la cadena carbonada es ramificada.
Le corresponde dos nombres:
• IUPAC 1979: 4-pentenal
• IUPAC 1993: pent-4-enal
Clave
: tempre es n.° I. por ser
carbono extremo y parte
del grupo funcional.
r___________ ! -
CH3- CH- CH2- CH2- CHO
CH
3}motil (sustituye
del hidrógeno
Indique la fórmula semidesarrollada del buti-
raldehído.
A) C H O -C H 2-C H 2-CH O
B) CH. —CH—
CHO
5 l
CH3
C) c h 2= c h - c h 2- c h o
D) CH = C - C H ,- C H O
E) C 4 J C H ?^ C H 2-C H 0
& /$ •
v
í-
': ^,vA .
$ 0
Indique el nombre del siquiente compuesto _ . r 1 . , , x. . , . . ,
^ a r Evaluamos el nombre butiraldehido y este co-
carbomlico: X ? , . . . , . ...
rresponde al sistema común que significa cua­
tro carbonos totales de cadena carbonada li­
neal que forman solo enlaces simples carbono
El nombre sistemático que le corresponde es
el nombre IUPAC 4-metilpentanal.>.
■V
-
¡ % Z a M -
%
. tyr jástér
i
'..'Ti
S .
*4W /
9 .¿f
CH, = CH - CH, - CH, - CHO N ‘
¿ ¿ ¿ % W-
>
&
. %tsJy-
A) ,1-pentanal
B) valeraldehído
C) 1-pentanal
D) 4-pentanal
E) 1-al-4-pentenal
-carbono, es decir, con fórmula desarrollada
H H H
H - C - C - C - C =0:
l i l i
H H H H
Resolución
Evaluamos la estructura; esta corresponde al
aldehido insaturado (posee enlace doble entre
dos átomos de carbono).
5 4 3 2 í.i>
ch2=c h - ch2- ch2- cho
I 'I : ' ;
C'AífCii'O y j.hjitt
fiel grupo
funcion.ii
y cuya fórmula semidesarrollada es
CH3—CH2~ CH2—CHO
También puede ser
CHO-CH2-CH 2-CH 3
Clave

585. Problema N." 12 Problemi! N.* 13
Para la estructura que se muestra a continua­
ción, indique la proposición incorrecta corres­
pondiente al tipo o nombres.
O
c h 3- c h 2- c - c h 3
I. Es cetona simétrica.
II. Es etilmetilcetona.
III. Es butanona.
A) solo I
B) solo II
C) solo III
D) I y II /
E) II y III f
-V
Resolución
Evaluamos cada proposición.
I. Incorrecta
O
1
1
c h 3- c h 2- c - c h 3
Indique el nombre, según la IUPAC, para la si­
guiente cetona:
O CH:
CH3- CH2 - C - CH2- CH - CH3
A) 2-metil-4-hexanona
B) 2-metilmexan-4-ona
C) 5-metilhexan-3-ona
D) 5-metilhexen-3-ona
E) etilisobutilcetona
,A
0
V
ir
' A.
% A- jp
diferentes •cef°na asimétrica
II. Correcta
CH3 - CH2 - CO - CH3
Nombre común: etil metí'cetona
Correcta
CH3 - CH2 - CO - CH3
»
. . --------- - -----'
Nombre IUPAC: butanona
1i Evaluámosla estructura dada; esta corresponde
| i a una; cetona saturada ramificada. Para nom-
§ : , i o''’.
./ ; brar se siguen: los siguientes pasos:
« S
$
t¿0 .. §
1. Determinamos la cadena carbona princi-
/- ^ pal, la cual contiene al carbono del grupo
carbonita y el mayor número de carbonos
posibles.
2. Enumeramos los carbonos de la cadena
carbonada principal, desde el extremo más
cercano al carbono del grupo carbonilo.
O CH,
Il i 6
CH3- c h 2 - C - c h 2- C H - c h 3
Le corresponde dos nombres:
• IUPAC 1979: 5-met¡l-3-hexanona
• IUPAC 1993: 5-metilhexan-3-ona
Clave Clave

586. Problema N.°
Indique la fórmula química semidesarrollada
del ácido butanoico.
A) CH3-C H -C O O H
1
CH3
B) c o o h - c h 2 - c h 2- c o o h
C) c h 3 - c h 2 - c h 2- c h o
D) CH2 = CH —CH2 —COOH
E) c h 3 - c h 2 - c h 2 - c o o h
Resolución ■
Evaluamos el nombre.
Re^olurión
Evaluamos la estructura dada.
Es un ácido carboxílico de cinco carbonos, li­
neal, dos carbonos forman enlace doble
(- CH = CH -).
Aplicamos las reglas de la nomenclatura IUPAC.
CH3-C H = C H -C H 2-COOH
Le corresponde dos nombres:
• IUPAC 1979: ácido 3-pentenoico
• IUPAC 1993: ácido pent-3-enoico
Ácido butanoico A
Clave
........ I
enlace simple carbono-carbcno : , r h
otal cuatro carbonos
•
*
. 4%
::
en total
Incluye al —COOH.
•;V'
• :■/
Los ácidos dicarboxílicos son compuestos que
contienen dos grupos carboxilo. Indique la es-
p tructura que no corresponde.
tor: nula
besarfollada
.tormuía
H H H O
1 1 1 *
< H -C --c-
u
1
u
I 1 1
H H H :0
*1 ••
:
f V *
T«
'V ?!■
{ c h 3- c h 2 - c h 2- c o o h
Clave
¡-1 1 : ~ i i.
A) CH3 - CO - CH2 - COOH
B) COOH-COOH
C) COOH - CH2 - COOH
D) H O O C-CH 2 - C H 2-CO O H
E) HOOC - CH = CH - COOH
La estructura del grupo carboxilo se puede ex­
presar de la siguiente forma:
Indique el nombre del siguiente compuesto:
CH3 - CH = CH - CH2 - COOH
A) ácido pentanoico
B) ácido butírico
C) ácido valérico
D) ácido pent-3-enoico
E) ácido pent-2-enoico
-C
ÌO -H
{-CO O H o HOOC —
Por lo tanto, la que no corresponde es la fór­
mula de la A, porque solo posee un grupo
carboxilo.
Clave

587. Problema N.‘ 17 , ji::: i r r ;
Indique el nombre de la siguiente estructura:
CH3—COO —G-L —CHo
A partir de los siguientes alcoholes:
CH3 " CH2_C H 2
A) etanoato de etilo
B) etanoato de etano
OH
C) metanoato de propilo CH3-C H -C H :
D) etanoatometilo
E) etanoato de metilo
!
OH
Resolución
indique las proposiciones correctas.
I. Son alcoholes primarios.
Nos piden nombrar la estructura; esto corres- II. Son alcoholes saturados.
ponde a la función éster.
CHo—COO—C H ,—CH,
III. Poseen grupo funcional hidróxido (OH) .
i ¿ 3
A) solo I B) solo II C) solo III
sunc-áto ;k- e?'lo//
•
• )/ * / ... 's
D) I y II E) 1y III
| . i Clave
i ¿PK ■
- A * * # ' . : l
é/ Æ
fa
% ^¡§k 4 0 'jm ' J
•
.'.V
/
V
':. x
<
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'■
.■
■
r
/
5 V
s
:v
;.'4
> r
-
/ Nos,piden indicar las proposiciones correctas.
Problem a N.‘ 10 ; Analizamos las esctrúcturas dadas en los as-
Complete la esterificación e indique el com- pectos genera-les.
puesto del tipo orgánico obtenido. •'2
•
*
' . 1 •■
• 1*<
■
CH3COOH +OH-CH3 CH3-C H 2-C H ?
1
-
A) H20
OH
B) CH3 - CH2OH -
C) CH3 - C O - C H 3
C H .-C H -C H ,
D) CH3 - C H 2 -C H O 3 3
1
E) CH3 - C O O - C H 3 OH
Resolución 1
. Incorrecta
Nos piden completar el proceso químico e in- El segundo es un alcohol secundario.
dicar el compuesto orgánico obtenido. II. Correcta
Entonces, procedemos a completar. Son alcoholes saturados porque poseen
enlace simple entre átomos de carbono.
CH> - COOH+OH - CH3 ^ CH3-C O O -C H 3
i ! III. Incorrecta
+h2o Los alcoholes poseen grupo funcional hi-
I í< ’
FQ
M
i.dheV.Cf
droxilo (-OH).
Clave Clave

588. Problema N.* 20
Calcule la masa molar, expresada en
g/mol, del éter asimétrico etil isopropil éter.
PA (urna): C=12; H=1; 0=16
Nos piden el nombre común del aldehido.
Es necesario conocer el número de carbonos
totales.
A) 88 B) 89 C) 87
D) 74 E) 72
Nos piden la masa molar (M); entonces, usa­
mos
g/mol (*)
De la fórmula general
R -C H O
I por ser sali rado
C„H2n+1 - CHO
n+ 2n+1 + 3 =16 (atomicidad)
3/1+4=16
ii
c
Para esta operación, es necesario conocer la
$ & %
.
fórmula química. Desde el nombre,:.determi-
namos f „ 1 Finalmente,reemplazarnos.
.... .. , .J '>
> * / ** J
etil isopropil eter ' : ; $
J
1
~
~
T "i 'w Jm F i
C^Hg-CHO
: ^ ,*¡l/
>
Lc->i, u
-c,m• Loxio-o «fr /
if v ' ■
;>
; to (valeraldehído)
, | tjkfJ-
Fórmula química: h .- C -
L 1 J " ' J
: § / | f
& V A
w
Finalmente, reemplazamos en (*)., %, W
M=2(12)+5(1)+16+3(12)+7(1)=88 g/mol
Clave
Clave Nombre la estructura que corresponde al
compuesto carbonílico saturado.
Problema N/ 21_____________
La fórmula general RCHO corresponde a un
aldehido lineal saturado de atomicidad 16.
Indique el nombre común.
A) acetaldehído
B) propionaldehído
C) formaldehído
D) butiraldehído
E) valeraldehído
C H ,-C H -C H -C H ,-C H ,-c f
I I 2 s
c h 3 c h 3
A) 4,5 - dimetilhexanal
B) 4,5 - metilhexaganal
C) 2,3 - dimetilhexanal
D) 2,3 - dimetilhexan - 6 - al
E) 4,5 - dimetilhexan -1 - al

589. Capítulo 1 4 Fundones oxigenadas
Nos piden el nombre del compuesto (es un
aldehido). Para facilitar esto, se escribe la fór­
mula semidesarrollada.
cadena principal
p" de 6 carbonos
en carbono n 0 3
enlace doble
:> 4 3 2 a ) ;
c h 3- c h = c h - c h - ch o
I
CH:
Fórmula
global
^-6^10°
4 3 . 2 (T)—
c h 3- c h - c h - c h 2- c h 2- ch o
-•^siempre;
C la v e
C H 3 C H 3
4,5 - dimetilhexanal
Pro.k-:- . ' L 3. "
Determine la atomicidad del 2-metil-3-hepta-
nona.
cadena pnnc¡pa
✓
A) 23
D) 26
B) 24 C) 25
E) 27
/
i
§ ) l ì fà xvh
I ¡: ^
%. i w T J g F I ; Nos,pìclei|yà atomicidad de la cetona; enton-
ces,!necesitamos Ia fórmula química.
Problema N.° 23
w
Determine la atomicidad de 2-met¡l-1-pen- '** ' . r'%7
íllüálizaíTíásIí nombre indicado.
tenal.
A) 19
B) 15
C) 17
D) 18
E) 16
f % ;
•2 - metil - 3 - heptanona
M - c o -
:C
?;
C
D
Fórmula
global
c h 3- c h - c o - c h 2- c h 2- c h 2- c h 3 c 8h 1
6o
CHa v
---------
Resolución : C la v e
Nos piden la atomicidad del compuesto oxige­
nado aldehido. Se necesita la fórmula química,
usualmente la fórmula semidesarrollada y lue­
go la fórmula global. Del nombre, se deduce Determine la atomicidad de
4-etil-3-hexen-2-ona
2-metil-3-pentenal
‘------y
------'
L , cadena principal do 5
<
arbono1
.
i A) 12 B) 16
D) 23
C) 15
E) 14

590. Nos piden la atomicidad de la cetona; enton­
ces, necesitamos la fórmula química.
Analizamos el nombre indicado.
4 -etil -3 -hexen-2 -ona
carbonilo: - CO-
alqueno: -C =C-
I I
ch3- ch2- c =ch - c o - ch3
c2h5
c8
h1
4
o
C la v e
Determine la atomicidad del
ácido 2-metil-3-heptenoico.
A) 24
B) 26
C) 28
D) 22
E) 25
Nos piden la atomicidad de un ácido carboxí-
lico insaturado.
£
Determine la atomicidad de
'Á
ácido 2-metilpentanoico
■
Ä
-
,4lfr,
JMW¿fe. ■
I {¡g
fa
%$
>
-
■
%
R-COOH
W ¿
$
&
W ;v
. /
/
■ J ä -(? *
i. "':Ä' ' Ramificado
en:carbono n.° 2
A) 18
D) 20
B) 19 C) 17
E) 21
;X e insaturado por
•£* s c V ' enlace doble
% %
v v -i>
>
.
yVV, '•*
Nos piden la atomicidad del ácido carboxílico;
entonces, necesitamos la fórmula química (se-
midesarrollada y global).
Analizamos el nombre indicado.
en carbono n.° 3
Entonces, necesitamos la fórmula química (se-
midesarrollada y global) del nombre.
ácido2-metil pentanoico
—
COOH
2 -metil -3-heptenoico
“ S u r - :
Fórmula
global
ch3- ch2- ch2- ch - cooh c6h1
2
o2
_ _ _ __ v . J
CH,
ch3- ch2- ch2- ch =ch- ch- cooh
I
CH,
^8H14^2
Clave Clave

591. Problema NC 28
La estructura representa a un ácido carboxílico.
Indique el nombre IUPAC.
A) ácido 3-metil-2-pentanoico
B) ácido 3-metilpentenoico
C) ácido 3-metil-2-pentenoico
D) ácido 2-metil-1-pentenoico
E) ácido 2-hexenoico
Resolución
Nos piden el nombre IUPAC.
La estructura corresponde a la fórmula topolò­
gica, pero se puede expresar su fórmula semi-
desarrollada y en seguida nombrar.
c h 3
ácido 3-metil-2-pentenoico
i___y
! Clave C j
Problema N. 29______________________
Indique el nombre IUPAC para el éster.
c h 3c h 2c h 2c h 2c o o c h 3
A) metanoato de pentilo
B) pentanoato de etilo
C) pentanoato de metil
D) butanoato de metilo
E) pentanoato de metilo
Resolución
Nos piden el nombre IUPAC.
Entonces, de la fórmula condensada pasamos
a la fórmula semidesarrollada.
c h 3- c h 2- c h 2- c h 2- c o o - c h 3
pentanoato •de medio
Clave
Problema M
." 20 _______________
La siguiente estructura corresponde a un éster.
O
Indique el nombre IUPAC.
A) butanoato de etilo
B) butirato de etilo
C) pentanoato de etilo
D) butanoato de metilo
E) propanoato de propilo
Resolución
Nos piden el nombre IUPAC.
La estructura corresponde a la fórmula topolò­
gica, pero se puede expresar su fórmula semi­
desarrollada y en seguida nombrar.
Clave ¿y

592. —
1. En la siguiente estructura, señale las va­
lencias del carbono, oxígeno e hidrógeno,
respectivamente.
H
I
H - C - C = 0 :
I l
H :0~ H
•«
A) 4; 4; 1 B) 8; 8; 2 C) 4; 2; 1
D) 4; 6; 1 E) 4; 2; 2
2. De las estructuras que se muestran a con­
tinuación, indique las que corresponden a
un alcohol.
I. CH?=CH—Cl-U
¿ I á
OH
C H .-C H -C H ,
3 I I 2
OH OH
H
I
C H .-C -O H
3 I
OH
A) solo I
B) solo II
C) solo III
D) I y II
E) II y III
3. Los mondes pueden ser alcohol prima­
rio, alcohol secundario o alcohol terciario.
Establezca la relación correcta.
c h 2- c h 2- c h 3
OH
C H ,-C H -C H -C H ,
3 l l
CH3 OH
V
CH3
C H .-C H -C -C H ,
I I 3
CH3 OH
IV. CH,~CH = CH
3 I
OH
a. alcohol primario
b. alcohol secundario
c. alcohol terciario
A) Ib, lie, lllb
B) la, llb, lile
C) la, llb, IVb
D) lia, lile, IVc
E) lie, Illa, IVb
4. ¿Qué nombre le corresponde a la siguiente
estructura?
¡ .
CEU-O Q -C H -C H -C EU
2 i |
y OH CH,
r V A ) 4-metil-3-pentanol
B) isohexanol
C) 3-hexanol
D) 2-metil-3-pentanol
E) 2-metilpentanol
5. La siguiente estructura corresponde a un
alcohol secundario.
C H ,-C H - CH —C H -C H ,
l l l 3
c h 3 c 2h 5 OH
Indique el nombre de este.
A) 3-et¡l-4-metil-2-pentanol
B) 4-metil-3-etil-2-pentanol
C) 2 -metil -1,3 -dimetil -1 - butanol
D) 4- rjaetil - 3 - etilpentan - 2 -ol
E) 2 -etil -1,3 -dimetil -1 - butanol

593. v Señale el nombre de la siguiente estructura.
CH3- C H -C H = C H -C H ,
I j
OH
A) 2-penten-4-ol
B) 3-penten-2-ol
C) 3-pentenol
D) 2-pentenol
E) pent-2-en-4-ol
¿Qué nombre recibe el alcohol primario de
siete carbonos de cadena carbonada lineal
saturada?
A) heptanol
B) 2-met¡l-1-hexanol
C) 2-metilhexan-1-ol
D) 2-heptanol
E) heptan-1-ol
/
El alcohol primario químicamente es reac­
tivo frente a otras sustancias denominadas
agentes oxidantes [O]. El producto es al­
dehido de igual número de carbonos, por
ejemplo,
-!-U c h 3- c h 2- c h o
OH
c h 3- c h 2- c h 2
D) CHq-C H -C H O
5 I
c h 3
c n 3
E) CH3-C -C H O
I
CH3
9. Identifique al alcohol ¡nsaturádo.
A) CH3-C H 2-C H 2OH
B) CH2= C H -C H 2OH
C) CH3—CH = CHOH
D) C H .-C H -C H .O H
I
c h 3
E) CH?- CH?
I ■ l
OH OH
•10. Indique los éteres de estructura asimétrica.
I . ; CH3- O - CH3
II. c h 3 - o - c h 2 - c h 3
iii. c h 3 - c h 2 - o - ch = ch
A) solo III
B) solo II
C) solo I
D) I y II
E) II y III
Indique el producto que se forma al oxidar
el siguiente alcohol primario:
c h 3- c h 2- c h 2- c h 2
OH
A) CH3 - CH2- CH2 - CH2- CHO
B) CH3- C H 2 -C H O
0 c h 3 - c h 2- c h 2 - c h o
11. Indique el nombre deda siguiente estruc
tura.
c h 3- c h 2- c h 2- o - c h 3
A) propil éter
B) metil etil éter
C) metil propil éter
D) propoximetano
E) isopropilmetiléter

594. 12. Identifique los éteres con estructura simé­
trica.
i. c h 3- c h 2- o - c 2h 5
II. c h 2= c h - o - c h 2- c h 3
C H 3 “ C H 2“ C H 2 " ° - C H
CHo
CH:
A) solo
B) solo
C) solo
D) I y II
E) II y II
13. ¿Qué nombre sistemático le corresponde a
la siguiente estructura? '
c h 3- c h 2- c h 2- g h - c h o
c h q
w %
% V v
V .J r
% /
á
j?
A) 2-metilpentanal
B) 2-formilpentano
C) 4-metilpentanal
D) 4-metilvaleraldehído
E) hexanal
14. Indique el nombre del siguiente compues­
to carbonílico insaturado.
CH3 - CH = CH —CH2—CHO
A) 2-pentenal
B) 3-pentanal
C) valeraldehído
D) 1-pentenal
E) 3-pentenal
¡5. Indique la fórmula semidesarrollada del
valeraldehído.
A) C H O -C H 2- C H 2- C H 2 -C H O
B) CH2
H
2= C H -C H 2- C H 2-C H O
C) c h 3- c h 2- c h 2- c h 2 - c h o
D) CI-U-CH-CHn-CHO
I
C H 3
E) CH = C - C H 2-C H 2-C H O
16. Para la siguiente estructura, indique la pro­
posición incorrecta correspondiente al tipo
o al nombre.
4
> O
II
-v c h 3- c h 2- c - c h 2- c h 3
.{•'V‘l- cetona asimétrica
II. etilcetona
III: pentanona
A) solo I B) solo II C) solo III
D) I y III E) I, II y III
17. Indique el nombre, según la IUPAC, para la
siguiente fórmula semidesarrollada.
CH3
c h 3- c h 2- c - c o - c h .
I á
CH,
A) 3,3-dimetilpentanona
B) 3,3-etilbutanona
C) 3,3-dimetil-2-pentanona
D) 2-heptanona
E) 3,3-dimetil-4-pentanona

595. ' i. Identifique la fórmula química semidesa-
rrollada del ácido valérico.
A) c o o h - c h 2- c h 2- c h 2 - c o o h
B) c h 2= c h - c h 2- c h 2- c o o h
C) CH = C - C H 2 - C H 2 -COOH
D) CH3- C H - C H 2-COOH
l ¿
c h 3
E) c h 3- c h 2- c h 2- c h 2- c o o h
Nombre al siguiente compuesto orgánico
insaturado.
CH2= CH - CH2- CH2- COOH
A) ácido pentanoico
B) ácido pentenoico
C) ácido pent-1-enoicó.
D) ácido 1-pentenoico
E) ácido pent-4-enoico
20. Nombre al siguiente compuesto orgánico.
c h 3- c h - c h 2- c h 2- c o o h
¿ h 3 * y #
A) ácido 2-metilpentanoico
B) ácido 4-metilpentanoico
C) ácido hexanoico
D) ácido metilpentanoico
E) ácido 4-metilhexanoico
21. Indique el nombre que le corresponde a la
siguiente fórmula semidesarrollada.
CH3- COO - CH3
C) etanoato de etilo
D) etanoato de metil
E) etanoatometilo
22 Complete la esterificación e indique la fór­
mula semidesarrollada del éster obtenido.
c h 3- c h 2- c o o h +o h - c h 2- c h 3^ ...+H20
A) CH3-C O O -C H 3
B) CH3-C O O -C H 2- C H 3
C) c h 3- c h 2- c o o - c h 3
D) c h 3- c h 2- c o o - c h 2- c h 3
E) H -C O O -C H 2-C H 3
23, Considerando a las funciones oxigenadas,
compuestos ternarios que se diferencian
por el grupo funcional, indique la relación
incorrecta entre la fórmula general y la fun­
ción oxigenada.
24. Considerando a los siguientes éteres, indi­
que las proposiciones incorrectas.
c h 3- c h 2- o - c h 2- c h 3
c h 3- c h 2- o - c h 3
I. Son éteres simétricos.
II. El etilmetiléter posee mayor atomicidad.
III. Presentan grupo funcional oxi.
A) ROR: éter
B) RCOR: cetona
C) RCOOR: éster
D) RCOOH: ácido carboxílico
E) RCOOH: aldehido
A) acetato de metil
B) acetato de metilo
A) solo I B) solo II C) solo III
D) I y II E) II y lll

596. Para el siguiente éter asimétrico metilpro-
piléter, determine la masa molar expresada
en g/mol.
PA(uma): C=12; H=1; 0=16
A) 74 B) 73 C) 72
D) 70 E) 68
20. Las siguientes estructuras corresponden a
la función éter. Indique las proposiciones
correctas.
?.0. Los alcoholes son compuestos covalentes
que ebullen a temperaturas altas, a más
número de carbonos mayor es la tempe­
ratura de ebullición. De los dos alcoholes,
indique el nombre de aquel que ebulle a
menor temperatura.
I. OH
i
CH3-C H -C H 3
II. CH3-CH -CH - CH2~ CH - CH3
l l I
c h 3- c h 2 o h c h 3
CH3-C H 2- 0 - C H - C H :
c h ,
2-etoxipropano
' / ......
CH, - CH, - O - CH - CH, - CH, ' r
' '3
CH2-C H 3; .M
I. Ambas son éter simétric
¡métrico.
A) 2 -propanol
B) 1-propanol
C) 2,5-metil-4-heptanol
D) 2,5,7-trimetil-4-hexanol
E) .2,5 -dimetil-4-heptanol
<N*
O?; Indique la relación correcta nombre-fór­
mula de los aldehidos.
II. El nombre común del primero es ¿ I. Valeraldehído : CH3CH2CHO
etilisopropiléter.
III. La segunda posee atomicidad 24.
%
>
. V 0
x r
A) solo I B) solo II C) solo III
D) I y II E) II y III
Ib Butiraldehído : CH3CH2CH2CHO
III. Acetaldehído : CH3CHO
A) solo
D) Il y II
B) solo C) I y III
E) I y II
27. Los alcoholes primarios se pueden oxidar
y generan aldehido. Reconozca el alcohol
que no genera aldehido.
A) CH3CH2CH2OH
B) CH3CH(CH3)CH2OH
C) c h 3c h o h c h 2c h 3
D) c h 3c h 2c h 2c h 2o h
E) c h 3c h c h c h 2o h
30. Nombre la estructura que corresponde al
compuesto oxigenado saturado y ramificado.
c h 3- c h - c h 2 - c n
l H
CH3
A) pantanal
B) valer aldehido
C) 3 -etilbutanal
D) 3-metilbutan-l-al
E) 3-metilbutanal

597. 3! En un análisis realizado en una mezcla lí­
quida de compuestos orgánicos, ligera­
mente volátiles, se determina el nombre
del 3,3-dimetilhept-2-ona. Indique la ato­
micidad.
I. Ambas son cetonas.
II. La segunda es denominada comercial­
mente acetona.
III. La segunda posee siete carbonos por
cada molécula.
A) 27 B) 29 C) 28
D) 26 E) 30
A) solo I B) solo II C) I y II
D) I y III E) II y III
32. Las cetonas se pueden representar por la
fórmula condensada, tal como
c h 3c h 2c h 2c o c h 2c h 3
Indique el nombre IUPAC.
A) hexanona
B) hexan-3-ona
C) 1-metil-2-pentanona
D) 2-hexanona
E) hexanona-4-ona
33. Para la siguiente cetona simétrica dípropil-
cetona, determine la masa molar expresa­
da en g/mol.
PA(uma): C=12; H=1; 0=16
A) 100 ' B) 111 C) 103
D) 114 E) 106
34. Considerando las siguientes estructuras
topológicas, indique las proposiciones in­
correctas.
a. O
U
h 3c c h 3
35. El ácido butírico se encuentra en peque­
ñas cantidades en la mantequilla. Indique
la fórmula condensada.
A) CH3COOH
B) CH3CH2COOH
C) CH3CH2CH2CH2COOH
D) CH3CH2CH2COOH
E) CH2CHCH2COOH
36. Respecto de los siguientes compuestos
orgánicos oxigenados, indique las propo­
siciones correctas.
/A
a. CH2-C H 2- C H - C .
l OH
c h 3
b. CH3-C H -C H 2- C x
I OH
C H 3
I. Son ácidos carboxílicos saturados.
II. ' Se trata del mismo compuesto químico
III. El nombre del segundo es ácido 3-me-
tilbutano-1-ico.
H3C' CH-j
A) soío l
D) I y II
b. O
B) solo II C) solo III
E) II y III

598. . Indique la atomicidad del ácido propioni-
co, llamado también ácido propanoico.
A) 11
B) 10 •
C) 9
D) 8
E) 12
Los ácidos carboxílicos son compuestos
covalentes que ebullen a temperaturas al­
tas. Indique el nombre del siguiente ácido.
CH-
HOOC - CH2 - c h 2- c h 2- c h 3%
/ c h 3 ■,
A) ácido 3,4,-dimetilpentanoico
B) ácido 3,4-metilpentanoico
C) ácido 3,4-dimetilpentenoico
D) ácido 3,4-dimetilhetanoico
E) ácido 3,4-etilpentanoico
39. Los ésteres se pueden representar por la
fórmula condensada, tal como
CH3CH2CH2COOCH2CH3
Indique el nombre IUPAC.
A) butanoato de metilo
B) butanoato de etilo
C) butanoato de propilo
D) butanoato de butilo
E) propanoato de propilo
40. El acetato de isopentilo es un éster que se
encuentra distribuido en el plátano y su es­
tructura .es
O
W , II
',H3G 4 ''
^ A . ** ¿ 0 *
í'f
i
' ^
Determine la atomicidad.
4%
A ‘
A) 21
D) 25
B) 22 C) 23
E) 24
.:*r'
Claves
1 i 6 1
1 ; 16 T 21 ; 26 31 36
2 7 12 : 17 22 27 32 37
3 8 13 18 23 28 33 38
4 9 14 19 24 29 34 39
5 10 15 20 25
o
m
35 40

599. , « n L O S A R S O
ácido: Sustancia que libera iones hidrógeno (H+
)
cuando se disuelve en agua.
ácido binario: Ácido que contiene solo dos ele­
mentos
aislante: Material con muy poca conductividad
eléctrica.
alcanos: Hidrocarburos que solo tienen enlaces
simples carbono-carbono en su estructura.
A y
¥
:y'& //v- ; ■ •
}•
alcohol: Compuesto orgánico que contiene el
grupo hidroxilo (-OH).
aldehidos: Compuestos con un grupo funcional
carbonilo (-CO-) y la fórmula general RCHO.
aleación: Mezcla con propiedades característi­
cas de un metal, y que contiene más de un ele­
mento. Generalmente hay un elemento metálico
principal, y los otros elementos están presentes ;
en cantidades más pequeñas.
alquenos: Hidrocarburos que tienen uno o más
enlaces dobles carbono-carbono en su estruc- i
tura.
alquinos: Hidrocarburos que tienen uno o más
enlaces triples carbono-carbono en su estruc- ;
tura.
anión: Ion con carga eléctrica neta negativa,
átomo: Partícula neutra más pequeña y repre­
sentativa de un elemento, y que conserva todas
sus propiedades.
barómetro: Instrumento para medir la presión
atmosférica.
base de Bronsted: Sustancia capaz de aceptar
un protón.
base: Sustancia que libera iones hidróxido (OH-)
cuando se disuelve en el agua.
cambio de fase: Transformación de una sustan­
cia de un estado de la materia a otro.
cambios físicos: Cambios de la materia que
ocurren sin que se modifique su composición
química.
cambios químicos: Cambios que sufre la mate­
ria alterando su composición química.
catión: Ion con carga eléctrica neta positiva.
cetonas: Compuestos con un grupo funcional
carbolino y la fórmula general R-CO-R', siendo
R y R' grupos alquilo generalmente.
combustibles fósiles: Carbón, petróleo y gas
natural, los cuales se emplean como fuentes
principales de energía.
compuesto: Sustancia formada por la combina­
ción de dos o más elementos en proporciones
definidas.
compuesto covalente: Compuesto formado por
átomos unidos por enlaces covalentes.

600. compuesto iónico: Compuesto formado por ca­
tiones y aniones en estructuras cristalinas.
concentración: Cantidad de soluto disuelto en
una cierta cantidad de solvente o solución.
corrosión: Proceso por el cual un metal es oxi­
dado por sustancias presentes en el ambiente
donde se encuentra.
densidad: Relación entre la masa de un material
y el volumen que ocupa.
dilución: Proceso de preparación de una diso­
lución menos concentrada a partir de una más
concentrada, mediante la adición de disolvente.
disolución acuosa: Disolución en la cual el agua
es el disolvente.
disolución insaturada: Disolución que contie­
nen menor cantidad de soluto disuelto que una
disolución saturada.
disolución saturada: Disolución en la que hay la
máxima cantidad de soluto disuelto.
disolvente: Sustancia que es el medio de disper­
sión de una disolución; por lo general, se halla en
mayor cantidad.
ecuación química: Representación de una reac­
ción química que utiliza los símbolos o fórmulas
químicas de los reactivos y productos.
efusión: Proceso en el cual un gas bajo presión
escapa del compartimiento de un recipiente a
otro, atravesando un pequeño agujero.
electrolito: Sustancia que, al disolverse en agua,
produce una disolución que puede conducir la
electricidad.
electrón: Partícula subatómica que tiene una
masa muy pequeña y lleva una carga eléctrica
unitaria negativa.
eíectronegatividad: Medida de la capacidad
de un átomo para atraer hacia sí los electrones
compartidos en el enlace covalente que forma.
electrones de valencia: Electrones más exter­
nos de un átomo; aquellos que ocupan la última
capa (capa de valencia). Son los electrones que
el átomo utiliza para formar enlaces.
elemento: Sustancia que no se puede descom­
poner por métodos químicos en sustancias más
simples.
elemento representativo (de grupos princi­
pales): Elemento que se encuentra en los blo­
ques s y p de la tabla periódica, es decir, de los
grupos A.
elementos de transición (metales de transi­
ción): Elementos que se-hallan en el bloque d de
la tabla periódica, es decir, de los grupos B.
elementos metálicos (metales): Elementos co-
munmente sólidos a temperatura ambiente, de
alta conductividad eléctrica y térmica, y que po­
seen brillo característico.
elementos no metálicos (no metales): Elemen­
tos que se hallan en la parte superior derecha de
la tabla periódica; los no metales se diferencian
de los metales por sus propiedades físicas y quí­
micas.
energía: Capacidad de los cuerpos de realizar un
trabajo o de transferir calor.
energía cinética: Energía que un objeto posee
debido a su movimiento.
enlace covalente: Enlace formado entre dos o
más átomos al compartir electrones de valencia.
enlace doble: Enlace covalente formado por dos
pares de electrones.
enlace iónico: Unión entre iones con cargas
opuestas. Los iones se forman a partir de áto­
mos mediante la transferencia de uno o más
electrones.

601. enlace múltiple: Enlace en el que intervienen
dos o más pares de electrones. Enlace doble y
triple.
enlace químico: Fuerza de atracción que man­
tiene unidos a los átomos.
enlace simple: Enlace covalente formado por un
par de electrones.
enlace triple: Enlace covalente formado por tres
pares de electrones.
entalpia de reacción: Calor absorbido o emitido
en una reacción química.
estados de la materia: Las tres maneras en que
la materia se presenta: sólido, líquido y gaseoso.
estequiometría: Relaciones entre las cantidades
de reactivos y productos que intervienen en las
reacciones químicas.
f í''y y y ,"'v
?
estructura de Lewis: Representación de la es­
tructura de una sustancia que se dibuja utilizan­
do símbolos de Lewis. Solo se muestran los elec­
trones de valencia.
éter: Compuesto orgánico que contiene el enla­
ce R-O -R', siendo RyR' grupos alquilo.
evaporación: Escape de las moléculas desde la
superficie de un líquido.
B .H j_____________________________________________ .
gases nobles: Elementos gaseosos y muy esta­
bles. Se hallan en el grupo VINA de la tabla pe­
riódica.
grupo: Elementos que forman una columna
(vertical) de la tabla periódica; son elementos
con propiedades químicas similares.
halógenos: Elementos del grupo VIIA de la tabla
periódica.
ion: Átomo o grupo de átomos (ion poliatómi­
co) cargado eléctricamente debido a la pérdida
(carga positiva) o ganancia (carga negativa) de
electrones que experimentan los átomos.
isómeros: Compuestos con la misma fórmula
química, pero con estructuras diferentes.
isótopos: Átomos del mismo elemento, pero
con números de masa diferentes.
ley de conservación de la masa: Ley científi­
ca que establece que la masa total permanece
constante durante la reacción química.
líquido: Materia que tiene un volumen definido,
pero su forma es variable, es decir, toma la forma
del recipiente que la contiene.
líquidos inmiscibles: Líquidos que no forman
una mezcla homogénea.
masa: Medida de la cantidad de material en un
cuerpo. Mide la resistencia de un objeto al mo­
vimiento.
masa molar: Masa de un mol de sustancia ex­
presada en gramos.
metales alcalinos: Elementos metálicos del gru­
po IA de la tabla periódica.
metales alcalino-térreos: Elementos metálicos
del grupo IIA de la tabla periódica.
metaloides: Elementos ubicados diagonalmente
en el bloque p de la tabla periódica y que sepa­
ran a los metales de los no metales. Las propie­
dades de los metaloides son intermedias entre
las que presentan los metales y los no metales.
mezcla: Agrupación de dos o más sustancias en la
que cada una mantiene su propia identidad química.

602. mineral: Material sólido e inorgánico presente en
la naturaleza, de composición química definida.
miscibles: Líquidos que forman una mezcla ho­
mogénea.
mol: Contiene un número de Avogadro
(6,022xO23) de unidades estructurales de una
sustancia.
molaridad: Concentración de una disolución
que indica la cantidad de moles de soluto disuel­
tos por litro de disolución; se simboliza como M.
molécula: Unidad estructural mínima y repre­
sentativa de una sustancia, formada por dos o
más átomos unidos por enlace covalente.
número atómico: Número de protones en el
núcleo de un átomo de un elemento. Este nú­
mero determina la identidad del elemento.
número de masa: Suma del número de proto­
nes y neutrones en el núcleo de un átomo.
par enlazante: Par de electrones que comparten
dos átomos al formar enlace.
par no enlazante: Par de electrones de valencia
de un átomo que no forman enlace; también se
le conoce como par libre o solitario.
periodo: Conjunto de elementos que se encuen­
tra en una fila (horizontal) de la tabla periódica.
peso atómico: Masa promedio de los átomos
de un elemento, expresada en unidades de masa
atómica (urna).
peso fórmula: Masa del conjunto de átomos de
los elementos representados por una fórmula
química.
peso molecular: Masa del conjunto de átomos
de los elementos representados por la fórmula
química de una sustancia molecular.
petróleo: Recurso natural líquido, no renovable,
extraído del subsuelo y formado principalmente
por hidrocarburos.
presión: Medida de la fuerza ejercida por unidad
de área.
proceso endotérmico: Proceso que requiere
absorber energía (calor) de su entorno para lle­
varse a cabo.
proceso espontáneo: Proceso que puede desa­
rrollarse sin la necesidad de ser impulsado por
una fuente de energía externa.
proceso exotérmico: Proceso en el que un sis­
tema libera energía (calor) hacia sus alrededores.
propiedad: Característica única que identifica a
una muestra de materia.
propiedad extensiva: Propiedad que depende
de la cantidad de material analizado.
propiedad intensiva: Propiedad que es inde­
pendiente,deúa cantidad de material analizado.
propiedad física: Propiedad que puede medir­
se sin cambiar la composición química de una
sustancia.
propiedad química: Propiedad que describe la
composición de una sustancia y su reactividad;
cómo la sustancia reacciona o se transforma en
otras sustancias.
punto de ebullición normal: Temperatura a la
cual un líquido hien/e a 1 atm de presión.
punto de fusión normal: Temperatura a la cual
un sólido se funde a 1 atm de presión.
química: Ciencia natural que estudia la com­
posición, propiedades y transformaciones de la
materia.
química orgánica: Estudio de los compuestos
que contienen carbono.

603. radiactivo: Material que sufre la desintegración
espontánea de los núcleos atómicos inestables,
acompañada por la emisión de radiación.
reacción de combustión: Reacción química que
ocurre con desprendimiento de calor y general­
mente produce una flama; son reacciones exo­
térmicas.
reacciones químicas: Procesos mediante los
cuales una o más sustancias al interactuar entre
sí se transforman formando nuevas sustancias;
también se conocen como cambios químicos.
reactivo: Sustancia inicial en una reacción quí­
mica; aparece del lado izquierdo de la flecha de
una ecuación química.
regla del octeto: Regla que'establece que los
átomos al enlazarse tienden a poseer Un total de
ocho electrones en la capa de valencia, similar
al gas noble más próximo en la tabla periódica.
semiconductor: Sólido con conductividad eléctri­
ca intermedia entre un metal y un material aislante.
Esta conductividad varía con la temperatura.
símbolo de Lewis (símbolo de electrón-punto):
Símbolo químico de un elemento rodeado con un
punto por cada electrón de valencia que posee.
sólido: Materia que tiene forma y volumen de­
finidos.
sólido amorfo: Sólido cuyo arreglo de átomos,
iones o moléculas carece de un amplio patrón
regular. Estas partículas se hallan desordenadas.
sólido cristalino (cristal): Sólido cuyo arreglo in­
terno de átomos, moléculas o iones muestra una
repetición regular en cualquier dirección a través
del sólido. Estas partículas se hallan ordenadas.
solubilidad: Máxima cantidad de un soluto que
se disuelve en una cantidad dada de disolvente a
una temperatura específica para formar una di­
solución saturada.
soluto: Sustancia disuelta en un disolvente para
formar una disolución; en general, es el compo­
nente de una disolución presente en la menor
cantidad.
sustancia pura: Materia que tiene una composi­
ción fija y propiedades bien definidas.
tabla periódica: Arreglo de los elementos quí­
micos en orden creciente de número atómico, en
relación con su configuración electrónica ¡y con
sus propiedades físicas y químicas. ^
teoría cinética-molecular: Conjunto de suposi­
ciones sobre, la naturaleza y el comportamiento
de las moléculas de los gases.
unidad de masa atómica (urna): Unidad basada
en el valor de exactamente 12 urna para la masa
del isótopo de carbono-12.
vapor: Estado gaseoso de cualquier sustancia
que normalmente existe como líquido o sólido.
vidrio: Sólido amorfo formado por SiO-,, CaO y
Na20. Para la obtención de vidrios con diferen­
tes propiedades físicas y químicas, se adicionan
otros óxidos,
volátil: Tendencia a evaporarse con facilidad del
liquido.

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