Perrito

1.-DEFINA ESTEQUIOMETRIA, LEY DE PROUST, HIPOTESS DE AVOGADRO, OXIDOS DOBLES.

• ESTEQUIOMETRIA: Es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos en el transcurso de una reacción química. Estas relaciones se pueden deducir a partir de la teoría atómica, aunque históricamente se enunciaron sin hacer referencia a la composición de la materia, según distintas leyes y principios.
• LEY DE PROUST: O Ley de proporciones definidas.

Cuando dos o más elementos o compuestos se combinan para formar un mismo compuesto determinado, lo hacen siempre en una proporción en peso fija y constante. La composición centesimal de cualquier compuesto se mantiene constante.

1H₂      +          3H₂       =          2NH₃

MN₂     =            28  =   14=CTE

MH₂      6        3

• HIPOTESIS DE AVOGADRO: : Volúmenes iguales de todos los gases medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas.Se establece la primera definición entre atomo y molecula.
• OXIDOS DOBLES:

Son compuestos formados por la unión de dos óxidos diferentes, pero del mismo elemento metálico, el cual deberá actuar con los números de oxidaciones (+2, +3) o también con los números de oxidaciones (+2, +4), donde el oxido doble formando deberá tener su molécula de la forma

Para nombrarlos se emplea el prefijo DOBLE al nombre del metal, o también se unen los nombres de óxidos terminados en ICO Y OSO.

Por ejemplo:

Oxido doble de hierro (oxido férrico - ferroso):

Oxido ferroso:                     FeO 

                                                                                                 FeO           

Oxido férrico:   2                   

Oxido doble de plomo (oxido plúmbico - plúmboso)

Oxido plúmbico:                

                                                                                            PbO             

Oxido plúmboso:                PbO

2.-PROBLEMAS DE ESTEQUIOMETRIA:

1.-  En la siguiente ecuación:

2Li (s) + 2H2O (l)  → 2LiOH (ac) + H2 (g)

• ¿Cuántas moles de H2 se formaran al completarse la reacción de 6.23 moles de Li con agua?
• ¿Cuántos gramos de H2 se formaran al completarse la reacción de 80.57 g de Li con agua?

Solución:

Siguiendo los pasos del método del mol:

a)

Paso 1: La ecuación balanceada la proporciona el problema

Paso 2: No es necesario hacer ninguna conversión porque la cantidad de la materia prima, Li, está dada en moles.

Paso 3: Puesto que 2 moles de Li, producen 1 mol de H2,               o

2 moles de Li ≎ 1 mol de H2,

Las moles de H2 que se forman se calculan:

Moles de H2 producido = 6.23 mol de Li x  = 3.12 mol H2

Paso 4: Este paso no se requiere.

Paso 5: Se empieza con 6.23 moles de Li y se producen 3.12 moles de H2. Como 2 moles de Li producen 1 mol de H2, 3.12 moles es una cantidad razonable.

b)

Paso 1: La reacción es la misma que en el inciso a

Paso 2: El numero de moles de Li esta dado por:

Moles de Li = 80.57 g de Li x = 11.61 mol de Li

Paso 3: Debido a que 2 moles de Li producen 1 mol de H2, o 2 moles de Li ≎ a mol de H2, el numero de moles de H2 se calcula como sigue:

Moles de H2 producido = 11.61 mol de Li x  = 5.805 mol H2

Paso 4: A partir de la masa molar de H2 (2.016 g), se calcula la masa de H2 producido:

Masa de H2 producido = 5.805 mol de H2 x  = 11.70 g H2

Paso 5: Debido a que la masa molar de H2 es menor que la del Li, y se necesitan dos moles de Li para formar un mol de H2, se espera que la respuesta sea menor que 80.57g

2.-  La reacción entre el oxido nítrico (NO) y oxigeno para formar dióxido de nitrógeno (NO2) es un paso determinante para la formación de esmog fotoquímico:

2NO (g)     +     O2 (g)    →    2NO2 (g)

• ¿Cuántas moles de NO2 se formaran por la reacción completa de 0.254 mol de O2?
• ¿Cuántos gramos de NO2 se formaran por la reacción de 1.44 g de NO?

Solución:

Paso 1: La ecuación balanceada la proporciona el problema

Paso 2: No es necesario hacer ninguna conversión porque la cantidad de la materia prima, O2, está dada en moles.

Paso 3: Puesto que 1 mol de O2, producen 2 moles de NO2,               o

1 mol de O2 ≎ 2 moles de NO2,

Las moles de O2 que se forman se calculan:

Moles de O2 producido = 0.254 mol de O2 x  =0.508 mol de NO2

Paso 4: Este paso no se requiere.

Paso 5: Se empieza con 0.254 moles de 1 mol de O2 y se producen 0.508 moles de NO2. Como 1 mol de O2 produce 2 moles de No2, 0.508 moles es una cantidad razonable.

        b)

Paso 1: La reacción es la misma que en el inciso a

Paso 2: El numero de moles de NO está dado por:

Moles de NO = 1.44 g de NO x = 0.048 mol de NO

Paso 3: Debido a que 2 moles de NO producen 2 moles de NO2, o  2 moles de NO ≎ 2 mol de NO2, el numero de moles de NO2 se calcula como sigue:

Moles de NO2 producido = 0.048 mol de NO x  = 0.048 mol NO2

Paso 4: A partir de la masa molar de NO2 (29.99 g), se calcula la masa de NO2 producido:

Masa de H2 producido = 0.048 mol de NO2 x  = 2.207 g H2

Paso 5: Debido a que la masa molar de NO2 es mayor que la del NO, y se necesitan dos moles de NO2 para formar dos moles de NO, se espera que la respuesta sea mayor que 1.44 g.

3.-  Los alimentos que se ingieren son degradados, o desdoblados, en el cuerpo para proporcionar la energía necesaria para el crecimiento y para otras funciones. Una ecuación general global para este complicado proceso representa la degradación de glucosa (C6H12O6) a dióxido de carbono (CO2) y agua (H2O).

C6H12O6     +   6º2    →    6CO2    +  6H2O

Si un persona consume 856 g de v durante cierto tiempo, ¿Cuál es la masa de CO2 producida?

Solución:

Siguiendo los pasos del método del mol

Paso 1: Se proporciona la ecuación balanceada.

Paso 2, 3 y 4: A partir de la ecuaciónbalanceada se puede ver que 1 mol de C6H12O6 ≎ 6 moles de CO2

Las masas molares de C6H12O6 y CO2 son 180.2g y 44.01g respectivamente. Todos estos datos se combinan en una ecuación:

Masa de CO2 producida = 856 g  C6H12O6 x  x  x  = 1.25 x  g CO2

Paso 5: Debido a que un mol de C6H12O6 produce seis moles de CO2 y la masa molar de C6H12O6 es cuatro veces mayor que la de CO2, se espera que la masa de CO2 formado sea mayor que 856 g. Por lo tanto, la respuesta es razonable.

1.- La urea (NH2)2CO se prepara por la reacción del amoniaco con dióxido de carbono:

2NH3(g)   +   CO2(g)   →   (NH2)2CO(ac)   +   H2O(l)

En un proceso se hacen reaccionar 637.2 g de NH3 con 1142 g de CO2

• ¿Cuál de los dos reactivos es el reactivo limitante?
• Calcule la masa de (NH2)2CO que se formará.
• ¿Cuánto del reactivo en  exceso (en gramos) quedará sin reaccionar al finalizar la reacción?

Solución:

       a)

Debido a que no se puede saber, por simple inspección, cuál de los dos reactivos es el reactivo limitante, primero se deben convertir las masas en número de moles

Para ello se calcula las masas molares de los dos reactivos

 Masa molar de NH3 =  14.006 + 1.008x3 = 17.03 g

  Masa molar de CO2  = 12.01 + 16x2  = 44.01 g

Entonces:

Moles de NH3 = 637.2 g NH3 x   =  37.42 mol NH3

                   Moles de CO2 = 1142 g CO2 x  = 25.95 mol CO2

A partir del balance de la ecuación se observa que 2 moles de NH3 ≎ 1 mol de CO2 por tanto, el numero de moles de NH3, que se necesita con 25 moles de CO2 está dado por

25.95 mol de CO2  x   = 51.90 mol de NH3

Debido a que únicamente hay 37.42 mol de NH3 presentes y no son suficientes para que reaccione completamente el CO2, el NH3 debe ser el reactivo limitante y el CO2 el reactivo en exceso.

      b)

La cantidad de (NH2)2CO producida se determina con la cantidad de reactivo limitante presente. Así, se escribe

Masa de (NH2)2CO = 37.42 mol NH3

Masa de (NH2)2CO = 1124 g (NH2)2CO

     c)

El número de moles de reactivo en exceso (CO2) sin reaccionar es

25.95 mol CO2 -   = 724 mol CO2

y

masa de CO2 recuperado = 7.24 mol CO2 x  

             =  319 g CO2

2.-  Se tiene la siguiente reacción:

MnO2   +   4HCl   →    MnCl2   +    Cl2  +   2H2O

Al inicio se pone a reaccionar 4.5 g de MnO2 con 4 g de HCl. ¿Cuánto MnCl2 , Cl2 y H2O se obtiene? Calcula la cantidad de reactivo en exceso que queda sin reaccionar.

Solución:

La ecuación química está balanceada. Calculamos la cantidad de sustancia inicial de los reactivos. Las masas molares necesarias son 86.94 g para el MnO2 y 36.458 g para el HCl. Con estos datos calculamos la cantidad de sustancia inicial.

Para el MnO2:

Numero de moles de MnO2  = 4.5 g MnO2 x = 0.0518 moles de MnO2

Numero de moles de HCl = 4.0 g HCl x  = 0.1097 moles de HCl

Estas son las cantidades de sustancias iniciales de cada uno. Ahora trabajamos con cada reactivo por separado Ahora trabajamos con cada reactivo por separado.

Utilizamos la cantidad de sustancia inicial de MnO2(0.0518 moles) y HCl(0.1097 moles)

Con la cantidad de MnO2 que hay al inicio, calculamos lo que se puede obtener de cantidad de sustancia de MnCl2:

n MnCl2= 0.0518mol MnO2 x  =  0.0518 mol MnCl2

Ahora utilizamos la cantidad inicial de HCl para conocer cuánto MnCl2 se puede obtener:

n MnCl2= 0.1097mol HCl x  =  0.0274 mol MnCl2

         Con la cantidad de sustancia inicial de HCl se obtiene menos cantidad de sustancia de producto que con la cantidad de sustancia inicial de MnO2, lo que quiere decir que el HCl es el reactivo limitante y el MnO2 está en exceso.

        Los cálculos siguientes los haremos con base en la cantidad inicial de reactivo limitante, es decir HCl.

        Calculamos la cantidad de sustancia de MnCl2 que se obtiene a partir de 0.1097 moles de HCl (corresponde al último cálculo realizado) y se transforma en gramos

n MnCl2= 0.0274 mol MnCl2 x  = 3.4481 g de MnCl2

La respuesta es que se obtienen 3.4481 g de MnCl2 a partir de 4.5 g de MnO2 y 4 g de HCl.

Es claro que con estos datos es posible calcular la cantidad de Cl2 y de H2O que se obtiene en la misma reacción. Para ello hay que utilizar las razones estequiométricas correspondientes a partir del reactivo limitante HCl:

n Cl2 =  0.1097 moles de HCl x  x  = 1.9428 g de HCl.

n H2O =  0.1097 moles de HCl x  x  = 0.9872 g de H2O

También es importante calcular la cantidad de reactivo en exceso que queda sin reaccionar. En el ejemplo, el reactivo en exceso es el MnO2. Calculamos la cantidad de MnO2 que reacciona con 0.1097 moles de HCl.

n MnO2= 0.1097mol HCl x  =  0.0274 mol MnCl2

Al inicio teníamos 0.0518 moles de MnO2. Reaccionaron 0.0274 moles. Para saber lo que queda del reactivo en exceso no hay más que restarle a la cantidad de sustancia que se tenía inicialmente, la cantidad de sustancia que reaccionó. Haciéndolo

Sustancia en exceso = 0.0518 – 0.0274 = 0.0244 moles de MnO2 x

                            = 2.1212 g de MnO2

1.-  El titanio es un metal fuerte, ligero y resistente a la corrosión, que se utiliza en la construcción de naves espaciales, aviones, motores para aviones y armazones de bicicletas. Se obtiene por la reacción de cloruro de titanio (IV) con magnesio fundido entre 950 y 1150°C:

TiCl4 (g)   +   2Mg (l)    →   Ti(s)   +   2MgCl2 (l)

En cierta operación industrial, se hacen reaccionar 3.54 x g de TiCl4 con 1.13 x g de Mg

• Calcule el rendimiento teórico de Ti en gramos.
• Calcule el porcentaje del rendimiento si en realidad se obtiene 7.91 x g de Ti

Solución:

• Primero se calcula el numero de moles de TiCl4 y de Mg inicialmente presentes:

Moles de TiCl4 =  3.54  x  g de TiCl4 x       1 mol       =  1.87 x mol TiCl4

                                                                  189.7 g TiCl4

       Moles de Mg  = 1.13 x g Mg x    1 mol Mg     = 4.65 x  mol Mg

      A continuación se determina cuál de las dos sustancias es el reactivo limitante. A partir de la ecuación balanceada se observa que 1 mol de TiCl4  2 moles de Mg; por tanto, el numero de moles de Mg necesario para reaccionar con 1.87 x moles de  TiCl4 es

1.87 x mol TiCl4   x     2 mol Mg     =   3.74 x mol Mg

                                                        1 mol TiCl4

        Puesto que están presentes 4.65 x  mol Mg, más de lo necesario para reaccionar con la cantidad de TiCl4 que se tiene, el Mg debe ser el reactivo en exceso y el TiCl4, reactivo limitante.

        La ecuación muestra que 1 mol de a ecuación muestra que 1 mol de TiCl4  1 mol de Ti; por tanto la masa teórica de Ti que se forma es

3.54 x  g  TiCl4  x    1 mol TiCl4      x     1 mol Ti     x   47.88 g Ti  =  8.93 x   g Ti

                                189.7 g TiCl4       1 mol TiCl4          1 mol Ti

• Para calcular el porcentaje de la ecuación rendimiento se escribe:

% de rendimiento =     rendimiento real      x  100%

                                                         rendimiento teórico

                         % de rendimiento =   7.91 x  g  x 100%

                                                           8.93 x  g

                                                 =  88.6 %

3.- SEMEJANZAS Y DIFERENCIAS DE LOS ALCALINOS,HALOGENOS Y METALES:

4.- USO ENERGETICO DEL H:

El H puede quemarse directamente para la generación de electricidad mediante turbinas de gas y ciclos compbinados o directamente como combustible de motores:

Combustion directa:Los gases de combustión producidos, pueden llevarse directamente a una turbina de vapor/turbian de gas para la generación de electricidad.

Combutible de motores: Una de las aplicaciones tradicionales del H ha sido como combustible de cohetes y transbordadores.

5.- DEFINE ELECTRONES, CRIOLITA, FUERZAS DE VAN DER WAALS:

• F.Van Der Waals: Las fuerzas intermoleculares son las fuerzas de atracción existentes entre las moléculas de las sustancias covalentes.

a) Fuerzas dipolo—dipolo. Son fuerzas atractivas que aparecen entre dipolos eléctricos formados por moléculas polares. Cuanto mayor sea el momento bipolar de la molécula mayor es la fuerza atractiva.

b) Fuerza dipolo—dipolo inducido. Las moléculas polarizadas próximas a átomos o moléculas no polares, pueden provocar en ésta un desplazamiento de la carga electrónica, produciendo un dipolo inducido, apareciendo de esta forma una débil fuerza atractiva.

c) Fuerzas de dispersión. Son fuerzas atractivas que aparecen entre moléculas no polarizadas. En un momento dado la molécula no polar puede provocar un momento bipolar inducido instantáneo. La distribución de carga cambia rápidamente, pero el momento bipolar promedio es nulo, de ésta forma puede haber pequeñas fuerzas atractivas.

•  Enlace Dativo: Consiste en que el “par electrónico enlazante” es aportado por un solo átomo.(Uno esta dispuesto a donar y el otro a aceptar)

• Electrolisis: Parte de la química que trata de la relación entre las corrientes eléctricas y las reacciones químicas, y de la conversión de la energía química en eléctrica y viceversa. En un sentido mas amplio, la electrolisis es el estudio de las reacciones químicas que producen efectos eléctricos y de los fenómenos químicos causados por la acción de las corrientes.

Criolita: La criolita es un mineral del grupo III (halogenuros) según la clasificación de Strunz. Es un fluoruro de aluminio y sodio (Na₃AlF₆) . Su importancia proviene de su facilidad de disolver el óxido de aluminio (Al₂O₃); por esta razón se emplea fundida como fundente de la alúmina en la obtención de este metal por electrólisis.

6.- PROBLEMAS DE BALANCEO: METODO DE COEFICIENTE INDETERMINADO, POR REDOX, POR M.ION ELECTRON:

1)        Balancear.

• Se colocan delante de cada una de las sustancias un coeficiente literal (a, b, c, d, e, etc.)

• Se realiza el balance del numero de átomos, considerando que este número debe ser igual en ambos miembros (reactantes y productos).

Se forman así un sistema de ecuaciones algebraicas, para cada elemento.

H: 2a + b = 2d

O: 4a = 2c +d

S: a = c

Br: b =2e.

• Se procede a  desarrollar  las  ecuaciones algebraicas.

H: 2a + b = 2d……………………….. (1)

O: 4a = 2c +d………………………… (2)

S: a = c…………………………….…. (3)

Br: b =2e……………………………… (4)

• Como hay cinco variables y solo cuatro ecuaciones, elaboramos una quinta ecuación dándole el coeficiente de uno al la variable que mas repite o al más simple, que este  caso  es “a”, y sustituimos  en las  demás  ecuaciones:

Entonces: a = 1, implica en (2)   c  = 1

Luego en (3): 4(1) =  2(1) + d  d = 2

En (1): 2(1) + b = 2(2)   b = 2

Finalmente en (4): 2 = 2e   e =1

De surgir coeficientes fraccionarios, conviene multiplicarlos todos, por el común denominador para hacerlos números enteros, y a estos se les asume como resultado.

• Finalmente se remplazan los coeficientes obtenidos, en la ecuación química:

1.    H₂SO₄   +   HBr   ®   SO₂  +  H₂O  +  Br₂    

•    H₂ SO₄   +   NaCl   +   MnO₂  ®   H₂O   +   NaHSO₄    +    MnSO₄  +   Cl₂
•     HgS   +   HCl   +HNO₃     ®         H₂HgCl₄   +    NO    +    S    +   H₂O

Balancear  por REDOX:

1.Cu  +    HNO₃®     Cu(NO₃)₂    +    NO    +    H₂O

2.    NaClO₃   +   K₂SnO₂   ®   NaCl   +   K₂SnO₃

3.    FeS₂   +   O₂   ®   Fe₂O₃   +   SO₂

4.    Zn   +  NaNO₃   +   NaOH   ®   Na₂ZnO₂  +   NH₃   +   H₂O

5.    KMnO₄   +   H₂SO₄   +   H₂O₂   ®  MnSO₄  +    O₂   +   K₂SO₄

BALANCEAR POR ION ELECTRON:

                    Balancear:

                                    Zn   +   HNO₃   ®   NO   +    Zn(NO₃)₂     +  H₂O

• Escribimos los números de oxidación, e identificamos los cambios:

• Planteamos las semirreacciones:

                            Zn⁰       →       Zn²⁺

                           (NO₃)^-     →       NO⁰

• Realizamos  el  balance de masa:                       

                           Zn⁰        →      Zn²

                          (NO₃)^-   +    4H⁺   ®       NO⁰   +   2H₂O

• Ahora balanceamos la carga:

                          Zn⁰       →      Zn²⁺   +   2e^-

                         (NO₃)^-   +    4H⁺  + 3e^-    ®     NO⁰   +   2H₂O

• Igualamos el número de electrones:

• Sumamos algebraicamente:

• Introducimos los coeficientes encontrados y ajustamos:

• Balanceamos los elementos que no han variado (en este caso no es necesario):

                          3 Zn +  8 HNO₃      ®    3 Zn(NO₃)₂   +   2 NO  +   4 H₂O

                                                                                                                           (Verificar)

El zinc se ha oxidado y es el reductor.

El ácido nítrico se ha reducido y es el oxidante.

Balancear  por Ion Electrón : Medio Ácido:

•  KMnO₄   +    H₂S    +  HCl   →  MnCl₂  +   S   +  KCl  +   H₂O
•  Br₂    +   SO₂   +   H₂O   → HBr    +    H₂SO₄
•  HNO₃   +  H₂S   →   NO   +   S    +   H₂O
•  Ca(ClO)₂   +  KI    +   HCl    →   I    +     CaCl₂    +   H₂O    +   KCl
•  KCl    +   KMnO₄  +    H₂SO₄     →   MnSO₄  +   K₂SO₄   +  H₂O  +   Cl₂

Balancear  por Ion Electrón:  Medio Básico:

1.   Zn  +  NaNO₃  +  NaOH   ®    Na₂(ZnO₂)   +  NH₃  +  H₂O

2.   KMnO₄   +   NH₃ ®    KNO₃    +   MnO₂    +   KOH   +   H₂O

3.   Fe(OH)₂   +   O₂   +   H₂O®  Fe(OH)₃

4.   Ag₂SO₃   +    AgBr    +  H₂O

7.- PROPIEDADES DE COMPUESTOS COVALENTES:

• Generalmente se da entre no metales o elementos de alta E.N.
• Los electrones se comparten.
• Es de naturaleza electromagnética por la unión de regiones de orbitales.
• La diferencia de electronegatividad es baja.        0 ≤ rEN ≤ 1,7
• La mayoría de los compuestos covalentes forman moléculas y suelen presentarse en estado líquido o gaseoso aunque también pueden ser sólidos. Por lo tanto sus puntos de fusión y ebullición no son elevados.
• La solubilidad de estos compuestos es elevada en disolventes polares, y nula su capacidad conductora.
• Los sólidos covalentes macromoleculares, forman redes cristalinas como el grafito y el diamante, tienen altos puntos de fusión y ebullición, son duros, malos conductores y en general insolubles.

8.- DIFERENCIA DE TIPOS DE ENLACE:

9.- PROBLEMAS DE FUNCIONES QUIMICASINORGANICAS Y DE SALES

10.- CÓMO DEMUESTRA LA OCURRENCIA DE UNA RX QUIMICA:

La ocurrencia de una Rx  química en forma natural o artificial trae consigo cambios evidentes, que se pueden percibir a través de nuestros entidos.

• Cambio de color, sabor u olor; Ej; El cobre metalico(rojizo) al oxidarse forma un solido de color verde(oído cúprico).
• Liberación o absorción de energía calorífica
• Desprendimiento de un gas: Cuando se mezcla un solido con una solución acuosa generalmente.
• Formacion de precipitaciones: Cuando se mezclan dos soluciones acuosas generalmente.

11.- NUMEROS CUANTICOS, QUE SON, CUALES Y DIFERENCIA ENTRE ELLOS:

Los números cuánticos determinan la región del espacio-energía de mayor probabilidad para encontrar a un electrón.

12.- PROBLEMAS DE CONFIGURACION ELECTRONICA

13.- PROBLEMAS DE MOLARIDAD,MOLALIDAD,NORMALIDAD

14.- TABLA PERIODICA: COMO VARIA EL PODER REDUCTOR, CARÁCTER METALICO, RADIO ATOMICO, ENERGIA DE IONIZACION, AFINIDAD ELECTRONICA, ELECTRONEGATIVIDAD Y PODER OXIDANTE.

PODER REDUCTOR:

CARACTER METALICO: Se refiere a la facilidad que tienen los metales de perder los electrones de su último nivel

RADIO ATOMICO:

R.ATOMICO> R. COVALENTE>R.ION POSITIVO.

ENERGIA DE IONIZACION:

Es la energía necesaria para arrancar el electrón.

AFINIDAD ELECTRONICA: “Es la energía intercambiada cuando un átomo gaseoso captura un e^–  y forma un anión”.

ELECTRONEGATIVIDAD: La electronegatividad es la tendencia que tienen los átomos de un elemento a atraer hacia sí los electrones cuando se combinan con átomos de otro elemento.(IGUAL QUE LA AFINIDAD ELECTRONICA)

PODER OXIDANTE:

15.- PROPIEDADES PARTICULARES DE LA MATERIA:

• DUCTILIDAD: facilidad para transformarse en hilos. Ejemplo: Cobre.
• MALEABILIDAD: capacidad para convertirse en láminas. Ejemplo: estaño.
• DUREZA: resistencia que opone un cuerpo a ser rayado. Un cuerpo es más duro que otro si lo raya. Para saber la dureza se usa habitualmente la escala de Mohs: (talco, yeso, calcita, fluorita, apatito, ortoclasa, cuarzo, topacio, corindón, diamante)
• TENACIDAD: Resistencia que opone un cuerpo a romperse. La propiedad opuesta es la FRAGILIDAD. Ejemplo: el plomo es muy tenaz y el vidrio es muy frágil.
• VISCOSIDAD: Propiedad de los líquidos de circular con dificultad por conductos. En caso contrario nos referimos a FLUIDEZ. Ejemplo: el aceite es menos denso que el agua, pero es más viscoso que ella.
• ELASTICIDAD: Facilidad para recuperar la forma primitiva una vez que cesa la fuerza que provoca la deformación. La propiedad opuesta es la PLASTICIDAD. Ejemplos: muelle y plastilina.
•  PUNTOS DE FUSIÓN Y EBULLICIÓN: El cambio de estado de sólido a líquido se llama fusión a la temperatura constante a la que se produce punto de fusión. De igual forma si un líquido pasa a estado gaseoso hablamos de ebullición y la temperatura a la que se produce será el punto de ebullición.
•  CAPILARIDAD Y TENSIÓN SUPERFICIAL: Propiedades de ciertos líquidos originados por las fuerzas de cohesión entre las moléculas del líquido y otros objetos.

16.- PROBLEMAS DE ISOTOPOS, ISOBAROS E ISOTONOS.

17.- PROBLEMAS DE NUMERO DE OXIDACION, AGENTES REDOX Y VALORACION

18.- FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD:

La naturaleza del soluto y del solvente, la temperatura y la presión.

• La naturaleza del Soluto y Solvente:

Cuando un soluto es agregado en un solvente se da un proceso de difusión de las moléculas del soluto hacia el seno de las moléculas del soluto y del solvente, lo cual ocurre solo y cuando entre las moléculas del soluto y del solvente se establezcan fuerzas interactivas capaces de vencer las fuerzas intermoleculares existentes en el cuerpo a dispersar. Es por ello que los solventes polares tienden a disolver a las sustancias de polaridad semejante, aunque este proceso puede ser interferido por la existen de moléculas más voluminosas que las del solvente y por ende, la existencias de fuerzas intermoleculares superiores a las que podrían establecerse entre el soluto y el solvente.

• Efecto de la Temperatura:

Generalmente un aumento de temperatura facilita el proceso de  disolución de un soluto. 

• Efecto de la presión:

Este es un factor que tiene efecto apreciable en la solubilidad de gases.

“La solubilidad de un gas en un liquido es directamente proporcional a la presión del gas sobre la solución”;

1.-DEFINA ESTEQUIOMETRIA, LEY DE PROUST, HIPOTESS DE AVOGADRO, OXIDOS DOBLES.

• ESTEQUIOMETRIA: Es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos en el transcurso de una reacción química. Estas relaciones se pueden deducir a partir de la teoría atómica, aunque históricamente se enunciaron sin hacer referencia a la composición de la materia, según distintas leyes y principios.
• LEY DE PROUST: O Ley de proporciones definidas.

Cuando dos o más elementos o compuestos se combinan para formar un mismo compuesto determinado, lo hacen siempre en una proporción en peso fija y constante. La composición centesimal de cualquier compuesto se mantiene constante.

1H₂      +          3H₂       =          2NH₃

MN₂     =            28  =   14=CTE

MH₂      6        3

• HIPOTESIS DE AVOGADRO: : Volúmenes iguales de todos los gases medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas.Se establece la primera definición entre atomo y molecula.
• OXIDOS DOBLES:

Son compuestos formados por la unión de dos óxidos diferentes, pero del mismo elemento metálico, el cual deberá actuar con los números de oxidaciones (+2, +3) o también con los números de oxidaciones (+2, +4), donde el oxido doble formando deberá tener su molécula de la forma

Para nombrarlos se emplea el prefijo DOBLE al nombre del metal, o también se unen los nombres de óxidos terminados en ICO Y OSO.

Por ejemplo:

Oxido doble de hierro (oxido férrico - ferroso):

Oxido ferroso:                     FeO 

                                                                                                 FeO           

Oxido férrico:   2                   

Oxido doble de plomo (oxido plúmbico - plúmboso)

Oxido plúmbico:                

                                                                                            PbO             

Oxido plúmboso:                PbO

2.-PROBLEMAS DE ESTEQUIOMETRIA:

1.-  En la siguiente ecuación:

2Li (s) + 2H2O (l)  → 2LiOH (ac) + H2 (g)

• ¿Cuántas moles de H2 se formaran al completarse la reacción de 6.23 moles de Li con agua?
• ¿Cuántos gramos de H2 se formaran al completarse la reacción de 80.57 g de Li con agua?

Solución:

Siguiendo los pasos del método del mol:

a)

Paso 1: La ecuación balanceada la proporciona el problema

Paso 2: No es necesario hacer ninguna conversión porque la cantidad de la materia prima, Li, está dada en moles.

Paso 3: Puesto que 2 moles de Li, producen 1 mol de H2,               o

2 moles de Li ≎ 1 mol de H2,

Las moles de H2 que se forman se calculan:

Moles de H2 producido = 6.23 mol de Li x  = 3.12 mol H2

Paso 4: Este paso no se requiere.

Paso 5: Se empieza con 6.23 moles de Li y se producen 3.12 moles de H2. Como 2 moles de Li producen 1 mol de H2, 3.12 moles es una cantidad razonable.

b)

Paso 1: La reacción es la misma que en el inciso a

Paso 2: El numero de moles de Li esta dado por:

Moles de Li = 80.57 g de Li x = 11.61 mol de Li

Paso 3: Debido a que 2 moles de Li producen 1 mol de H2, o 2 moles de Li ≎ a mol de H2, el numero de moles de H2 se calcula como sigue:

Moles de H2 producido = 11.61 mol de Li x  = 5.805 mol H2

Paso 4: A partir de la masa molar de H2 (2.016 g), se calcula la masa de H2 producido:

Masa de H2 producido = 5.805 mol de H2 x  = 11.70 g H2

Paso 5: Debido a que la masa molar de H2 es menor que la del Li, y se necesitan dos moles de Li para formar un mol de H2, se espera que la respuesta sea menor que 80.57g

2.-  La reacción entre el oxido nítrico (NO) y oxigeno para formar dióxido de nitrógeno (NO2) es un paso determinante para la formación de esmog fotoquímico:

2NO (g)     +     O2 (g)    →    2NO2 (g)

• ¿Cuántas moles de NO2 se formaran por la reacción completa de 0.254 mol de O2?
• ¿Cuántos gramos de NO2 se formaran por la reacción de 1.44 g de NO?

Solución:

Paso 1: La ecuación balanceada la proporciona el problema

Paso 2: No es necesario hacer ninguna conversión porque la cantidad de la materia prima, O2, está dada en moles.

Paso 3: Puesto que 1 mol de O2, producen 2 moles de NO2,               o

1 mol de O2 ≎ 2 moles de NO2,

Las moles de O2 que se forman se calculan:

Moles de O2 producido = 0.254 mol de O2 x  =0.508 mol de NO2

Paso 4: Este paso no se requiere.

Paso 5: Se empieza con 0.254 moles de 1 mol de O2 y se producen 0.508 moles de NO2. Como 1 mol de O2 produce 2 moles de No2, 0.508 moles es una cantidad razonable.

        b)

Paso 1: La reacción es la misma que en el inciso a

Paso 2: El numero de moles de NO está dado por:

Moles de NO = 1.44 g de NO x = 0.048 mol de NO

Paso 3: Debido a que 2 moles de NO producen 2 moles de NO2, o  2 moles de NO ≎ 2 mol de NO2, el numero de moles de NO2 se calcula como sigue:

Moles de NO2 producido = 0.048 mol de NO x  = 0.048 mol NO2

Paso 4: A partir de la masa molar de NO2 (29.99 g), se calcula la masa de NO2 producido:

Masa de H2 producido = 0.048 mol de NO2 x  = 2.207 g H2

Paso 5: Debido a que la masa molar de NO2 es mayor que la del NO, y se necesitan dos moles de NO2 para formar dos moles de NO, se espera que la respuesta sea mayor que 1.44 g.

3.-  Los alimentos que se ingieren son degradados, o desdoblados, en el cuerpo para proporcionar la energía necesaria para el crecimiento y para otras funciones. Una ecuación general global para este complicado proceso representa la degradación de glucosa (C6H12O6) a dióxido de carbono (CO2) y agua (H2O).

C6H12O6     +   6º2    →    6CO2    +  6H2O

Si un persona consume 856 g de v durante cierto tiempo, ¿Cuál es la masa de CO2 producida?

Solución:

Siguiendo los pasos del método del mol

Paso 1: Se proporciona la ecuación balanceada.

Paso 2, 3 y 4: A partir de la ecuaciónbalanceada se puede ver que 1 mol de C6H12O6 ≎ 6 moles de CO2

Las masas molares de C6H12O6 y CO2 son 180.2g y 44.01g respectivamente. Todos estos datos se combinan en una ecuación:

Masa de CO2 producida = 856 g  C6H12O6 x  x  x  = 1.25 x  g CO2

Paso 5: Debido a que un mol de C6H12O6 produce seis moles de CO2 y la masa molar de C6H12O6 es cuatro veces mayor que la de CO2, se espera que la masa de CO2 formado sea mayor que 856 g. Por lo tanto, la respuesta es razonable.

1.- La urea (NH2)2CO se prepara por la reacción del amoniaco con dióxido de carbono:

2NH3(g)   +   CO2(g)   →   (NH2)2CO(ac)   +   H2O(l)

En un proceso se hacen reaccionar 637.2 g de NH3 con 1142 g de CO2

• ¿Cuál de los dos reactivos es el reactivo limitante?
• Calcule la masa de (NH2)2CO que se formará.
• ¿Cuánto del reactivo en  exceso (en gramos) quedará sin reaccionar al finalizar la reacción?

Solución:

       a)

Debido a que no se puede saber, por simple inspección, cuál de los dos reactivos es el reactivo limitante, primero se deben convertir las masas en número de moles

Para ello se calcula las masas molares de los dos reactivos

 Masa molar de NH3 =  14.006 + 1.008x3 = 17.03 g

  Masa molar de CO2  = 12.01 + 16x2  = 44.01 g

Entonces:

Moles de NH3 = 637.2 g NH3 x   =  37.42 mol NH3

                   Moles de CO2 = 1142 g CO2 x  = 25.95 mol CO2

A partir del balance de la ecuación se observa que 2 moles de NH3 ≎ 1 mol de CO2 por tanto, el numero de moles de NH3, que se necesita con 25 moles de CO2 está dado por

25.95 mol de CO2  x   = 51.90 mol de NH3

Debido a que únicamente hay 37.42 mol de NH3 presentes y no son suficientes para que reaccione completamente el CO2, el NH3 debe ser el reactivo limitante y el CO2 el reactivo en exceso.

      b)

La cantidad de (NH2)2CO producida se determina con la cantidad de reactivo limitante presente. Así, se escribe

Masa de (NH2)2CO = 37.42 mol NH3

Masa de (NH2)2CO = 1124 g (NH2)2CO

     c)

El número de moles de reactivo en exceso (CO2) sin reaccionar es

25.95 mol CO2 -   = 724 mol CO2

y

masa de CO2 recuperado = 7.24 mol CO2 x  

             =  319 g CO2

2.-  Se tiene la siguiente reacción:

MnO2   +   4HCl   →    MnCl2   +    Cl2  +   2H2O

Al inicio se pone a reaccionar 4.5 g de MnO2 con 4 g de HCl. ¿Cuánto MnCl2 , Cl2 y H2O se obtiene? Calcula la cantidad de reactivo en exceso que queda sin reaccionar.

Solución:

La ecuación química está balanceada. Calculamos la cantidad de sustancia inicial de los reactivos. Las masas molares necesarias son 86.94 g para el MnO2 y 36.458 g para el HCl. Con estos datos calculamos la cantidad de sustancia inicial.

Para el MnO2:

Numero de moles de MnO2  = 4.5 g MnO2 x = 0.0518 moles de MnO2

Numero de moles de HCl = 4.0 g HCl x  = 0.1097 moles de HCl

Estas son las cantidades de sustancias iniciales de cada uno. Ahora trabajamos con cada reactivo por separado Ahora trabajamos con cada reactivo por separado.

Utilizamos la cantidad de sustancia inicial de MnO2(0.0518 moles) y HCl(0.1097 moles)

Con la cantidad de MnO2 que hay al inicio, calculamos lo que se puede obtener de cantidad de sustancia de MnCl2:

n MnCl2= 0.0518mol MnO2 x  =  0.0518 mol MnCl2

Ahora utilizamos la cantidad inicial de HCl para conocer cuánto MnCl2 se puede obtener:

n MnCl2= 0.1097mol HCl x  =  0.0274 mol MnCl2

         Con la cantidad de sustancia inicial de HCl se obtiene menos cantidad de sustancia de producto que con la cantidad de sustancia inicial de MnO2, lo que quiere decir que el HCl es el reactivo limitante y el MnO2 está en exceso.

        Los cálculos siguientes los haremos con base en la cantidad inicial de reactivo limitante, es decir HCl.

        Calculamos la cantidad de sustancia de MnCl2 que se obtiene a partir de 0.1097 moles de HCl (corresponde al último cálculo realizado) y se transforma en gramos

n MnCl2= 0.0274 mol MnCl2 x  = 3.4481 g de MnCl2

La respuesta es que se obtienen 3.4481 g de MnCl2 a partir de 4.5 g de MnO2 y 4 g de HCl.

Es claro que con estos datos es posible calcular la cantidad de Cl2 y de H2O que se obtiene en la misma reacción. Para ello hay que utilizar las razones estequiométricas correspondientes a partir del reactivo limitante HCl:

n Cl2 =  0.1097 moles de HCl x  x  = 1.9428 g de HCl.

n H2O =  0.1097 moles de HCl x  x  = 0.9872 g de H2O

También es importante calcular la cantidad de reactivo en exceso que queda sin reaccionar. En el ejemplo, el reactivo en exceso es el MnO2. Calculamos la cantidad de MnO2 que reacciona con 0.1097 moles de HCl.

n MnO2= 0.1097mol HCl x  =  0.0274 mol MnCl2

Al inicio teníamos 0.0518 moles de MnO2. Reaccionaron 0.0274 moles. Para saber lo que queda del reactivo en exceso no hay más que restarle a la cantidad de sustancia que se tenía inicialmente, la cantidad de sustancia que reaccionó. Haciéndolo

Sustancia en exceso = 0.0518 – 0.0274 = 0.0244 moles de MnO2 x

                            = 2.1212 g de MnO2

1.-  El titanio es un metal fuerte, ligero y resistente a la corrosión, que se utiliza en la construcción de naves espaciales, aviones, motores para aviones y armazones de bicicletas. Se obtiene por la reacción de cloruro de titanio (IV) con magnesio fundido entre 950 y 1150°C:

TiCl4 (g)   +   2Mg (l)    →   Ti(s)   +   2MgCl2 (l)

En cierta operación industrial, se hacen reaccionar 3.54 x g de TiCl4 con 1.13 x g de Mg

• Calcule el rendimiento teórico de Ti en gramos.
• Calcule el porcentaje del rendimiento si en realidad se obtiene 7.91 x g de Ti

Solución:

• Primero se calcula el numero de moles de TiCl4 y de Mg inicialmente presentes:

Moles de TiCl4 =  3.54  x  g de TiCl4 x       1 mol       =  1.87 x mol TiCl4

                                                                  189.7 g TiCl4

       Moles de Mg  = 1.13 x g Mg x    1 mol Mg     = 4.65 x  mol Mg

      A continuación se determina cuál de las dos sustancias es el reactivo limitante. A partir de la ecuación balanceada se observa que 1 mol de TiCl4  2 moles de Mg; por tanto, el numero de moles de Mg necesario para reaccionar con 1.87 x moles de  TiCl4 es

1.87 x mol TiCl4   x     2 mol Mg     =   3.74 x mol Mg

                                                        1 mol TiCl4

        Puesto que están presentes 4.65 x  mol Mg, más de lo necesario para reaccionar con la cantidad de TiCl4 que se tiene, el Mg debe ser el reactivo en exceso y el TiCl4, reactivo limitante.

        La ecuación muestra que 1 mol de a ecuación muestra que 1 mol de TiCl4  1 mol de Ti; por tanto la masa teórica de Ti que se forma es

3.54 x  g  TiCl4  x    1 mol TiCl4      x     1 mol Ti     x   47.88 g Ti  =  8.93 x   g Ti

                                189.7 g TiCl4       1 mol TiCl4          1 mol Ti

• Para calcular el porcentaje de la ecuación rendimiento se escribe:

% de rendimiento =     rendimiento real      x  100%

                                                         rendimiento teórico

                         % de rendimiento =   7.91 x  g  x 100%

                                                           8.93 x  g

                                                 =  88.6 %

3.- SEMEJANZAS Y DIFERENCIAS DE LOS ALCALINOS,HALOGENOS Y METALES:

4.- USO ENERGETICO DEL H:

El H puede quemarse directamente para la generación de electricidad mediante turbinas de gas y ciclos compbinados o directamente como combustible de motores:

Combustion directa:Los gases de combustión producidos, pueden llevarse directamente a una turbina de vapor/turbian de gas para la generación de electricidad.

Combutible de motores: Una de las aplicaciones tradicionales del H ha sido como combustible de cohetes y transbordadores.

5.- DEFINE ELECTRONES, CRIOLITA, FUERZAS DE VAN DER WAALS:

• F.Van Der Waals: Las fuerzas intermoleculares son las fuerzas de atracción existentes entre las moléculas de las sustancias covalentes.

a) Fuerzas dipolo—dipolo. Son fuerzas atractivas que aparecen entre dipolos eléctricos formados por moléculas polares. Cuanto mayor sea el momento bipolar de la molécula mayor es la fuerza atractiva.

b) Fuerza dipolo—dipolo inducido. Las moléculas polarizadas próximas a átomos o moléculas no polares, pueden provocar en ésta un desplazamiento de la carga electrónica, produciendo un dipolo inducido, apareciendo de esta forma una débil fuerza atractiva.

c) Fuerzas de dispersión. Son fuerzas atractivas que aparecen entre moléculas no polarizadas. En un momento dado la molécula no polar puede provocar un momento bipolar inducido instantáneo. La distribución de carga cambia rápidamente, pero el momento bipolar promedio es nulo, de ésta forma puede haber pequeñas fuerzas atractivas.

•  Enlace Dativo: Consiste en que el “par electrónico enlazante” es aportado por un solo átomo.(Uno esta dispuesto a donar y el otro a aceptar)

• Electrolisis: Parte de la química que trata de la relación entre las corrientes eléctricas y las reacciones químicas, y de la conversión de la energía química en eléctrica y viceversa. En un sentido mas amplio, la electrolisis es el estudio de las reacciones químicas que producen efectos eléctricos y de los fenómenos químicos causados por la acción de las corrientes.

Criolita: La criolita es un mineral del grupo III (halogenuros) según la clasificación de Strunz. Es un fluoruro de aluminio y sodio (Na₃AlF₆) . Su importancia proviene de su facilidad de disolver el óxido de aluminio (Al₂O₃); por esta razón se emplea fundida como fundente de la alúmina en la obtención de este metal por electrólisis.

6.- PROBLEMAS DE BALANCEO: METODO DE COEFICIENTE INDETERMINADO, POR REDOX, POR M.ION ELECTRON:

1)        Balancear.

• Se colocan delante de cada una de las sustancias un coeficiente literal (a, b, c, d, e, etc.)

• Se realiza el balance del numero de átomos, considerando que este número debe ser igual en ambos miembros (reactantes y productos).

Se forman así un sistema de ecuaciones algebraicas, para cada elemento.

H: 2a + b = 2d

O: 4a = 2c +d

S: a = c

Br: b =2e.

• Se procede a  desarrollar  las  ecuaciones algebraicas.

H: 2a + b = 2d……………………….. (1)

O: 4a = 2c +d………………………… (2)

S: a = c…………………………….…. (3)

Br: b =2e……………………………… (4)

• Como hay cinco variables y solo cuatro ecuaciones, elaboramos una quinta ecuación dándole el coeficiente de uno al la variable que mas repite o al más simple, que este  caso  es “a”, y sustituimos  en las  demás  ecuaciones:

Entonces: a = 1, implica en (2)   c  = 1

Luego en (3): 4(1) =  2(1) + d  d = 2

En (1): 2(1) + b = 2(2)   b = 2

Finalmente en (4): 2 = 2e   e =1

De surgir coeficientes fraccionarios, conviene multiplicarlos todos, por el común denominador para hacerlos números enteros, y a estos se les asume como resultado.

• Finalmente se remplazan los coeficientes obtenidos, en la ecuación química:

1.    H₂SO₄   +   HBr   ®   SO₂  +  H₂O  +  Br₂    

•    H₂ SO₄   +   NaCl   +   MnO₂  ®   H₂O   +   NaHSO₄    +    MnSO₄  +   Cl₂
•     HgS   +   HCl   +HNO₃     ®         H₂HgCl₄   +    NO    +    S    +   H₂O

Balancear  por REDOX:

1.Cu  +    HNO₃®     Cu(NO₃)₂    +    NO    +    H₂O

2.    NaClO₃   +   K₂SnO₂   ®   NaCl   +   K₂SnO₃

3.    FeS₂   +   O₂   ®   Fe₂O₃   +   SO₂

4.    Zn   +  NaNO₃   +   NaOH   ®   Na₂ZnO₂  +   NH₃   +   H₂O

5.    KMnO₄   +   H₂SO₄   +   H₂O₂   ®  MnSO₄  +    O₂   +   K₂SO₄

BALANCEAR POR ION ELECTRON:

                    Balancear:

                                    Zn   +   HNO₃   ®   NO   +    Zn(NO₃)₂     +  H₂O

• Escribimos los números de oxidación, e identificamos los cambios:

• Planteamos las semirreacciones:

                            Zn⁰       →       Zn²⁺

                           (NO₃)^-     →       NO⁰

• Realizamos  el  balance de masa:                       

                           Zn⁰        →      Zn²

                          (NO₃)^-   +    4H⁺   ®       NO⁰   +   2H₂O

• Ahora balanceamos la carga:

                          Zn⁰       →      Zn²⁺   +   2e^-

                         (NO₃)^-   +    4H⁺  + 3e^-    ®     NO⁰   +   2H₂O

• Igualamos el número de electrones:

• Sumamos algebraicamente:

• Introducimos los coeficientes encontrados y ajustamos:

• Balanceamos los elementos que no han variado (en este caso no es necesario):

                          3 Zn +  8 HNO₃      ®    3 Zn(NO₃)₂   +   2 NO  +   4 H₂O

                                                                                                                           (Verificar)

El zinc se ha oxidado y es el reductor.

El ácido nítrico se ha reducido y es el oxidante.

Balancear  por Ion Electrón : Medio Ácido:

•  KMnO₄   +    H₂S    +  HCl   →  MnCl₂  +   S   +  KCl  +   H₂O
•  Br₂    +   SO₂   +   H₂O   → HBr    +    H₂SO₄
•  HNO₃   +  H₂S   →   NO   +   S    +   H₂O
•  Ca(ClO)₂   +  KI    +   HCl    →   I    +     CaCl₂    +   H₂O    +   KCl
•  KCl    +   KMnO₄  +    H₂SO₄     →   MnSO₄  +   K₂SO₄   +  H₂O  +   Cl₂

Balancear  por Ion Electrón:  Medio Básico:

1.   Zn  +  NaNO₃  +  NaOH   ®    Na₂(ZnO₂)   +  NH₃  +  H₂O

2.   KMnO₄   +   NH₃ ®    KNO₃    +   MnO₂    +   KOH   +   H₂O

3.   Fe(OH)₂   +   O₂   +   H₂O®  Fe(OH)₃

4.   Ag₂SO₃   +    AgBr    +  H₂O

7.- PROPIEDADES DE COMPUESTOS COVALENTES:

• Generalmente se da entre no metales o elementos de alta E.N.
• Los electrones se comparten.
• Es de naturaleza electromagnética por la unión de regiones de orbitales.
• La diferencia de electronegatividad es baja.        0 ≤ rEN ≤ 1,7
• La mayoría de los compuestos covalentes forman moléculas y suelen presentarse en estado líquido o gaseoso aunque también pueden ser sólidos. Por lo tanto sus puntos de fusión y ebullición no son elevados.
• La solubilidad de estos compuestos es elevada en disolventes polares, y nula su capacidad conductora.
• Los sólidos covalentes macromoleculares, forman redes cristalinas como el grafito y el diamante, tienen altos puntos de fusión y ebullición, son duros, malos conductores y en general insolubles.

8.- DIFERENCIA DE TIPOS DE ENLACE:

9.- PROBLEMAS DE FUNCIONES QUIMICASINORGANICAS Y DE SALES

10.- CÓMO DEMUESTRA LA OCURRENCIA DE UNA RX QUIMICA:

La ocurrencia de una Rx  química en forma natural o artificial trae consigo cambios evidentes, que se pueden percibir a través de nuestros entidos.

• Cambio de color, sabor u olor; Ej; El cobre metalico(rojizo) al oxidarse forma un solido de color verde(oído cúprico).
• Liberación o absorción de energía calorífica
• Desprendimiento de un gas: Cuando se mezcla un solido con una solución acuosa generalmente.
• Formacion de precipitaciones: Cuando se mezclan dos soluciones acuosas generalmente.

11.- NUMEROS CUANTICOS, QUE SON, CUALES Y DIFERENCIA ENTRE ELLOS:

Los números cuánticos determinan la región del espacio-energía de mayor probabilidad para encontrar a un electrón.

12.- PROBLEMAS DE CONFIGURACION ELECTRONICA

13.- PROBLEMAS DE MOLARIDAD,MOLALIDAD,NORMALIDAD

14.- TABLA PERIODICA: COMO VARIA EL PODER REDUCTOR, CARÁCTER METALICO, RADIO ATOMICO, ENERGIA DE IONIZACION, AFINIDAD ELECTRONICA, ELECTRONEGATIVIDAD Y PODER OXIDANTE.

PODER REDUCTOR:

CARACTER METALICO: Se refiere a la facilidad que tienen los metales de perder los electrones de su último nivel

RADIO ATOMICO:

R.ATOMICO> R. COVALENTE>R.ION POSITIVO.

ENERGIA DE IONIZACION:

Es la energía necesaria para arrancar el electrón.

AFINIDAD ELECTRONICA: “Es la energía intercambiada cuando un átomo gaseoso captura un e^–  y forma un anión”.

ELECTRONEGATIVIDAD: La electronegatividad es la tendencia que tienen los átomos de un elemento a atraer hacia sí los electrones cuando se combinan con átomos de otro elemento.(IGUAL QUE LA AFINIDAD ELECTRONICA)

PODER OXIDANTE:

15.- PROPIEDADES PARTICULARES DE LA MATERIA:

• DUCTILIDAD: facilidad para transformarse en hilos. Ejemplo: Cobre.
• MALEABILIDAD: capacidad para convertirse en láminas. Ejemplo: estaño.
• DUREZA: resistencia que opone un cuerpo a ser rayado. Un cuerpo es más duro que otro si lo raya. Para saber la dureza se usa habitualmente la escala de Mohs: (talco, yeso, calcita, fluorita, apatito, ortoclasa, cuarzo, topacio, corindón, diamante)
• TENACIDAD: Resistencia que opone un cuerpo a romperse. La propiedad opuesta es la FRAGILIDAD. Ejemplo: el plomo es muy tenaz y el vidrio es muy frágil.
• VISCOSIDAD: Propiedad de los líquidos de circular con dificultad por conductos. En caso contrario nos referimos a FLUIDEZ. Ejemplo: el aceite es menos denso que el agua, pero es más viscoso que ella.
• ELASTICIDAD: Facilidad para recuperar la forma primitiva una vez que cesa la fuerza que provoca la deformación. La propiedad opuesta es la PLASTICIDAD. Ejemplos: muelle y plastilina.
•  PUNTOS DE FUSIÓN Y EBULLICIÓN: El cambio de estado de sólido a líquido se llama fusión a la temperatura constante a la que se produce punto de fusión. De igual forma si un líquido pasa a estado gaseoso hablamos de ebullición y la temperatura a la que se produce será el punto de ebullición.
•  CAPILARIDAD Y TENSIÓN SUPERFICIAL: Propiedades de ciertos líquidos originados por las fuerzas de cohesión entre las moléculas del líquido y otros objetos.

16.- PROBLEMAS DE ISOTOPOS, ISOBAROS E ISOTONOS.

17.- PROBLEMAS DE NUMERO DE OXIDACION, AGENTES REDOX Y VALORACION

18.- FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD:

La naturaleza del soluto y del solvente, la temperatura y la presión.

• La naturaleza del Soluto y Solvente:

Cuando un soluto es agregado en un solvente se da un proceso de difusión de las moléculas del soluto hacia el seno de las moléculas del soluto y del solvente, lo cual ocurre solo y cuando entre las moléculas del soluto y del solvente se establezcan fuerzas interactivas capaces de vencer las fuerzas intermoleculares existentes en el cuerpo a dispersar. Es por ello que los solventes polares tienden a disolver a las sustancias de polaridad semejante, aunque este proceso puede ser interferido por la existen de moléculas más voluminosas que las del solvente y por ende, la existencias de fuerzas intermoleculares superiores a las que podrían establecerse entre el soluto y el solvente.

• Efecto de la Temperatura:

Generalmente un aumento de temperatura facilita el proceso de  disolución de un soluto. 

• Efecto de la presión:

Este es un factor que tiene efecto apreciable en la solubilidad de gases.

“La solubilidad de un gas en un liquido es directamente proporcional a la presión del gas sobre la solución”;