QUIMICA PRE ICFES

1. PRE-ICFES
QUIMICA

2. UNIDAD
ATOMOS,IONES Y COMPUESTOS

3. INTRODUCCIÓN AL
ÁTOMO
• Introducción a la química
• Elementos y átomos
• Masa atómica promedio
• Ejemplo resuelto: cálculo del peso
atómico
• El Mol y el número de Avogadro
• Número atómico, número de masa e
isótopos.
• Ejemplo resuelto: Identificación de
isótopos e iones

4. ¿Para que sirve la química?
Construimos modelos para poder entender
las interacciones a escala y a una velocidad
que no podemos observar directamente y
que sin embargo nos permite empezar a
hacer modelos y predicciones y así
describir todo lo que hay en nuestra
realidad.
¿Qué es predecir en química?
Predecir es anunciar con anticipación la
realización de un fenómeno o declarar
precisamente lo que ocurrirá en
determinadas condiciones específicas. Para
que este proceso se pueda dar es
necesario hacer previamente
observaciones y mediciones.
Ejemplo: los meteorólogos observan y
miden los datos atmosféricos y pueden
predecir cómo estará el tiempo de una
región

6. MASA
ATÓMICA
NÚMERO ATÓMICO

8. El peso de los electrones es
insignificante por eso no se
toman en cuenta en la masa
atómica

10. 0,000000000000000000000000001660540
Cero, la coma y 26 ceros

11. Una molécula de agua tiene
18 UMAS

12. Masa atómica promedio

15. EL MOL Y EL NÚMERO DE AVOGADRO

19. Si llenásemos un número de Avogadro de tazas con agua
del océano Pacífico, lo dejaríamos totalmente seco.
La población mundial (se estima que en noviembre de
2022 la población mundial será de 8 000 0000 000) el
número de Avogadro es 75 billones de veces más grande.
Otro más: 100 folios de papel apilados miden
aproximadamente 1 centímetro de alto; si apilásemos un
mol (es decir, un número de Avogadro) de folios, la torre
resultante mediría 60 billones de kilómetros de alto.

21. Un mol de
hidrogeno
tiene una masa
de 1 gramo
Un mol de
carbono tiene
una masa de
12 gramos
Un mol de
agua tiene
una masa de
18 gramos

24. Número atómico, número de masa e isótopos.
Número atómico
Número masa

26. Ejemplo resuelto: Identificación de isótopos e iones

28. Conversiones entre masa y mol
La masa atómica del carbono es 12
uma, por lo que la masa molar del
carbono es 12 g/mol.
Una molécula de agua está
formada por dos hidrógenos y un
oxígeno,como el hidrógeno tiene 1
uma y el oxígeno tiene 16 uma, la
masa molar del agua es 18 g/mol.
Conversiones entre mol y número de partículas
es igualmente válido decir que en 18 gramos de agua (H2O) hay 1 mol de
agua con 6.022x1023moléculas,
Entonces, sin importar la sustancia, la masa, o el volumen, si decides
contar átomos o moléculas, 1 mol siempre tendrá 6.022x1023 partículas.
Con esto en mente, para convertir de moles a número de partículas o
hacer la operación inversa sólo necesitas guardar esta proporción.
Para convertir cantidades más complejas a un solo mol puedes usar la
regla de tres o el factor de conversión. Observa las siguientes fórmulas:
Conversiones entre mol y volumen de un gas
Sabemos que un mol de cualquier sustancia tiene siempre el
mismo número de partículas, 6.022x 10 a la 23, que la masa de un
mol es variable y depende de la masa de la sustancia considerada.
De la misma forma que una docena de huevos no pesa lo mismo
que una docena de ladrillos, la masa de un mol de una sustancia
es diferente a la masa de un mol de otra distinta.
Pero ¿qué pasa cuando queremos medir la cantidad de un gas?
Como es difícil pesar un gas utilizamos su volumen. La ley de
Avogadro establece que "a igual temperatura y presión,
volúmenes de gases diferentes contienen el mismo número de
moléculas", por lo que un mol de cualquier gas ocupa siempre el
mismo volumen si se mantienen las mismas condiciones de
temperatura y presión. Se ha podido comprobar que en
condiciones normales, es decir, una atmósfera de presión y 273
kelvin, el volumen que ocupa un mol de cualquier gas es de 22.4
litros.
Entonces, sin importar el gas, 1 mol de gas en condiciones
normales siempre ocupará un volumen de 22.4 litros. Para
convertir de moles a volumen de un gas o hacer la operación
inversa sólo necesitas guardar esta proporción.

34. IONES Y COMPUESTOS
• Introducción a los iones
• Nomenclatura de iones y compuestos
iónicos
• Ejemplo resuelto: Cálculo de la masa
molar y el número de moles
• Moléculas y compuestos
• Ejemplo resuelto: cálculo del porcentaje
en masa

35. INTRODUCCIÓN A LOS IONES

36. Los protones son los que definen el elemento
Ion( ANIÓN)
Boro

38. No hay una ubicación totalmente adecuada para el hidrógeno, sin embargo se le coloca en
el grupo 1 ya que tiene un solo electrón en la última capa, como los metales alcalinos.
Forma un ión H+, pero además puede formar el ión H – como los halógenos. En realidad
forma una clase independiente de las demás

39. Los grupos son las líneas verticales en las que se
ubican los elementos que se comportan en
forma similar. Se designan actualmente con
números del 1 al 18

41. Los lantánidos son los elementos que
siguen al lantano y comprenden del
número atómico 58 al 71. Los
actínidos son los elementos que
siguen al actinio con número atómico
entre el 90 y el 103.

43. Los periodos son las líneas horizontales
de la tabla periódica. Son siete y el
número de periodo corresponde al nivel
de energía más externo

45. Los metales conducen la electricidad, el calor, son
moldeables en láminas e hilos y se combinan para formar
óxidos básicos, que con el agua forman las bases. Los no
metales no conducen la electricidad ni el calor, no forman
láminas, tampoco hilos y al combinarse con el oxígeno
forman óxidos que con agua producen ácidos. Los
metaloides o semimetales, tienen propiedades intermedias
entre los metales y los no metales.

50. NOMBRES Y
FÓRMULAS DE
COMPUESTOS IÓNICOS
• Nomenclatura de iones monoatómicos y
compuestos iónicos
• Iones poliatómicos comunes
• Iones poliatómicos
• Nomenclatura de compuestos iónicos con
iones polivalentes
• Ejemplo resuelto: cómo encontrar la
fórmula de un compuesto iónico

51. UNIDAD
MÁS ACERCA DE LOS ÁTOMOS

52. MOLES Y MASA
MOLAR

53. ISÓTOPOS

54. UNIDAD
MÁS ACERCA DE LA COMPOSICIÓN MOLECULAR

55. SUSTANCIAS PURAS

56. MEZCLAS

57. UNIDAD
ESPECTROMETRÍA DE MASAS

58. ESPECTOMETRÍA DE
MASAS

59. LOS ISÓTOPOS Y LA
ESPECTOMETRÍA DE
MASAS

60. EJEMPLO RESUELTO:
IDENTIFICACIÓN DE UN
ELEMENTO A PARTIR DE
SU ESPECTRO DE MASAS

61. ESPECTROMETRÍA DE
MASAS DE
ELEMENTOS

62. UNIDAD
REACCIONES QUÍMICAS Y ESTEQUIOMETRÍA

63. BALANCEAR ECUACIONES QUÍMICAS

64. INTRODUCCIÓN A LAS
REACCIONES
QUÍMICAS

65. BALANCEAR
ECUACIONES
QUÍMICAS

66. BALANCEO DE
ECUACIONES QUÍMICAS
MÁS COMPLEJAS

67. ENTENDER EL BALANCE
DE LAS ECUACIONES
QUÍMICAS
VISUALMENTE

68. BALANCEO DE UNA
ECUACIÓN QUÍMICA
CON SUSTITUCIÓN

69. ESTEQUIOMETRÍA

70. ESTEQUIOMETRÍA

71. EJEMPLO RESUELTO:
CALCULAR CANTIDADES
DE REACTIVOS Y
PRODUCTOS

72. EJEMPLO RESUELTO: RELACIONAR
LA ESTEQUIOMETRÍA DE REACCIÓN
Y LA LEY DE LOS GASES IDEALES

73. ESTEQUIOMETRÍA DE REACTIVO LIMITANTE

74. REACTIVOS LIMITANTES
Y RENDIMIENTO
PORCENTUAL

75. EJEMPLO RESUELTO:
CALCULAR LA CANTIDAD DE
PRODUCTO FORMADO A
PARTIR DE UN REACTIVO
LIMITANTE

76. INTRODUCCIÓN AL
ANÁLISIS
GRAVIMETRICO

77. ANÁLISIS GRAVIMETRICO
Y GRAVIMETRIA POR
PRESIPITACIÓN

78. RESPUESTA LIBRE DEL
EXÁMEN AP DE QUÍMICA
2015,PREGUNTA 2ª (parte 1
de 2)

79. RESPUESTA LIBRE DEL
EXÁMEN AP DE QUÍMICA
2015,PREGUNTA 2ª (parte 2
de 2)

80. COMPOSICIÓN MOLECULAR

81. FORMULAS
EMPÍRICAS,MOLECULA
RES Y ESTRUCTURALES

82. EJEMPLO RESUELTO:
CÁLCULO DE
PORCENTAJES EN MASA

83. EJEMPLO RESUELTO:
DETERMINACIÓN DE UNA
FÓRMULA EMPIRICA A PARTIR
DE LOS DATOS DE
COMPOSICIÓN

84. EJEMPLO RESUELTO:
DETERMINACIÓN DE UNA
FÓRMULA EMPIRICA A PARTIR DE
LOS DATOS DE COMBUSTIÓN

85. TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS

86. REACCIONES DE
OXIDACIÓN-
REDUCCIÓN (REDOX)

87. EJEMPLO RESUELTO: USAR
NÚMEROS DE OXIDACIÓN
PARA IDENTIFICAR LA
OXIDACIÓN Y LA REDUCCIÓN

88. BALANCEAR
ECUACIONES REDOX

89. DISOLUCIÓN Y
PRECIPITACIÓN

90. REACCIONES DE
PRECIPITACIÓN

91. REACCIONES DE
DOBLE
DESPLAZAMIENTO

92. REACCIONES DE
SUSTITUCIÓN SIMPLE

93. ECUACIONES
MOLECULARES,IÓNICAS,COMPLETAS
E IÓNICAS NETAS

94. RESPUESTA LIBRE DEL
AP QUÍMICA DEL
2015,PREGUNTA 3a