quimica libro 1

PROTON NEUTRON

NUCLEO

ELECTRON

1

SIR JOSEPH JOHN THOMPSON ( 1856 – 1940 )

Nació el 18 de diciembre de 1856 creca de Manchester, Lancashire Inglaterra. Hijo de un librero que quiso que Thompson fuera ingeniero. Con catorce

En toda reacción química intervienen sustancias que se transforman en otras de distinta naturaleza. La mínima porción una sustancia capaz de entrar en las reacciones químicas se denomina átomo.

Hasta fines del siglo XIX se creía que los átomos eran pequeñísimas esferas, indivisibles e idénticas entre si para cada elemento. La diferencia de masa y de algunas propiedades específicas de esos átomos diferenciaría a una sustancia de otra.

Ahora se sabe que el átomo esta formado por un núcleo, compuesto de protones – carga positiva- y neutrones – desprovisto de carga eléctrica- alrededor del cual gira en orbitas los electrones, que contienen la mínima carga posible de electricidad negativa.

CAPITULO II

ESTRUCTURA ATÓMICA I

QUIMICA: Teoría y Problemas2

años ingresó en Owens Collage (hoy parte de la Universidad de Manchester) posteriormente lo hizo en el Trinity Collage, de la Universidad de Cambridge, donde también enseñó Matemáticas y Física, ejerció como profesor de Física Experimental en el laboratorio de Cavendish, y fue rector del Trinity Collage (1918 - 1940). Además fue presidente de la Sociedad Real (1915 - 1920)y profesor de filosofía natural de la Institución regia de Gran Bretaña (1905 - 1918). Le concedieron en 1906 el Premio Nobel de Física, gracias a su trabajo sobre la conducción de la electricidad a través de los gases.

Se le consideró el descubridor del electrón por sus experimentos con el flujo de partículas (electrones) que componen los rayos catódicos. En 1898 elaboró la teoría del pudín de ciruelas de la estructura atómica, en la que sostenía que los electrones eran como ‘ciruelas’ negativas incrustadas en un ‘pudín’ de materia positiva. En 1908 fue nombrado Sir. En 1890 se caso con Rose Elisabeth, hija de Sir George E. Pager, K. C. B. Falleció el 30 de agosto de 1940.

La Teoría Atómica se basa en la suposición (ratificada después por datos experimentales) de que

la materia no es continua, sino que está formada por partículas distintas. Esta teoría describe una

parte de nuestro mundo material a la que no es posible acceder por observación directa, y permite

explicar las propiedades de las diversas sustancias.

El concepto de átomo ha ido pasando por diversas concepciones, cada una de las cuales explicó

en su momento todos los datos experimentales de que se disponía, pero con el tiempo fue necesario

modificar cada modelo para adaptarlo a los nuevos datos. Cada modelo se apoya en los anteriores,

conservando determinados aspectos y modificando otros.

La primera aparición conocida del concepto de átomo procede de una escuela filosófica griega

(Demócrito, Leucipo), la cual consideraba que la sustancia esencial de cualquier objeto debía

permanecer constante, y trató de conciliar esa idea con el hecho de que en la materia se puede

“El átomo está formado por electrones, los cuales se mueven en una esfera de carga eléctrica positiva uniforme”

(JOSEPH JOHN THOMPSON)

3

observar un cambio constante.

Sin embargo, esta primera aproximación no puede considerarse una teoría científica, tal y como la

entendemos hoy en día, ya que le faltaba el apoyarse en experimentos rigurosos (la idea moderna de

que el conocimiento científico debe apoyarse siempre en experimentos que cualquiera pueda

reproducir, procede del Renacimiento, con los trabajos de Copénico, Galileo, Newton...). La primera

teoría científica sobre el átomo fue propuesta por John Dalton a principios del siglo XIX, y a partir de

ahí se fueron proponiendo diversos modelos.

ESTRUCTURA ATÓMICA I

El Modelo Atómico de Dalton .- Dalton usaba símbolos, y no letras, para representar los elementos. En los primeros años del siglo XIX, John Dalton desarrolló su teoría atómica, en la que proponía de que cada elemento químico estaba compuesto por átomos iguales y exclusivos, y que aunque eran indivisibles e indestructibles, se podían asociar para formar estructuras más complejas (los compuestos químicos). Cómo llegó Dalton a esta teoría es algo que no está muy claro, pero le sirvió para explicar ciertos misterios sin resolver de la química que estaban estudiando él y sus contemporáneos.

El primero fue la ley de conservación de la masa, formulada por Antoine Lavoisier en 1789, que afirma que la masa total en una reacción química permanece constante (esto es, la masa de los reactivos es igual a la masa de los productos). Esta ley le sugirió a Dalton la idea de que la materia era indestructible.

El Modelo Atómico de Thompson.- J. J. Thompson (1856 - 1940) observó que, de un átomo escapaban partículas cargadas con electricidad negativa a las que denominó electrones. A partir de ello Thompson concibió al átomo en 1898 como una esfera de electricidad positiva en la que los electrones negativos estarían incluidos. Casi todas la mas del átomo estaría asociada a la electricidad positiva, conclusión que se deducía al observar como los fragmentos positivos de los átomos eran mucho más pesados que los electrones modelo al que llamo del “budín de pasas”.

Modelo de Rutherford.- En 1911, Lord Ernest Rutherford llevó a cabo un experimento: consistió en investigar la dispersión de las partículas alfa al atravesar delgadas láminas metálicas. Según el Modelo de Thompson, el metal estaría formado por átomos, que serían esferas positivas conteniendo electrones negativos, es decir, que el metal sería un mar de electricidad positiva con cargas negativas en su seno. Se pensó que los rayos alfa atravesarían en línea recta la lámina metálica, y dado que la carga positiva y la masa estarían uniformemente repartidas por todo el metal no existía razón para que las partículas alfa se desviasen de su trayectoria inicial y no se abriesen paso rectilíneo a través del metal.

Conforme a lo esperado, el 99% de las partículas alfa pasaron línea recta, pero hubo algunas que se desviaron ángulos bastante grandes, y un número muy reducido de ellas se reflejaron y retrocedieron sus trayectorias. Para Rutherford el resultado era increíble. He aquí sus propias palabras : “era casi tan increíble como si alguien disparase una granada de 15 pulgadas contra un trozo de papel de seda, fuese rechazada y golpease al lanzador”. Según Rutherford, la única posibilidad de espaciar una desviación tan grande es admitir que la electricidad positiva y la masa se concentran en regiones muy pequeñas. Así Rutherford sugirió que el átomo posee un núcleo o centro, en el que se encuentra su masa y su carga positiva con electrones girando a su alrededor del núcleo en órbitas circulares (algo parecido a los planetas girando alrededor del Sol).

La Teoría de los Quarks.- De acuerdo con la teoría de los quarks, estos vienen en seis formas: arriba, abajo, extraño, encantado, fondo y cima. Los neutrones y los protones son en esencia tripletas de quarks; los piones son pares. Junto con los leptones, los quarks parecen ser las unidades constitutivas del universo.

Como si esto fuera poco, los científicos han estado convencidos de que cada partícula tiene su antipartícula, su imagen reversa invisible, semejante pero en todos los sentidos opuesta. Por cada electrón existe un positrón invisible de carga positiva; por cada quark un antiquark, etc. Alguna vez se pensó que debería existir en el universo tanta materia como antimateria; pero ahora los científicos creen

QUIMICA: Teoría y Problemas

10000 Partículas Alfa

ÁTOMO

NÚCLEO

ELECTRONES

Rebota 1

Atraviezan 9999

4

que en su mayoría fue destruida, poco después del Big Bang, junto con la mayor parte de la matería, quedando sólo la pequeña cantidad existente en el universo actual.

EXPERIMENTO DE RUTHERFORD

NÚCLEO

Es una pequeña región central del átomo donde se encuentran distribuidos los neutrones y protones, partículas fundamentales del núcleo, que reciben el nombre de nucleones.

La estabilidad del núcleo no puede explicarse por su acción eléctrica. Es más, la repulsión existente entre los protones produciría su desintegración. El hecho de que en el núcleo existan protones y neutrones es un indicador de que debe existir otra interacción más fuerte que la electromagnética que no está directamente relacionada con carga

con cargas eléctricas y que es mucho más intensa. Esta interacción se llama nuclear y es la que predomina en el núcleo.

ÁTOMO

Según la química, el átomo es la mínima porción de materia, que conserva las propiedades del elemento donde se encuentre.

Matemáticamente, es un sistema dinámico, eléctrico y energético en equilibrio en cuya parte central contiene al núcleo responsable de la masa del átomo en donde se encuentra los protones y neutrones; alrededor del núcleo se encuentra la nube electrónica que contiene a los electrones, en regiones determinadas llamadas orbitales o reempe.

Partículas Fundamentales

Partículas Protón Neutrón Electrón

Símbolop,

11H

n, 10n

e, 0

−1e

Descubridor Rutherford (1919) Chadwick (1932) Thompson (1897)

Masa absoluta 1,672 x 10-24 1,675 x 10-24 9,11 x 10-28

10 cm-12

10 cm- 8

Nube electronica(Electrones)

Nucleo- Neutrones- Protones

PROTON NEUTRON

NUCLEO

ELECTRON

5

Masa relativa (UMA) 1,007 1,008 0,00055

Carga absoluta (C) +1,6 x 10-19 0 -1,6 x 10-19

Carga convencional +1 0 -1

Representación del Núcleo de un Elemento

donde :E : símbolo del elemento Z : número atómico, #P, carga nuclear A : número de masa q : carga

n : número de Se cumple : A = Z + n n = A – Z neutrones

Para un átomo neutro se cumple : #P = #e = Z

Ejemplo :

Nuclido A n Z e

146C 14 8 6 6

Completar :

Átomo A p e N

147N

2311

Na

3517Cl

Ión.- Es un átomo con carga electrónica pudiendo ser.

a. Catión .- Átomo con carga positiva (+) debido a que pierde electrones.

b. Anión .- Átomo con carga negativa (-) debido a que gana electrones.

Ejemplos:

Átomo A p e N

2412

Mg+ 2

5626

Fe+3

168O−2

3115

P−3

AZE±q

¡Interesante!


EJERCICIOS DE APLICACIÓN

1. De las proposiciones :

I. En un átomo sólo existen protones, neutrones y electrones.

II. La región de mayor tamaño en el átomo es la nube electrónica.

III. El núcleo atómico no posee carga eléctrica.

IV. La masa del protón es similar al del electrón.

Son correctas:

a) I, II b) II y III c) III, IVd) Sólo II e) I, III, IV

2. Indique con (V) verdadero ó (F) falso según corresponda

I. El átomo conserva las propiedades de un elemento químico.

II. El número de masa señala el número de nucleones.

III. El número de neutrones identifica a un elemento químico.

a) FVF b) VFV c) VVFd) FFV e) VFF

3. ¿Cuántas proposiciones son verdaderas?

El número de neutrones se obtiene restando el número atómico del número de masa.

Un átomo se carga positivamente si pierde electrones.

Un anión es un ión negativo. No existen 2 elementos diferentes con

el mismo valor de “z”.

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

4. Señale la proposición incorrecta :

a) En todo átomo neutro #p+ = #nºb) El núcleo atómico posee carga positivac) El protón es más pesado que el electrónd) La unidad fundamental de carga

eléctrica es la del electróne) Las partículas fundamentales en el

núcleo se denominan nucleones

5. La diferencia de cuadrados del número de masa y atómica es igual a 96; si la cantidad de neutrones es 6. Determinar la cantidad de nucleones de dicho átomo.

a) 6 b) 9 c) 11d) 13 e) 15

6. Un catión trivalente cumple la siguiente

relación :

A+z−NA−z =

2614 ; además “A” es

menor de 50. Calcular :

z+qA+z .

(q : carga del catión)

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

7. Si la suma de electrones de los átomos A y B son 54. Determinar la cantidad de electrones de los iones A+2 y B-1.

a) 50 b) 51 c) 52d) 53 e) 54

8. En un átomo neutro se cumple que su cantidad de nucleones es al número de electrones como 8 es a 3. Determine el número de nucleones que posee dicho átomo, sabiendo que posee 50 neutrones.

a) 30 b) 40 c) 50d) 80 e) 68

9. Los iones x-3 , y+3 , z-4 poseen en total 84 electrones. ¿Cuántos electrones poseen en total los iones : x+1 , y-2 , z+5?

a) 75 b) 80 c) 76d) 78 e) 82

10. La relación entre el número de neutrones y electrones en un anión trivalente es 0,7. Hallar su número de partículas neutras, si su número de nucleones es 14.

7

a) 5 b) 10 c) 7d) 6 e) 11

11. La suma de los protones de los siguientes iones x-3 , y+5 , w-1 es 87. Hallar la suma de sus electrones.

a) 84 b) 85 c) 86d) 87 e) 88

12. En cierto átomo se cumple A = 2√ zN , además la carga nuclear es 30. Determinar su número de neutrones.

a) 15 b) 30 c) 45d) 60 e) 75

13. Para cierto átomo se cumple:

A−zA+z =

37 .

Calcular : E =

4 A−3 z2 A+5 z

a) 1/2 b) 3/11 c) 7/10d) 5/13 e) 11/19

14. Se tiene la siguiente especie 5a3a

E+3

, si posee 34 partículas neutras. Hallar el valor

de la expresión:

A+z+8

¿ e−

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

15. Con respecto al siguiente ión señalar lo

correcto : 5927Co+ 3

a) Presenta 76 partículas fundamentalesb) Presenta 27 electronesc) Tiene 58 nucleones

d) Es isótono con 6230

Zn

e) Es isoelectrónico con 26Fe-2

16. El catión X+2 es isoeléctrico con y Y-2. (z=21, A = 43) e isótono con Fe+2 ( z =26, A =56) .Calcular:i. Numero de electrones en el ion X-2

ii. Número másico de X+2

a) 27e, 55 b) 30e, 80 c) 16e, 25d) 8e, 18 e) 20e, 44

TAREA DOMICILIARIA

1. Indicar verdadero ó falso según corresponda

En el núcleo atómico solamente se encuentran protones y neutrones.

De acuerdo a las masas se cumple :

me− <

mp+

< mn∘

El núcleo atómico es 10000 veces más pequeño que el tamaño del átomo aproximadamente.

El electrón del átomo de hidrógeno es más pequeño que el electrón del átomo de oxígeno.

a) VVFV b) FVFV c) FVFFd) FVVF e) VVVF


El átomo es la mínima porción de materia y es indestructible.

El átomo posee un núcleo muy pequeño que es compacto macizo y de carga neutra.

En la nube electrónica se encuentra casi el 99,99% de la masa del átomo por ser más grande que el núcleo.

El átomo generalmente posee 3 partículas elementales.

a) FFVV b) FVVF c) VVVF

d) VFVF e) FVFF

3. Para las siguientes especies 3517Cl−1

y 3919

K +1

. ¿Cuántas proposiciones son correctas?

I. El Cl-1 posee 18 protonesII. El K+1 excede en 4 neutrones al Cl-1

III. El K+1 posee 39 nucleonesIV. La suma de electrones de ambos es

36V. La suma de protones de ambos iones

es 34

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

4. Un catión trivalente posee 23 electrones y 30 neutrones. Calcular el número de nucleones que posee dicho átomo.

a) 51 b) 30 c) 53d) 56 e) 55

5. Los iones x-1 , y+3 , z+4 poseen en total 84 protones. ¿Cuántos electrones poseen en total los iones x+1 , y-2 , z+5?

a) 80 b) 84 c) 88d) 76 e) 72


6. Si la suma de electrones de los iones A-4 y B+3 es 120. Determinar la suma de electrones de los iones A+6 y B-1.

a) 115 b) 116 c) 117d) 118 e) 114

7. La semidiferencia entre el número de neutrones y el número de protones de un átomo con número de masa 76, es 25. Determinar el número de electrones que presentará el catión divalente de dicho átomo.

a) 10 b) 8 c) 9d) 11 e) 7

8. Determinar la cantidad de electrones de un átomo, si el número de masa es 160 y la relación existente entre su número de masa y su número de neutrones es de 16 a 9.

a) 65 b) 70 c) 80d) 90 e) 100

9. El catión A20X+3

tiene 25 neutrones. Hallar la cantidad de electrones que tiene el catión.

a) 26 b) 20 c) 17d) 22 e) 28

10. Sea el siguiente ión 40zX−2

posee 20 electrones. Hallar la cantidad de neutrones del átomo.

a) 16 b) 20 c) 24d) 28 e) 22

11. Hallar “a + b” en : 22 X+2 bY-1

#e- = a #e- = 10

a) 26 b) 27 c) 28d) 29 e) 30

12. La diferencia de cuadrados de sus número de masa y atómico es 408 y su número de neutrones es 12. Calcular su número de masa.

a) 12 b) 11 c) 23d) 25 e) 24

13. Dados los núclidos

Núclido zE z+1X z+3R#n n +

1n + 2

n + 3

Se sabe que la suma de sus números de nucleones es 133. Hallar el número de

masa del núclido z+nz

E

a) 39 b) 40 c) 41d) 42 e) 43

14. Se tiene un átomo con 60 nucleones y 33 neutrones. Determinar la cantidad de electrones que presenta el anión divalente de dicho átomo.

a) 25 b) 27 c) 29d) 31 e) 23

15. Un átomo neutro contiene 22 neutrones y su catión trivalente posee 49 partículas fundamentales. Determinar el número de protones del átomo.

a) 12 b) 15 c) 16d) 18 e) 20

16. Se tiene los átomos z X+A1 ; z X+A2 donde la suma de sus números de neutrones es 141 ; Calcular cuántos electrones “p” tiene apareados en uno de los átomos.

a)9 b) 12 c) 6d) 18 e) 3

17. Si el número de neutrones del núcleo de un átomo es la tercera parte de la suma del número atómico con el número de masa. Luego calcular el valor del número atómico en función del número de masa.

a)A+1 b) 2/3A c) A/3d) 3/2A e) A/2

18. Un electrón al descender de un nivel a otro nivel energético pierde 2,84.10-12 ergio en forma de un fotón de luz monocromático. Calcular la coloración aproximada del fotón.

a)Verde b) Rojo c) Azuld) Amarillo e) Indigo

19. ¿ Cual es el mínimo y máximo número de electrones que se pueden distribuir en un átomo que presente cinco niveles de energía?.

a)18;26 b) 20;28 c) 37;54d) 36;64 e) 41;61

20. ¿Cuántos orbitales desapareados tiene un átomo sabiendo que la semidiferencia entre la cantidad de neutrones y protones es 60, y su número de masa es 200?.

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

21. Se tiene dos isotopos que al ionizarse con carga tripositiva cada uno, la suma de sus números de electrones es menor en ocho, que la suma de sus neutrones, hallar el número atómico (z), si la suma de sus números de masa es 54.

a) 18 b) 15 c) 13d) 21 e) 10

22. ¿Cuál será el numero de masa de un atomo, si su número de neutrones es mayor en 4 a su número atómico y su configuración electrónica nos indica 4 electrones en su quinto nivel energético?

9

a) 112 b) 85 c) 142d) 104 e) 64

23. Si un átomo tiene como número de masa 104 y 53 neutrones en su núcleo. Hallar cuántos subniveles principales tiene completamente llenos.

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

24. El numero de masa de un átomo es 75 y los números cuánticos del electrón de mayor energía de su ión bipositivo son: n =4; l = 1 ; m= -1 ; s= + ½ . Calcular la cantidad de neutrones.

a) 39 b) 28 c) 41d) 37 e) 42

25. Un elemento termina su configuración electrónica en el subnivel 3d, donde posee 6 electrones, luego:

a) Tiene 4 niveles de energía.b) Presenta 4 orbitales desapareados.c) La energía relativa de su subnivel de mayor energía es 5.d) Es diamagnético.e) Su número atómico es 26.

PROTON NEUTRON

NUCLEO

ELECTRON


NIELS BOHR(1885 - ….)

Físico danés, galardonado con el Premio Nobel. Nacido en Copenhague el 7 de octubre de 1885; Bohr era hijo de un profesor de fisiología y cursó estudios en la universidad de su ciudad natal, doctorándose en

En toda reacción química intervienen sustancias que se transforman en otras de distinta naturaleza. La mínima porción una sustancia capaz de entrar en las reacciones químicas se denomina átomo.

Hasta fines del siglo XIX se creía que los átomos eran pequeñísimas esferas, indivisibles e idénticas entre si para cada elemento. La diferencia de masa y de algunas propiedades específicas de esos átomos diferenciaría a una sustancia de otra.

Ahora se sabe que el átomo esta formado por un núcleo, compuesto de protones – carga positiva- y neutrones – desprovisto de carga eléctrica- alrededor del cual gira en orbitas los electrones, que contienen la mínima carga posible de electricidad negativa.

CAPITULO II

ESTRUCTURA ATÓMICA II


1911. En ese mismo año viaja para estudiar en la Universidad de Cambridge (Inglaterra) con la intención de estudiar Física Nuclear con J. J. Thompson, aunque pronto se trasladó a la Universidad de Manchester para trabajar con Ernest Rutherford. Su teoría de la estructura atómica, que le valió el Premio Nobel de Física en 1922, se publicó en una memoria entre 1913 y 1915. Su trabajo giró sobre el modelo nuclear del átomo de Rutherford, en el que el átomo se ve como un núcleo compacto rodeado por un enjambre de electrones más ligeros. El modelo de átomo de Bohr utilizó la teoría cuántica y la constante de Planck. Su modelo establece que un átomo emite radiación electromagnética sólo cuando un electrón salta de un nivel cuántico a otro. Este modelo contribuyó enormemente al desarrollo de la Física Atómica Teórica.

En el año 1916, regresa a la Universidad de Copenhague para impartir clases de Física, y en 1920 es nombrado director del Instituto de Física Teórica de esa universidad. Allí, elaboró una teoría que relaciona los números cuánticos de los átomos con los grandes sistemas que siguen las leyes clásicas. Hizo muchas otras importantes contribuciones a la Física Nuclear Teórica, incluyendo el desarrollo del modelo de la gota líquida del núcleo y trabajo en fisión nuclear. Su trabajo ayudó a impulsar el concepto de que los electrones se encuentran en capas y que los de la última capa determinan las propiedades química de un átomo. Demostró que el uranio 235 es el isótopo del uranio que experimenta la fisión nuclear. Regresó a Dinamarca, donde fue obligado a permanecer después de la ocupación alemana del país en 1940. Sin embargo, consiguió escapara a Suecia con gran peligro. Desde allí, viajó a Inglaterra y por último a los Estados Unidos, donde se incorporó al equipo que trabajaba en la construcción de la primera bomba atómica en Los Álamos (Nuevo México), hasta su explosión en 1945. Se opuso a que el proyecto se llevara a cabo en secreto por que temía las consecuencias de este nuevo invento. En 1945, regresó a la Universidad de Copenhague donde, inmediatamente, comenzó a desarrollar usos pacifistas para la energía atómica. Organizó la primera conferencia ‘Átomos para la Paz’ en Ginebra, celebrada en 1955, y dos años más trade recibió el primer premio ‘Átomos para la paz’. Falleció el 18 de diciembre de 1962 en Copenhague.

CLASIFICACIÓN DE LOS NUCLEIDOS

Los nucleidos se clasifican en :

Isótopos .- Los átomos del mismo elemento pueden tener diferente número de neutrones; las diferentes versiones posibles de cada elemento son llamadas isótopos. Por ejemplo, el isótopo más común del hidrógeno no tiene ningún neutrón; también hay un isótopo del hidrógeno llamado deuterio, con un neutrón, y otro, tritio, con dos neutrones.

Propio Deuterio Tritio


11H 2

1H 3

1H

(H - 1) (H - 2) (H - 3)

126C 13

6C 14

6C

(C - 12) (C - 13) (C - 14)

Isóbaros .-Núcleos con distinto número de protones y distinto número de neutrones, pero igual número másico.

4020

Ca 4018

Ar 4019

K

12752

Te 12753

I

Isótonos .- Núcleos con igual número de neutrones, pero distinto número de protones, y por tanto distinto número másico.

3115

P 3216

S

147N 15

8O

Isoelectrónicos .- Son especies que presentan el mismo número de electrones.

2311

Na+1 168O−2 19

9F−1

#e : 10 10 10

3216

S−2 4020

Ca+2 3517Cl−1

#e : 18 18 18

Algunos núclidos o isótopos radiactivos, sus vidas medias y sus aplicaciones médicas como marcadores en el cuerpo humano.

Núclido Vida media Área del cuerpo que se estudia131I 8.1 días Tiroides

59Fe 45.1 días Glóbulos rojos

99Mo 67 horas Metabolismo

32P 14.3 días Ojos, hígado, tumores

51Cr 27.8 días Glóbulos rojos

87Sr 2.8 horas Huesos

99To 6.0 horas Corazón, huesos, hígado, pulmones


133Xe 5.3 días Pulmones

24Na 14.8 horas Sistema circulatorio


1. Los hílidos poseen igual …

a) Número de neutronesb) Cantidad de isótoposc) Números de masad) Carga nucleare) Número de oxidación

2. Completar :Dos átomos son ……, si presentan igual cantidad de …… y diferente número de masa.

a) Isóbaros, nucleones neutrosb)Isótonos, mesones

c) Isoelectrónicos, leptonesd) Isótonos, protonese) Isótopos, protones

3. El isótopo más común del hidrógeno es :

a) Protón b) Protio c) Deuteriod) Tritio e) Hidronio

4. Un átomo es isóbaro con 4318

X e isótono

con

4020

M. Hallar dicho átomo.

a) 4320

Eb)

4321

Ec)

4322

E

d) 4323

Ee)

4324

E

5. A las especies 2813

Al y

2815

P se les denomina

:

a) Isótopos b) Isótonos c) Isóbarosd) Isoelectrónicos e) Hílidos

6. Para dos isótonos sus números másicos difieren en 3 y sus números atómicos suman 39 luego el más liviano tiene número atómico.

a) 18 b) 19 c) 20d) 21 e) 22

7. Dos átomos son isóbaros de tal forma que la diferencia de sus neutrones es 8 y la suma de los números atómicos es 46.

Determinar el menor número atómico de los isóbaros.

a) 19 b) 27 c) 23d) 21 e) 17

8. En 2 isóbaros, la masa total de ambos es 240. El número de neutrones es el triple de protones, en uno de ellos y excede en 10 unidades a los neutrones del otro átomo. Hallar cuántos electrones tiene este último si su carga es +3.

a) 19 b) 27 c) 32d) 35 e) 37

9. La suma de los números de masa de dos hílidos es 110 y su suma de neutrones es la mitad de su carga nuclear. Determinar la carga nuclear común.

a) 34 b) 38 c) 44d) 48 e) 52

10. Se tienen dos hílidos cuyos números de masa suman 473, si sus neutrones se diferencian en 3 unidades. Hallar el número de masa del isótopo más pesado, si este al oxidarse transfiere 2 electrones y posee luego 90 electrones en su nube electrónica.

a) 238 b) 235 c) 92d) 240 e) 90

11. Un anión divalente es isótono con 6329

Cue

isóbaro con 6030

Zn. A partir de estos datos.

Determinar el número de electrones de dicho anión.

a) 24 b) 29 c) 31d) 51 e) 28

12. Se tienen dos isóbaros cuyos neutrones difieren en dos unidades, si sus cargas nucleares suman 32. Hallar el número atómico del isóbaro más pesado.

a) 17 b) 15 c) 20d) 14 e) 32

13. Dos isótopos del elemento de z = 15, poseen números de masa consecutivos; si


el más pesado es isóbaro con S-32, entonces indicar el número de neutrones del isótopo más liviano.

a) 16 b) 15 c) 17d) 14 e) 18

14. Si el ión 34X-2 es isoelectrónico con Y-1, encuentre el número atómico de “Y”.

a) 33 b) 34 c) 35

d) 36 e) 37

15. Un anión trivalente es isoelectrónico con un catión divalente que posee 56 nucleones y este catión es isótono con el 5828

Ni. Calcular el número de neutrones del

anión trivalente si su número másico es 45.

a) 21 b) 22 c) 23d) 24 e) 25

TAREA DOMICILIARIA

1. De las siguientes especies, no se puede afirmar

a) 21H

- 31H

: Hílidos

b) 5524

Cr -

5526

Fe : Isóbaros

c) 18Ar – H2O : Isoelectrónicos

d) 6629

Cu -

7134

Se : Isótonos

e) 9042

Mo -

10042

Mo : Isótopos

2. Respecto a las siguientes proposiciones, indicar verdadero (V) ó falso (F) según corresponda

I. Los isótopos son átomos que poseen números atómicos diferentes.

II. Todos los átomos poseen protones, neutrones y electrones.

III. Los isóbaros poseen igual número de partículas neutras.

IV. Los isótonos poseen idénticas propiedades químicas

a) VVFV b) FVVF c) FFFFd) FFVF e) FVFF

3. La diferencia de los números de masa de dos isótopos es 5 y la suma de neutrones es 25, entonces se puede afirmar que :

a) Uno de los isótopos posee 12 neutronesb) La diferencia del número de neutrones

de estos isótopos es 10c) Uno de estos isótopos presenta 15

neutronesd) Los isótopos poseen igual número de

neutrones

e) La diferencia del número de masa de los dos isótopos es 7

4. Se tiene 3 isótopos cuyos números de masa son consecutivos. Si el promedio aritmético de sus números de masa es 16 y el isótopo más liviano contiene 7 neutrones. ¿Cuál es el valor de la suma de los neutrones de los otros dos?

a) 14 b) 17 c) 16d) 20 e) 22

5. Si un átomo posee 40 nucleones neutros y

además es isóbaro con el 8135

Br, entonces

cuántos electrones posee su catión trivalente.

a) 38 b) 41 c) 44d) 43 e) 37

6. La suma de los números de masa de dos isóbaros es 80, si los neutrones de uno de ellos es 22. Hallar el número de electrones del catión divalente del isóbaro.

a) 18 b) 20 c) 17d) 42 e) 24

7. Un átomo es isoelectrónico con el ión

26Fe+3 y además isóbaro con el 4020

Ca.

Hallar el número de partículas neutras de dicho átomo.

a) 27 b) 20 c) 17d) 11 e) 29


8. Dos isóbaros poseen números atómicos que suman 87 y presentan en total 93 neutrones. Señale el número de masa del isóbaro de menor carga nuclear.

a) 18 b) 90 c) 92d) 89 e) 85

9. Los iones x+4 , y+3 , w-2 son especies isoelectrónicas cuyos números atómicos suman 155. Señale el número atómico de “x”.

a) 50 b) 46 c) 54d) 58 e) 48

10. Un átomo presenta 123 partículas subatómicas fundamentales. Cuando se convierte en ión posee 40 electrones y es

isóbaro con la especie 8035

Br−1. Señale la

carga del ión.

a) -2 b) -1 c) +1d) +4 e) +3

11. Para dos isótonos sus números másicos difieren en 3 y sus números atómicos suman 39 luego el más liviano tiene número atómico :

a) 21 b) 18 c) 19d) 20 e) 22

12. La suma de los números de masa de dos isótopos es 84 y la suma de sus neutrones es 44. Determinar el número atómico común.

a) 20 b) 30 c) 32d) 25 e) 15

13. La relación entre los números másicos de dos isótonos es 9/7, si estos difieren en 20 electrones. Determinar la suma de nucleones fundamentales.

a) 120 b) 100 c) 150d) 160 e) 110

14. Calcular el número atómico de un átomo

sabiendo que es isótono con el 5827

Co y su

número de nucleones fundamentales es de 57.

a) 36 b) 31 c) 26d) 28 e) 24

15. La suma de los nucleones de dos isótopos es de 110 y la diferencia de sus neutrones es 30. Determinar la cantidad de nucleones del más liviano.

a) 26 b) 28 c) 70d) 40 e) 30

RADIACTIVIDAD I


RADIACTIVIDAD

ALFA

GAMA

BETA

n

n pp

NUCLEO

17

MARIE CURIE MARJAH SLODOWKA

Nació el 7 de noviembre de 1867 en Varsovia (Polonia), hija de un profesor de Física. En 1891 partió hacia París, donde

CAPITULO IIII

Por la facilidad con que pueden penetrar a través de la materia y desplazar los elementos de sus átomos y moléculas, las diversas formas de radiación poseen un profundo significado para la Ciencia, la tecnología y el futuro de la Humanidad

Central Nuclear


cambió su nombre por Marie. En 1891 se matriculó en el curso de Ciencias de la Universidad Parisiense de la Sorbona. Pasados dos años, finalizó sus estudios de Física con el número uno de su promoción. En 1984 conoció a Pierre Curie. En este momento, los dos trabajaban en el campo del magnetismo. Con 35 años, Pierre Curie era una brillante esperanza en la Física francesa. Se enamoró enseguida de aquella fina y casi austera polaca de 27 años que compartía su fe altruista en la ciencia. Después de que Pierre Curie le propone matrimonio y la convence para que viva en París, celebran el 26 de julio de 1895, su boda con una sencillez extrema: ni fiesta, ni alianzas, ni vestido blanco. La novia luce ese día un traje azul común y corriente y luego, con su novio, monta en una bicicleta para iniciar la luna de miel por las carreteras de Francia. Marie Curie estaba interesada en los recientes descubrimientos de los nuevos tipos de radiación. Wilhelm Roentgen había descubierto los rayos X en 1895, y en 1896 Antoine Henri Becquerel descubrió que el uranio emitía radiaciones invisibles similares. Por todo esto comenzó a estudiar las radiaciones del uranio y, utilizando las técnicas piezoeléctricas inventadas por Pierre, midió cuidadosamente las radiaciones en la pechblenda, un mineral que contiene uranio. Cuando vio que las radiaciones del mineral eran más intensas que las del propio uranio, se dio cuenta de que tenía que haber elementos desconocidos, incluso más radiactivos que el uranio. Marie Curie fue la primera en utilizar el término ‘radiactivo’ para describir los elementos que emiten radiaciones cuando se descomponen sus núcleos. Su marido acabó su trabajo sobre el magnetismo para unirse a la investigación de su esposa, y en 1898 el matrimonio anunció el descubrimiento de dos nuevos elementos: el polonio (Marie le dio ese nombre en honor de su país de nacimiento) y el radio. Durante los siguientes cuatro años el matrimonio, trabajando en condiciones muy precarias, trató una tonelada de pechblenda, de la que aislaron una fracción de radio de un gramo. En 1903 les concedieron el Premio Nobel de Física por el descubrimiento de los elementos radiactivos, que compartieron con Becquerel. Sin embargo, para ellos, esta gloria es un “desastre”: muy reservados los dos, devorados por la misma pasión por la investigación, sufren al verse apartados de ella y al ver su laboratorio asaltado por gente inoportuna, su modesto pabellón parisino invadido por los periodistas y los fotógrafos. A las frivolidades que les pesan, se añade un correo cada vez más voluminoso, del que se ocupan los domingos. Marie Curie se convirtió en la primera mujer que recibía este premio. En 1904 Pierre Curie fue nombrado profesor de Física en la Universidad de París, y en 1905 miembro de la Academia Francesa. Estos cargos no eran normalmente ocupados por mujeres, y Marie no tuvo el mismo reconocimiento. Pierre falleció mientras cruzaba la calle Dauphine, atropellado por un carro de caballos el 19 de abril de 1906. a partir de este momento, Marie se ocupó de sus clases y continuó sus propias investigaciones. En 1911, Marie protagoniza un escándalo cuando establece una relación con el sabio Paul Langevin, que está casado. Parte de la prensa se lanza contra la “ladrona de maridos”, “la extranjera”. Este mismo año le otorgaron un segundo Nobel, el de Química, por sus investigaciones sobre el radio y sus compuestos. Fue nombrada directora del Instituto de Radio de París en 1914 y se fundó el Instituto Curie. Marie Curie sufrió una anemia perniciosa causada por las largas exposiciones a la radiación. Falleció el 4 de julio de 1934 en la Alta Saboya. El matrimonio tuvo dos hijas, una de ellas también ganó un Nobel: Irene Joliot – Curie y su marido, Fréderic, recibieron el Premio Nobel de Química en 1935 por la obtención de nuevos elementos radiactivos.


C – 14 N – 14

e- – 14e-

19

El fenómeno de la radiactividad fue descubierto por Henry Becquerel en 1896 al examinar las propiedades de fluorescencia y fosforescencia de un material denominado la Pechblenda. Observó que al estar en contacto con una película fotográfica la velaba y esta sólo podía producirse por “algo” que se estaba “radiando” y que dejaba una impresión en la placa fotográfica.

Pechblenda Placa Fotográfica

Impresión de Rayos Beta

Radiactividad Natural

146C 14

7N

+

0−1

e

Radiactividad Artificial

2713

Al +

42He+ 2 31

15P

+

TIPOS DE RADIACIONES

Rayo o Partícula

Símbolo

Características Velocidad de Emisión

Alfa

,

42He+ 2 Son núcleos de Helio

(corpuscular)Alrededor del 10% de la velocidad de la luz (30 000 km/s)

Beta

,

0−1

eSon electrones (corpuscular) Aproximadamente el 90% de la

velocidad de la luz (270 000 km/s)

R -

Al - 27 - - - - - -

P - 31


Gamma

,

00γ

Es radiación electromagnética (energía)

Similar a la velocidad de la luz (300 000 km/s)

Emisión Alfa ()

AzE

A−4z−2

M +

23490

Th

23088

Ra +

Emisión Beta ()

AzE

Az+1

M +

146C

147N

+

Emisión Gamma ()

AzE¿

AzE

+

146C¿

146C

+

Captura Neutrómica

AzE

+ n

A+1z

E

158O

+ n

168O

Captura Protómica AzE

+ p+

A+1z+1

E

188O

+ p

199F

PODER DE PENETRACIÓN

Fuente Radiactiva R - R -

Hoja de 0,01 mm Al 30 cm Pb Papel

Comportamiento frente a un campo electromagnético

R - +

p+

R -

R - R - n

R -

R -

http://images.google.cl/imgres?imgurl=http://www.puc.cl/sw_educ/qda1106/CAP2/2B/2B1/Images/d01.gif&imgrefurl=http://www.puc.cl/sw_educ/qda1106/CAP2/2B/2B1/&h=298&w=375&sz=39&tbnid=PcFG31rAbn1MoM:&tbnh=93&tbnw=118&hl=es&start=3&prev=/images?q=particulas+alfa&svnum=10&hl=es&lr=&sa=N



1. Indicar verdadero (V) ó falso (F) según corresponda respecto a la radiactividad

I. Un núcleo inestable sólo puede emitir radiaciones alfa, beta y gamma.

II. La primera transmutación nuclear lo realizo Rutherford cuando utilizó radiación alfa como proyectil sobre átomos de nitrógeno.

III. Las radiaciones beta consisten en un flujo de electrones.

IV. Las partículas alfa se desvian hacia el polo positivo de un campo electromagnético.

a) FVVF b) VFVF c) FVVVd) VFVV e) VVFF

2. Indicar verdadero o falso según corresponda

I. Las partículas beta se desvían ligeramente de su trayectoria lineal

II. La radiación gamma sufre desviación en un campo electromagnético.

III. Los rayos gamma y alfa tienen naturaleza corpuscular.

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

3. Sobre la radiactividad lo incorrecto es :

a) Fue descubierta por Becquerel, siendo estudiada también por Rutherford.

b) Los fenómenos nucleares son más energéticos que los fenómenos químicos o físicos ordinarios.

c) La radiactividad natural puede emitir 3 tipos de radiaciones : , , .

d) Según el poder de penetración > >

e) Presentan mayor grado de desviación los rayos beta, que los alfa frente a un campo electromagnético.

4. Hallar el número de partículas neutras que contiene el núcleo resultante en el

siguiente proceso :

94Be

(p, ) …

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

5. De la siguiente ecuación química

21483

Bi

21084

Po + …

¿Cuántas partículas y se emitieron?

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

6. Completar la reacción :

2713

Al +

42He+ 2

3015

P + …

a) n b) c) +

d) p+ e)

7. Completar :

147N

(…, p)

178O

a) b) - c) d) + e) n

8. Completar :

21083

Bi

21084

Po + …

a) n b) c) -

d) + e)

9. En la serie de decaimiento del U – 238. Se emite partículas y hasta obtener

21482

Pb como núcleo final. ¿Cuántas

partículas y se emitieron?

a) 6 y 4 b) 6 y 2 c) 12 y 6d) 3 y 2 e) 5 y 5


I. Una partícula alfa es idéntica a un núcleo de helio.

II. Los rayos tienen menor poder ionizante que los rayos beta.

III. En un decaimiento beta el núcleo padre y el núcleo hijo son isóbaros

a) VVV b) VVF c) FVFd) FVV e) VFV


11. Hallar el número de partículas neutras que contiene el núcleo resultante en el

siguiente proceso :

2311

Na(D, n) …

a) 8 b) 10 c) 12d) 14 e) 16

12. Indicar el número de neutrones de un núcleo inestable que emite 3 partículas beta y 2 partículas alfa, siendo el núcleo

final

147N

a) 8 b) 10 c) 18d) 12 e) 14

13. Escoja el núclido que completa la siguiente

ecuación nuclear :

147N

+ … + n + …

a)

1810

Neb)

179F

c)

188O

d)

178O

e)

189F

14. Un isótopo

abZ

es bombardeado con partículas alfa, originándose la reacción nuclear :

abZ

+

42He+ 2

19779

Au +

10n

Calcular : “a + b”

a) 149 b) 194 c) 234d) 271 e) 324

15. En la siguiente ecuación nuclear :

23992

X

AzU

+ + + . Calcular “A”

a) 238 b) 239 c) 240d) 241 e) 237

TAREA DOMICILIARIA

1. Indicar la verdad (V) o falsedad (F) de las proposiciones

Los rayos son atraídos por la parte negativa de un campo eléctrico.

Rutherford descubrio la naturaleza de los rayos , , .

Debido al descubrimiento de los rayos “x”, se descubrio el fenómeno de la radiactividad.

La emisión espontánea de radiaciones se lleva a cabo en la zona extranuclear.

a) VFFF b) FVFV c) VVFFd) FVVV e) VFVF

2. Si un átomo radiactivo emite una partícula alfa que proposición es verdadera :

a) Su número másico aumenta en 2 y su carga nuclear aumenta en 2.

b) El núcleo resultante es isóbaro con el átomo radiactivo.

c) Su carga nuclear aumenta en 2 y su número másico disminuye en 4.

d) El átomo radiactivo y el núcleo resultante son isótopos.

e) El núcleo resultante tiene neutrones igual a : A – z – 2, siendo A y z número másico y carga nuclear respectivamente del átomo radiactivo.

3. Sobre la radiactividad y los fenómenos nucleares

I. Ocurre la transmutación elemental debido a la emisión de partículas por parte de un núcleo atómico inestable.

II. Debido a este proceso los núcleos inestables alcanzan la estabilidad.

III. Puede ser espontáneo o artificial (inducido).

IV. Por lo general son procesos endotérmicos.

Es (son) correcto (s)

a) I, II, IV b) I, II, III c) II, III, IVd) I, III, IV e) Todas

4. Señalar al núcleo padre en :

……

4020

Ca +

0−1

β

a)

3919

Kb)

4018

Arc)

4020

Ca

d)

3918

Are)

4019

K


5. Señalar el núcleo hijo en :

23892

U … +

42He

a)

23494

Pub)

24090

Thc)

24094

Pu

d)

23490

The)

23692

U

6. Indicar la partícula emitida en :

2713

Al(, …)

3015

P

a) b) c) +

d) n e) -

7. ¿Qué ecuación nuclear es incorrecta?

a)

23892

U +

10n

23993

Np +

0−1

β

b)

23993

Np

23994

Pu +

0−1

β

c)

23994

Pu +

10n

24095

Am +

0−1

β

d)

23892

U + 17

10n

255100

Fm + 8

0−1

β

e)

23994

Pu +

42He

24096

Cm +

0−1

n

8. La suma de los números atómicos de dos isóbaros es igual a 183 y la diferencia en el número de neutrones es igual a la unidad. ¿Cuántos neutrones tiene el isóbaro de mayor número atómico, si este al emitir una partícula alfa genera un núcleo de número de masa 210?

a) 122 b) 123 c) 124d) 125 e) 126

9. “x” emite una partícula generando un nuevo núcleo “y”, es correcto afirmar :

I. “x” tiene más masa que “y”II. Tanto “x” como “y” son isóbarosIII. “y” presenta menos partículas

positivas en su núcleo que “x”

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

10. Son proposiciones incorrectas :

I. La radiactividad puede ser espontánea o inducida.

II. Los rayos alfa son atraídos por el polo positivo de un campo eléctrico.

III. Todas las radiaciones emitidas (, , ) son corpusculares.

IV. Los rayos gamma son muy penetrantes pero de bajo poder de ionización.

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

11. Se preparó un isótopo del elemento 92 por

bombardeo del

23892

U con núcleos de

147N

, si se emitieron 6 neutrones. ¿Cuál es el número de neutrones del núcleo resultante?

a) 130 b) 135 c) 140d) 145 e) 147

12. En la serie natural de desintegración radiactiva del uranio – 235 se observa la emisión de un cierto número de partículas y hasta finalmente formar el núcleo de plomo – 207. Determinar la cantidad de partículas y emitidas.

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

13. En cual de los siguientes casos el núcleo generado es isótopo con el núcleo padre

I.

2311

Na(p, n) ...

II.

94Be

(D, p) ...

III.

2813

Al(p, ) ...

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

14. Al completar indicar los neutrones del

núcleo producido :

13052

Te +

21H

...... +

2

10n

a) 64 b) 69 c) 71d) 77 e) 81


15. Sobre el número Fr – 223 (z = 87) impacta un proyectil de bombardeo, logrando la formación de Pu – 241 (z = 94) con la liberación de dos neutrones. Hallar el número de neutrones presentes en el proyectil.

a) 15 b) 12 c) 14d) 13 e) 18

RADIACTIVIDAD II


n n nU235

U236

Te235

Zr235

25

Ecuaciones Nucleares, Estabilidad Nuclear, Fisión y Fusión Nuclear

¿Por qué un núcleo es inestable? Veamos : un vehículo posee un número par de llantas y es estable; si Un átomo es estable

generalmente con número par de protones

CAPITULO IIII

Tras el descubrimiento de la radiactividad artificial, a través de una compleja serie de estudios y experiencias, se consiguió escindir el átomo de uranio con emisión de energía .Ese fenómeno es conocido como fisión nuclear. En la figura, un neutrón (n), al golpear un núcleo de uranio 235, forma un núcleo inestable de uranio 236, que se escinde en teluro 137 y en circonio 97, con emisión de dos neutrones.

20 83

130

20

Z (protones)

N (neutrones)

N

Z

R - -

R - -

R -


le desinflamos una de ellas ahora no será estable para desplazarse.

Cinturón de Estabilidad

Cinturón de estabilidad

Estables x : isótopos Inestables

* Obsérvese los lugares donde se presentan generalmente

las emisiones “-” , “+” y “”.

Ecuaciones Nucleares

Ejm. :

88226 Ra 86

222 Rn + 24 He+ 2

(Radiactividad natural)

Lo podemos expresar así : 88226 Ra 86

222 Rn + núcleo núcleo padre hijo

2760 Co 28

60 Ni + −10 e (Radiactividad natural)

núcleo núcleopadre hijo

Z N Estable Probabilidad

Par Par

Si lo es

Par Impar SiImpar Par A vecesImpar Impar Casi no hay


Observemos la siguiente ecuación : 2453 Cr + 2

4 He 2656 Fe + 0

1 n

equivale a : 2453 Cr + 26

56 Fe + n < > 2453 Cr ( , n) 26

56 Fe

emisión de emisión núcleo núcleo

ataque liberada padre hijo

Nota que se cumple siempre :

1. Ainiciales = Afinales A = Número de masa

2. Ziniciales = Zfinales Z : Número atómico

Veamos :

Con A : 53 + 4 = 56 + 1 = 57 Con Z : 24 + 2 = 26 + 0 = 26

1327 Al + 2

4 He+ 2 14

30 Si + 11 P+

Con A : 27 + 4 = 30 + 1 = 31 Con Z : 13 + 2 = 14 + 1 = 15

Ahora tú completa :

53120 I 52

120 Te + ………………

……………… 83210 Bi + −1

0 e 19

40 K + ……………… 18

40 Ar

85218 At 83

214 Bi + ………………

Algunos usos de los Radioisótopos

El Na – 24 se usa como trazador para indicar obstrucciones sanguíneas.

Se puede calcular la cantidad de hierro en la sangre, con el usote Fe – 59.

Durante años se ha empleado el radio en tratamientos del cáncer. Hoy se usan exclusivamente el Co – 60 y el Cs – 137 en la radioterapia. La eficacia de esta terapia depende del hecho, que las células malignas, que crecen o se dividen rápidamente, son más susceptibles a los daños por radiación que las células normales. El cobalto 60 emite tanto partículas beta, como rayos gamma. Se enfoca la radiación hacia la zona donde se localiza el tumor, pero es muy difícil limitar la exposición sólo a las células malignas. Muchos pacientes sufren malestares ocasionados por la radiación después de este tipo de tratamiento.

En 1963, en Costa Rica, se hizo una campaña para recoger dinero, para comprar la llamada bomba de cobalto, que aún está al servicio para curar el cáncer.

Se puede emplear el yodo 131 para el tratamiento del hipertiroidismo. La dosis terapéutica es mayor que la que emplea en el diagnóstico. La glándula tiroides concentra selectivamente al I - 131. La sección de la glándula que es hiperactiva quedará expuesta a una gran dosis del isótopo y será la que se destruya específicamente. A Bárbara Bush, primera dama en Estados Unidos, se le aplicó este tratamiento en 1989. el mal funcionamiento de la glándula tiroides desarrolla el bocio en las personas y causa muchos trastornos en el metabolismo.


Trazadores Isotópicos

Los compuestos que contienen un radionúclido se dice que son trazadores o señaladotes. Estos compuestos participan en sus reacciones químicas normales, pero se pueden detectar su ubicación debido a su radiactividad señaladota. Cuando se suministran otros compuestos a plantas o a animales, se pueden rastrear o trazar el movimiento del isótopo a través del organismo, mediante el uso de un contador Geiger o algún otro detector.

Un uso importante de la técnica de rastreo o trazado fue la determinación del mecanismo

mediante el cual CO2 se fija en forma de carbohidrato (C6H12O6), durante la fotosíntesis. La ecuación neta de la fotosíntesis es :

6 CO2 + 6 H2O C6H12O6 + 6 CO2

Se inyectó 14CO2 radioactivo en una colonia de algas verde. Las algas se colocaron en la oscuridad, se extrajeron muestras a determinados intervalos y se separaron los compuestos radiactivos mediante cromatografía en papel para analizarlo. A partir de estos resultados se dilucidaron varias reacciones fotosintéticas independientes a la luz.


1. Completar : 90232 Th

+ ……… 96240Cm

+ 4

01 n

Rpta. : ………………

2. Completar : 92238U

+ 11 H 93

238 Np +

………

Rpta. : ………………

3. Completar : 4296 Mo + 2

4 He 43100 Te +

………

Rpta. : ………………

4. Completar : 714 N + ……… 8

17 O + 11 H

Rpta. : ………………

5. Completar : 2860 Ni (n , p) ………

Rpta. : ………………

6. Completar : 92238U

( 816 O , 8 n) ………

Rpta. : ………………

7. Completar : 1224 Mg (……… , n) 14

27 Si

Rpta. : ………………


Generalmente los núcleos pesados (Z > 83) emiten rayos alfa.

Los núcleos ligeros emiten rayos beta sobre el cinturón de estabilidad.

En el decaimiento gamma () el número de masa se conserva.

a) VVV b) VFV c) FVVd) FFV e) VVF

9. Cierta especie radiactiva comienza por el

93237 Np

y termina con el 83209 Bi . ¿Cuántas

partículas alfa y beta se emiten respectivamente?

a) 7 y 4 b) 4 y 7 c) 8 y 5d) 6 y 3 e) 5 y 6

10. El yodo radiactivo se usa para (I - 131):


a) Obstrucciones de la sangreb) Cáncer a la pielc) Tratamiento de la tiroides d) Matar gusanose) Bailar mejor

11. El Co – 60 se usa en :

a) Tratamiento de la tiroidesb) Infertilizar a los gusanosc) Tratamiento contra el cáncerd) Trazador de la sangree) Ser contorsionista

12. Se le llama también “escisión nuclear” :

a) Fisión nuclearb) Radiactividad naturalc) Fusión nucleard) Radiactividad artificiale) A una guerra

13. ¿Por qué se llama a la fusión una reacción “termonuclear”?

a) Porque hay que conservarla en un termo.

b) Por la baja temperatura que necesita.c) Por el calor disipado.d) Por la alta temperatura que necesita

(varios millones de grados).e) Por ser pequeña.

14. La ecuación la encontramos en :

13 H + 1

2 H 24 He + 0

1 n

a) Fisión nuclearb) Fusión nuclearc) Es cualquier reacciónd) No es una reacción nucleare) La bomba atómica.

15. Es característica de la fusión :

a) Reacción en cadenab) Radiación contaminante (permanece

por mucho tiempo)c) Escisión nucleard) Núcleos pesados se “rompen”e) Mayor energía liberada que en la fisión.

TAREA DOMICILIARIA

1. Completar : 1430 Si + 2

4 He+ 2 15

33 P + ………

Rpta. : ………………

2. Completar : 1430 Na + 0

1 n 1223 Mg + ………

Rpta. : ………………

3. Completar : 2042 Ca (2 , ) ………

Rpta. : ………………

4. Completar : 2557 Mn (3n , 2p) ………

Rpta. : ………………

5. Completar : 84214 Po 82

210 Pb + ………

Rpta. : ………………

6. 90234 Th

92234 U

+ ………

Rpta. : ………………

7. En el proceso además del escandio, ¿qué

se ha producido : 2044 Ca + 1

1 P+ 21

44 Sc + ………?

Rpta. : ………………

8. Determine el elemento que ha sufrido una desintegración según la siguiente ecuación

: ……… 82211 Pb +

Rpta. : ………………

9. En una de las series naturales de

desintegración radiactiva del uranio 92235U

se desintegra con emisiones de partículas y , para formar finalmente el plomo (

82207 Pb ). ¿Cuántas partículas y se emiten por átomo de plomo formado?

a) 7 y 4 b) 5 y 3 c) 8 y 5d) 9 y 6 e) 7 y 3


10. En el siguiente proceso :

90232 Th

88224 Ra + ……… + ………

¿Cuántas emisiones “” y “” se producen?

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

11. El Na – 24 se utiliza para :

a) Tratamiento contra el cáncerb) Trazador sanguíneoc) Tratamiento de la tiroidesd) Maduración de frutose) Jarabe para la tos

12. El C – 14 se utiliza :

a) Para datar rocas.b) Para fechar al uranio.c) Datación de fósiles humanos

preferentemente.d) Datación de vida en Marte.e) Tratamiento contra el cáncer.

13. ¿Qué termino(s) esta(n) relacionados con la fusión nuclear?

a) Escisiónb) Rupturac) Reacción en cadenad) Contaminación radiactivae) Termonuclear

14. La bomba atómica es a ……… como la bomba “H” es a ………

a) fusión , fusiónb) fusión , fisiónc) fisión , fisiónd) fisión , fusióne) escisión , fisión

15. En el estallido de la bomba atómica en Japón en 1945 hubo una planta particular que “sobrevivió” a la explosión, fue ………

a) Geranio b) Palmera c) Bambúd) Eucalipto e) Roble

NÚMEROS CUÁNTICOS


+

Núcleo

1 Electrón

Nube Electrónica

+

K

1

L

2

M

3

N

4

+

1

s

2

s

3 4

p s p d s p d f

31

¿Cómo identificamos a una persona?

Por su documento de identificación (DNI), partida de nacimiento, … que consta de números.

¿Cómo identificamos a un electrón en un átomo?

Por sus números cuánticos.

Ejm. : Identificación e : (3 , 1 , 0 , +1/2)Significado : se encuentra en el tercer nivel (n = 3)subnivel “p” ( = 1) orbital “R” (m = 0)spin antihorario (s = +1/2)

el orden de obtención de los números cuánticos es :nivel , subnivel , orbital , spin( n , , m , s )

n : Número Cuántico Principal.- Define al nivel de energía.

n = 1 , 2 , 3 , ……………

: Número Cuántico Secundario .- Define al subnivel de energía.

= 0 , 1 , …………… , (n - 1)

N.C. Subnivel # Orbitales #e-s máx

= 0 Sharp 1 2

= 1 Principal 3 6

= 2 Difuso 5 10

= 3 Fundamental 7 14


y

z

x

y

z

x

y

z

x

+1/2

-1/2

+ x y z w

32

m : Número Cuántico Magnético.- Define al orbital.

m = - , .......... , 0 , .......... +

Orbital “s”

Orbital “p”

m = -1 0 +1

px py pz

s : Número Cuántico de Spin.- Define el sentido de giro del electrón sobre su propio eje.

s = 1/2


1. La región más pequeña de nube electrónica donde podemos encontrar a un electrón se denomina.

a) Un orbital b) Un nivel c) Una capad) Un subnivel e) Un átomo

2. Indicar verdadero o falso según corresponda :

El número cuántico principal indica el tamaño del subnivel.

El número cuántico de momento magnético indica el subnivel.

El spin indica el sentido de giro del electrón.

a) VFV b) VVV c) FVFd) FVV e) VFF

3. Verdadero ó falso :

Un orbital “p” es de geometría lobular. Un orbital “d” puede contener como

máximo 10e-. Los orbitales “s” son de geometría

esférica.

a) VFV b) FFV c) VVF

d) FVV e) VFF

4. El número máximo de electrones en el 3er nivel es

a) 10 b) 6 c) 2d) 18 e) 30

5. Si nos encontramos en el 3er nivel. ¿Cuántos subniveles puede contener?

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

6. Del gráfico, ¿cuál de los electrones es más inestable?

a) x b) y c) zd) w e) F.D.

7. Si : = 3, entonces m toma …… valores

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

8. De los números cuánticos dados (5, 1, 0, -1/2). ¿El nivel presente es?


a) s b) p c) dd) f e) h

9. Hallar la energía relativa de “5f”

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

10. ¿Cuál de las notaciones es más estable?

a) 1s2 b) 4p3 c) 5d8

d) 5p5 e) 4f10

11. De los números cuánticos dados. ¿Cuáles son verdaderos y cuáles son falsas? (3 , 0 , 0 , -1/2) (3 , 3 , 1 , +1/2) (4 , 1 , 0 , +1/2)

a) VVV b) VFV c) VVFd) FVV e) VFF

12. De las notaciones, cuál presenta mayor energía relativa.

a) (2, 1, 0, -1/2) d) 4d5

b) (4, 1, 0, +1/2) e) 2p3

c) (1, 0, 0, -1/2)

13. Cada uno de los siguientes juegos de números cuánticos, cuál describe al de menor energía.

a) (3, 2, 1, -1/2) d) (4, 2, 2, +1/2)b) (5, 1, 1, +1/2) e) (5, 3, -3, -1/2)c) (2, 0, 0, +1/2)

14. Sean los siguientes subnivelesI. (x - 1)s1 II. (x - 2)d8

III. (x - 3)p5 IV. (x - 1)f8

V. (x - 2)d3

¿Cuál posee mayor energía relativa?

a) I b) II c) IIId) IV e) V

15. La energía relativa del orbital (n - 1)d2 es igual a 7. ¿En qué nivel se encuentra?

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

TAREA DOMICILIARIA

1. Un orbital es :

a) Una orbitalb) Un nivelc) Un subniveld) Un conjunto de nivelese) Reempe

2. Indicar verdadero o falso según corresponda

El número cuántico secundario define al orbital.

El número cuántico principal define al orbital.

El número cuántico magnético define al reempe.

a) VVV b) FVV c) FVFd) FFV e) FFF

3. Indicar verdadero o falso según corresponda :

Si : n = 2 “” toma 2 valores. Si : = 3 presenta 5 orbitales. En un orbital pueden haber 2

electrones.

a) VFV b) VFF c) FVVd) FVF e) VVF


+ E D B C A

34

4. El 4º nivel puede contener hasta ……… electrones.

a) 18 b) 20 c) 26d) 32 e) 40

5. Si nos encontramos en el 4º nivel, entonces podemos encontrar hasta ……… subniveles.

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

6. Del gráfico el más inestable es :

a) A b) B c) Cd) D e) E

7. El subnivel “p” presenta ……… orbitales

a) 1 b) 3 c) 5d) 7 e) 6

8. De los números cuánticos (4, 2, -1, +1/2) el subnivel presente es del tipo :

a) s b) p c) dd) f e) i

9. Calcular la energía relativa de “5d”

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

10. ¿Cuál de las notaciones es más inestable?

a) 5p2 b) 3s1 c) 4f10

d) 3d6 e) 4p4

11. De los siguientes número cuánticos, ¿Cuáles son verdaderos y cuáles son falsos?

(5 , 1 , -1 , -1/2) (6 , 0 , -1 , +1/2) (2 , 2 , 0 , -1/2)

a) VVF b) FVF c) VFFd) VFV e) FFF

12. De las notaciones, ¿cuál presenta mayor energía relativa?

a) (2 , 1 , 0 , +1/2) d) (3 , 0 , 0 , +1/2)

b) (4 , 2 , +1 , -1/2) e) (5 , 1 , 0 , -1/2)c) (4 , 3 , -1 , +1/2)

13. ¿Cuál de los siguientes juegos de números cuánticos describe al de menor energía?

a) (4 , 1 , 0 , -1/2) d) (6 , 1 , 0 , +1/2)

b) (1 , 0 , 0 -1/2) e) (5 , 3 , +2 , +1/2)

c) (3 , 2 , -1 , -1/2)

14. De los siguientes subniveles :

I. (y - 2)s2 II. (y + 1)d5

III. (y - 1)f7 IV. (y + 1)p4

V. (y + 2)s¿Quién posee mayor energía relativa es?

a) I b) II c) IIId) IV e) V

15. La energía relativa de (n - 2)f4 es 7. Calcular la energía relativa de : ns1

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

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA


= 0 <> s = 1 <> p = 2 <> d = 3 <> f

35

1. Regla de Energías Relativas (E.R.) :

Sirve para sobre si un subnivel, respecto de otro posee más o menos energía, según :

E.R. = n +

n : N. C. Principal : N. C. Secundario

Ejm. : Sean los subniveles * 2p * 3d * 4f ordenar de menor a mayor energía relativa.

Sol. : Subniveles : 2p 3d 4f E.R. : 2 + 1 3 + 2 4 + 3 3 5 7 E.R.(2p) = 3 E.R.(3d) = 5 E.R.(4f) = 7 2p , 3d , 4f

Ejm. : Ordenar de menor a mayor energía relativa * 5p * 7s * 3d * 4s

Sol. :Subniveles : 5p 7s 3d 4s

E.R. : 5 + 1 7 + 0 3 + 2 4 + 0 6 7 5 4 E.R.(5p) = 6 E.R.(7s) = 7 E.R.(3d) = 5 E.R.(4s) = 4 4s , 3d , 5p , 7s

Ojo : Si los subniveles presentan igual energía relativa se denominan “degenerados”.

Ejm. : * 4f * 7s * 6p * 5d

E.R. (4f) = E.R. (7s) = E.R. (6p) = E.R. (5d) = 7

¿Quién tiene mayor energía real? Rpta. : Quien posea mayor nivel

2. Principio de Construcción (Aufbau)

La distribución de electrones se realiza de subnivel en subnivel, de menos a más energía.

Ejm. : Realizar la configuración electrónica de 9F

Sol. : Como es un átomo neutro #p+ = #e- = z #e- = 9

C.E. (9F) : 1s2 2s2 2p5

E.R. : 1 + 0 2 + 0 2 + 1 1 2 3 La energía relativa La energía real aumenta

¿Tenemos que hallar la energía relativa a todos los subniveles para configurar?


Rpta. : NO!!

Método Práctico de Configuración

Consiste en recordar el orden de los subniveles para configurar que es el siguiente :

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p

¡¿Cómo lograrlo?!

Así : por ejemplo aquí una forma, mediante las siguientes frases

si sopa sopa seco de pato seco de pato se fue de plan se fue de plan

Extraemos toda letra que nos recuerde a un suubnivel (s, p, d, f)

s s p s p s d p s d p s f d p s f d p

Luego procedemos a enumerar las letras según el siguiente orden : “s” con 1 “p” con 2 “d” con 3 “f” con 4

Termina la configuración entonces :

1s 2s 2p 3s 3p 4s __d 4p 5s __d 5p 6s __f __d __p 7s __f __d __p

Ejm. : Realizar la configuración de 34Se

Sol. : #p+ = #e- = Z #e- = 34

C.E. (34Se) : 1s 2s p s p s d p

(si) (sopa) (sopa) (seco de pato)


1. ¿Cuántos subniveles se utilizan en la configuración electrónica de 15P ?

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

2. ¿Cuántos subniveles “s” utiliza el Calcio en su configuración si presenta 20 protones en su núcleo?

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

3. ¿Cuántos electrones se encuentran presentes en el cuarto nivel en la configuración del Germanio? (Z = 32)

a) 2 b) 8 c) 5 d) 4 e) 1

4. ¿Cuántos electrones hay en el tercer nivel de la configuración de 17Cl?

a) 7 b) 1 c) 3 d) 2 e) 5

5. La configuración electrónica de Potasio (Z = 19) termina en ...

a) 3p1 b) 4p2 c) 3s1 d) 2s2 e) 4s1

6. La configuración electrónica de selenio (Z = 34) termina en

a) 3p4 b) 4p4 c) 5p6 d) 4p5 e) 4p3


7. ¿Cuántos niveles se utilizan en la configuración electrónica de Yodo? (Z = 53)

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

8. ¿Cuántos electrones en los subniveles “p” presenta el 82Pb?

a) 12 b) 26 c) 2d) 32 e) 18

9. El kernel para la configuración electrónica de Aluminio con 13 protones en su átomo neutro es:

a) He b) Kr c) Xe d) Ne e) Ar

10. La configuración electrónica de 83Bi es

a) [Ar] 4s2 4p5 d) [Xe] 6s2 4f14 5d10 4p3

b) [Xe] 6s2 4p3 e) [Kr] 6s2 4f14 5d10 4p2 c) [Ar] 5s2 6p2

11. Determinar los números cuánticos del último electrón de la configuración electrónica de 26Fe.

a) (3, 2, -2, -1/2) d) (5, 1, 1, -1/2)b) (4, 2, 0, -1/2) e) (4, 3, -2, -1/2)c) (3, 2, 1, -1/2)

12. En que subnivel termina la configuración electrónica de 92U.

a) 4f b) 6p c) 5d d) 7s e) 5f

13. Los números cuánticos del último electrón de un átomo son (4, 1, 0, -1/2). Calcular su número atómico

a) 27 b) 35 c) 17 d) 53 e) 32

14. Los números cuánticos del último electrón de un átomo son (4, 2, -1, -1/2). ¿Cuántos electrones presenta en los subniveles tipo “d”?

a) 10 b) 45 c) 33 d) 17 e) 7

15. Hallar los números cuánticos del último electrón del átomo de Bromo (Z=35) son..

a) (4, 1, 0, -1/2) d) (3, 1, -1, -1/2)b) (4, 2, 0, 1/2) e) (4, 2, 0, -1/2)c) (3, 1, 1, 1/2)


TAREA DOMICILIARIA Nº 1

1. ¿Cuántos subniveles se utilizan en la configuración electrónica de 14Si?

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

2. ¿Cuántos subniveles “p” utiliza el Estrocio en su configuración si presenta 38 protones en su núcleo?

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

3. ¿Cuántos electrones se encuentran presentes en el quinto nivel en la configuración del Telurio? (Z = 52)

a) 4 b) 2 c) 6d) 5 e) 7

4. ¿Cuántos electrones hay en el tercer nivel de la configuración de 39Y?

a) 17 b) 10 c) 6d) 1 e) 18

5. La configuración electrónica de Indio (Z = 49) termina en ...

a) 5p1 b) 6p2 c) 4d1 d) 4p2 e) 4d10

6. La configuración electrónica de Titanio (Z = 22) termina en

a) 3d4 b) 3d2 c) 4d6 d) 4p2 e) 3s2

7. ¿Cuántos niveles se utilizan en la configuración electrónica de Polonio? (Z = 84)

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

8. ¿Cuántos electrones en los subniveles “d” presenta el 82W?

a) 14 b) 4 c) 24 d) 34 e) 5

9. El kernel para la configuración electrónica de Estaño con 50 protones en su átomo neutro es:

a) Ne b) Xe c) Kr d) Ar e) He

10. La configuración electrónica de 31Ga es

a) [Kr] 5s2 4p5 d) [Ne] 4s2 5d10 4p1

b) [Ar] 4s2 3d10 4p1 e) [Kr] 6s2 4f14 5d10

4p1

c) [Ar] 3s2 3p2

11. Determinar los números cuánticos del último electrón de la configuración electrónica de 20Ca.

a) (3, 0, 0, -1/2) d) (5, 1, 0, -1/2)b) (4, 1, 0, -1/2) e) (4, 2, -1, 1/2)c) (4, 0, 0, -1/2)

12. En que subnivel termina la configuración electrónica de 103Lr.

a) 5f b) 7p c) 6d d) 6f e) 7s

13. Los números cuánticos del último electrón de un átomo son (4, 2, 0, 1/2). Calcular su número atómico

a) 27 b) 35 c) 17d) 53 e) 32

14. Los números cuánticos del último electrón de un átomo son (4, 1, -1, -1/2). ¿Cuántos electrones presenta en los subniveles tipo “d”?

a) 13 b) 10 c) 21d) 7 e) 17

15. Hallar los números cuánticos del último electrón del átomo de Arsénico (Z = 33) son :

a) (3, 1, 0, -1/2) d) (4, 1, 2, -1/2)

b) (4, 0, 0, -1/2) e) (4, 1, 1, 1/2)

c) (3, 1, 0, 1/2)

ENLACE QUÍMICO I


H Cl H Cl 428KJmol

Energía Liberada

1910Jorge Chávez cruzo los Alpes por primera vez en su monoplano Bleirot, de Suiza a Italia, sobre el Macizo del Simplón.

1914El 4 de febrero el coronel Oscar R. Benavides dio un golpe de estado que se inició con el alevoso asesinato del general Enrique Varela, la figura más respetable del ejército en servicio activo.

1915Se inicia el segundo gobierno de José Pardo y Barreda.

1992Autogolpe del presidente Alberto Fujimori

1916Walter Kossel plantea el Enlace Químico como una transferencia de electrones.

1923Gilbert Newton Lewis plantea su teoría Ácido Base y sienta las bases del Enlace Covalente.

1991Gillespie termina de definir la Teoría de Repulsión de pares electrónicos en la capa de valencia (TRPECV).

39

CAPITULO IVI

El enlace químico es la fuerza que mantiene unidos a los átomos (enlace interatómico) para formar moléculas o formar sistemas cristalinos (iónicos, metálicos o covalentes) y moléculas (enlace intermolecular) para formar los estados condensados de la materia (sólidos y líquidos), dicha fuerza es de naturaleza electromagnética (eléctrica y magnética), predominante fuerza eléctrica.


ÁTOMOA

ÁTOMOB+ A

MOLÉCULA “”AB”

B

EnergíaLiberada

K Cl

K Cl

H(entalpía)

Tiempo

Octeto:Regla planteada por Walter Kossel (enlace iónico).Dueto:Regla planteada por Lewis (enlace covalente)Notación Lewis:Se colocan los electrones de valencia.Iónico:Se enlazan ionesCovalente:Compartición electrónica

40

GILBERT NEWTON LEWIS(1875 - 1946)

Lewis nació en Massachusetts, pero ya en 1884 su familia se trasladó a Lincoln, Nebraska, en donde la formación escolar que recibió fue escasa.

Su carrera universitaria la inició en la Universidad de Nebraska pero luego se trasladó a Harvard, universidad ésta en la que alcanzó el grado de doctor en 1899. Después de efectuar una estancia en Alemania para ampliar sus estudios, se incorporó a la facultad del Instituto Tecnológico de Massachusetts (MIT) en 1905.

En 1912 fue nombrado profesor de la Universidad de Berkeley, en California. Bajo su dirección, el departamento de química de Berkeley alcanzó un gran prestigio internacional.

Lewis poseía una inteligencia creativa e inquiridora y ello le permitió efectuar contribuciones importantes en diversas áreas de la química. Lewis fue el primero en proponer que los átomos podrían mantenerse unidos por medio de la comparación de pares de electrones; de acuerdo con esta idea introdujo el simbolismo de las estructuras, en las que los electrones se representan por puntos (estructuras de Lewis).

Sus contribuciones a la termodinámica (es decir, al estudio de los cambios de energía) fueron importantes y también fue coautor de un libro de texto que ejerció una profunda influencia en la enseñanza de la termodinámica. Además, propuso una nueva definición de ácidos y bases y fue el primero en preparar y

estudiar, en estado puro, el agua pesada , 2H2O (D2O).

Estudiaremos las fuerzas que mantienen unidos a los átomos y como las clasificamos, así como entender porque se produce el enlace químico.

Energía Liberada


Kernel

Kernel

Kernel

41

Regla del Octeto.- (Planteada por Walter Kossel en 1916). Los elementos químicos buscan tener configuración electrónica de gas noble para ello ganarán o perderán electrones.

Ejm. : Indicar la carga del 12Mg y el 15P cuando formen compuestos.

Sol. : 12Mg : 1s2 2s2 2p6 3s2 pierde 2e- 12Mg+2 : 1s2 2s2 2p6

15P : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 gana 3e- 15P-3 : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Electrones de Valencia y Kernel .- El Kernel es todo lo que esta antes del último nivel. Los electrones de valencia son los electrones del último nivel. Ejm. :

14Si : 1s2 2s2 2p6 3s 2 3p 2 #evalencia−

= 4

34Se : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s 2 3d10 4p 4 #evalencia−

= 6

53I : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s 2 4d10 5p 5 #evalencia−

= 7

Notación Lewis.- Se colocan los electrones de valencia alrededor del símbolo del elemento.

PzEP y

S

Px

Ejm. 1 : Realizar la notación Lewis de 20Ca

Sol. : Ca : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s 2 #evalencia−

= 2 Ca¿⋅¿

¿

Ejm. 2 : Realizar la notación Lewis del 31Ga

Sol. : Ga : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s 2 3d10 4p 1 #evalencia−

= 3 Ga¿⋅¿ ¿

¿

Ejm. 3 : Realizar la notación Lewis de 35Br

Sol. : Br : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s 2 3d10 4p 5 #evalencia−

= 7 Br¿⋅¿

¿⋅¿¿¿¿¿

Enlace Iónico

Se produce entre metal y no metal. Metal (I A, II A) con No Metal (VI A, VII A).

La diferencia de electronegatividades entre los átomos debe ser mayor a 1,7.

Hay transferencia de electrones.

Presenta elevado punto de fusión.

Ejm. : Enlazar 19K con 17Cl


17Cl : 1s2 2s2 2p6 3s 2 3p 5 #evalencia−

= 7 ¿ Cl

¿⋅¿

¿⋅¿¿¿¿¿

19K : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s 1 #evalencia−

= 1 Kx

K x + ¿ Cl

¿⋅¿

¿⋅¿¿¿¿¿

( xx Kxx

xxx

x)+1

¿¿ Fórmula : KCl Nombre : Cloruro de potasio (blanco)


1. Cuando se produce el enlace interatómico se obtiene :

a) Átomos más grandesb) Ganancia de energíac) Estabilidad del sistema químicod) Mayor entalpíae) Átomos con mayor energía

2. El enlace iónico presenta diferentes características para sus productos, de las alternativas cual no es :

a) Son sólidosb) Son electrolitosc) No presentan estructura cristalinad) Alta temperatura de fusióne) Generalmente (E. N.) 1,7

3. Indicar la notación de Lewis para el átomo de fósforo, si contiene 15 protones en su núcleo

a) P¿

b) ¿ P¿ ¿ c)

¿ P¿

¿⋅¿¿ ¿

d) ¿P ¿ e) ¿ P

¿⋅¿

¿⋅¿¿¿¿¿

4. Indicar la familia de ¿ x

¿⋅¿¿⋅¿ ¿

¿

¿¿

a) Alcalinos b) Halógenos c) Anfígenosd) Alcalino – térreos e) Gas Noble

5. Determinar el número atómico del átomo

x¿

, si presenta 3 niveles de energía.

a) 7 b) 9 c) 11d) 19 e) 21

6. Calcular la cantidad de protones que

tienen un átomo del elemento x¿⋅¿

¿, si presenta 4 niveles de energía.

a) 16 b) 18 c) 12d) 22 e) 20

7. ¿Cuántos neutrones presenta el átomo ¿ x

¿

¿⋅¿¿¿ ¿

si presenta 3 niveles y 32 nucleones?

a) 8 b) 16 c) 40d) 32 e) 48

8. Determinar el número de masa del átomo

¿¿x¿

¿⋅¿¿¿¿, si presenta 3 niveles y 22 neutrones

en su núcleo.

a) 18 b) 44 c) 36d) 20 e) 40

9. Señale lo incorrecto :

a) ns1 … x¿

d) ns2 np5 … ¿ x

¿⋅¿

¿⋅¿¿¿¿¿

b) ns2 … x¿⋅¿

¿ e) ns1 … x¿⋅¿

¿

c) ns2 np1 … x¿⋅¿⋅¿ ¿

¿


10. ¿Qué elementos presentan igual fórmula electrón - protón? (diagrama de Lewis)

a) Na y Cl b) N y H c) H y Od) S y O e) He y Ne

11. ¿Qué enlace formarán x(Z = 12) con y(Z = 35)?

a) Iónico b) Covalente c) Apolard) Electromagnético e) Dativo

12. La notación Lewis de enlazar x(Z = 11) con y(Z = 16) es :

a)( x¿ )−1

¿¿

b)¿¿c) ¿¿d)

( x¿ )+1( y )−1

e)¿¿13. La fórmula de enlazar 20Ca con 8O es :

a) Ca2O b) CaO2 c) CaOd) Ca2O3 e) Ca3O2

14. La fórmula de enlazar x(Z = 12) con y(Z = 9)

a) xy b) x2y c) xy2

d) x2y3 e) x3y2

15. La probable fórmula de enlazar un alcalino – térreo con un anfígeno es :

a) AB b) A2B c) AB2

d) A2B3 e) A3B2

ENLACE QUÍMICO II



1. Señale la alternativa donde se produce el enlace iónico :

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

2. En qué enlace se produce la transferencia de electrones :

a) Covalente d) Electronegatividadb) Covalente polar e) Covalente

coordinadoc) Covalente apolar

3. Indicar verdadero o falso :I. El enlace se debe a la tendencia de

los átomos por tener configuración de gas noble.

II. En el enlace participan generalmente los electrones de valencia

III. En el enlace se busca la estabilidad del átomo o especies químicas.

a) VVV b) VVF c) FVVd) VFV e) FVF

4. Un alcalino con un halógeno forman un enlace :

a) Iónico d) Puente hidrógeno

b) Covalente e) De Londonc) Coordinado

5. Los electrones de valencia del 5B son :

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

6. Calcular los electrones de valencia de 52Te

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

7. La notación Lewis de un térreo es :

a) E¿

b) E¿⋅¿

¿ c) ¿ E¿ ¿

d) ¿ E

¿

¿ ¿e)

¿ E¿

¿⋅¿ ¿¿ ¿

8. La notación Lewis de 51Sb

a) Sb¿

b) ¿Sb¿ ¿ c)

¿ Sb¿

¿⋅¿¿ ¿

d) Sb¿

e) ¿ Sb

¿

¿⋅¿ ¿¿ ¿

9. ¿Cuál de los siguientes elementos presenta menor número de electrones de valencia?

a) 3Li b) 13Al c) 9Fd) 15P e) 12Mg

10. Un anfígeno del cuarto periodo presenta cuántos electrones de valencia.

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

11. La notación Lewis del elemento con Z = 34

a) E¿⋅¿

¿ b) ¿ E¿

⋅¿ ¿ c) E¿

¿⋅¿⋅¿ ¿

¿

d) ¿ E

¿

¿⋅¿ ¿¿¿

e) ¿ E

¿⋅¿¿⋅¿ ¿

¿¿¿

12. Un elemento presenta notación Lewis E¿

¿⋅¿⋅¿ ¿

¿ y

se encuentra en el 5º periodo. Calcular “Z”

a) 32 b) 34 c) 49d) 52 e) 50

13. El elemento K(Z = 19) con qué elemento formará enlace iónico.

a) Fr(Z = 87) d) Pd(Z = 46)b) Cu(Z = 29) e) O(Z = 8)c) Sc(Z = 21)

14. La notación Lewis de enlazar 3x con 8y

a)¿¿b)¿¿c) ¿¿d) ¿¿e) ¿¿

15. La fórmula de enlazar x(Z = 37) con y(Z = 9) es

a) xy b) xy2 c) x2yd) x2y3 e) xy3


1911Rutherford plantea su modelo atómico.

1913Niels Bohr plantea su moderno modelo de niveles de energía.

1916Sommerfield plantea su modelo de orbitas elípticas.

1990Friedman y Kendall (E. U. A) conjuntamente con Taylor (Canadá) obtienen el Premio Nóbel por demostrar que el quark es la mínima expresión de la materia.

1911El 10 de abril, por primera vez en el Perú, se produjo un paro general como arma de lucha de la clase proletaria.

1913Formaron los anarquistas la Federación Regional de trabajadores y se intensifico la lucha laboral.

1915José Pardo fue designado presidente de la república por una convención de partidos políticos.

1992Tratado de Santa Cruz entre Bolivia y Perú que posibilitaba la creación de una zona franca.

1916Con el ascenso al poder de Augusto B. Leguia se cierra el periodo de la república aristocrática.

45

Molécula de oxígeno(O2) Molécula de cloruro de hidrógeno

Enlace Covalente.- Hay compartición de electrones

Ejm. : Cl2

¿ Cl

¿⋅¿¿⋅¿ ¿

¿

¿¿

¿¿C¿⋅¿¿⋅¿¿

¿

¿ +

x C

xx

xxxx

¿¿C

¿⋅¿¿⋅¿ ¿

¿

¿x C

xx

xxxx

¿¿C¿⋅¿¿⋅¿

¿

¿Cxx

xxx

x Cl Cl

1. Enlace Covalente Normal .- Existe la compartición equitativa de electrones.

Covalente Normal Polar .- Los elementos son diferentes.

HCl H ¿ x C

xx

xxxx

H ¿ + x C

xx

xxxx H ¿ x C

xx

xxxx H

Cxx

xxx

x H Cl

Covalente Normal Apolar .- Cuando los átomos son iguales.

Fe¿ F

¿⋅¿¿⋅¿ ¿

¿

¿¿

¿¿F

¿⋅¿¿⋅¿ ¿

¿

¿ +

x F

xx

xxxx

¿¿F

¿⋅¿¿⋅¿ ¿

¿

¿ x F

xx

xxxx

¿¿F

¿⋅¿¿⋅¿

¿

¿ Fxx

xxx

x F F

2. Enlace Covalente Dativo o Coordinado


O

BeCl2

ClCl Be

AlCl3

ClCl

Cl

AlH

HH

H

C

CH4

180º

46

HNO3

¿ N¿

¿⋅¿¿ ¿ x O

xx

xxx

x O

xx

xxx

Oxx

xx

x

xOxx

xx

¿¿N¿

¿⋅¿ ¿

¿ x O

xx

xxx ¿ H

x

xOxx

xx

N Oxx

xx

H O N O H

Enlace Múltiple

* N2 N¿⋅¿

¿¿¿¿ x

x

x Nxx

N¿⋅¿

¿ Nxx

N N

*** A B * A B * A B

Hibridación

sp3 sp2 sp

Geometría tetraédrica Geometría triangular Geometría Lineal

Un truco para conocer la Hibridación :

Hibridación = # enlaces sigma + pares electrónicos no compartidos

Ejm. : La hibridación del carbono en : O = C = O es :

Sol. : O C O

Hrb = 2 + 0 = 2 Hrb = sp

Ejm. : Hallar la hibridación para el átomo central en SO2

Sol. : O¿⋅¿¿⋅¿

¿

¿ S

xx

O

¿⋅¿¿⋅¿¿

¿¿

¿

Hrb = 2 + 1 = 3 sp2

Ejm. : Hallar la hibridación para el átomo central en NH3


C

OH

CH

CH

CH

HC

HC

CH3

CH = CH – C CH

47

Sol. : N N¿⋅¿

¿ H Hrb = 3 + 1 = 4 sp3

H


1. ¿Cuántos electrones de enlace presenta el H2S H(Z = 1) S(Z = 16)?

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

2. ¿Cuántos enlaces dativos presenta el HClO4 H(Z = 1) Cl(Z = 17) O(Z = 8)?

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

3. ¿Qué compuesto no cumple con la regla del octeto en átomos al enlazarse?

a) SO2 b) CO2 c) NOd) NH3 e) H2O

4. ¿Qué compuesto no presenta enlace iónico?

a) KCl b) NaCl c) NaFd) SO3 e) CaO

5. De los enlaces claves, ¿cuál es menos polar? Datos : (E.N : O = 3,5; F = 4; Cl = 3,0; N = 3,0; C = 2, 5; H = 2,1; S = 2,8)

a) S – O b) C – O c) H – F d) N – H e) Cl – O

6. De los siguientes enlaces, indicar aquel que presente mayor carácter iónico.

a) Li – H b) Na – H c) B – Hd) C – H e) K – H

7. Respecto al enlace covalente, indicar verdadero o falso según corresponda :I. En un enlace covalente polar existe

compartición desigual del par de electrones de enlace.

II. En un enlace dativo un solo átomo aporta el par electrónica a compartir.

III. En un enlace triple existen 2 enlaces (pi).

a) VVF b) VFV c) FVVd) FFV e) VFF

8. De la siguiente molécula, determine el número de enlaces sigma () y pi () respectivamente

a) 19 y 2b) 20 y 3

c) 21 y 3d) 22 y 2e) 14 y 3

9. ¿Qué compuesto presenta 3 enlaces covalentes coordinados?

a) CaCO3 b) C3H6O c) H2SO4

d) H3PO4 e) HClO4

10. Determine el número de enlaces simples presenta :

a) 8b) 9c) 10d) 11e) 12

11. Indique el tipo de híbrido de cada carbono en la molécula del propeno (CH2 = CH – CH3)

a) sp2 , sp2 , sp3 d) sp3 , sp3 , spb) sp , sp , sp2 e) sp2 , sp3 , sp3

c) sp2 , sp3 , sp

12. Respecto a la teoría de hibridación, indicar verdadero (V) ó falso (F)

I. Un orbital híbrido no es un orbital duro.

II. La designación sp2, indica el número y tipo de orbitales atómicos puros combinados.

III. En la molécula del H2O el átomo central posee hibridación sp.

IV. En el etileno (C2H2) existen 2 átomos de carbono con hibridación sp2.

a) VVFF b) FVFV c) FVVFd) FVFF e) VFVF

13. Determine el número de electrones enlazantes y no enlazantes en : E2F2, sabiendo que el elemento “E” tiene en total 2 electrones desapareados y 2 orbitales llenos.

a) 6 y 12 b) 8 y 14 c) 10 y 12d) 12 y 18 e) 8 y 8

14. Indicar las relaciones incorrectas acerca de la molécula y su geometría :


C H

H

H

OH

O

H

48

I. H2S : AngularII. SiH4 : TetraédricaIII. BeCl2 : LinealIV. NH3 : TriangularV. CO2 : Angular

a) II y III b) I, II, III c) III, V

d) I, II, IV e) II, IV, V

15. ¿En cuál de los siguientes compuestos se observa un enlace apolar (atómico)?

a) H2O b) CO2 c) O2

d) CO e) NH3


1. ¿Qué elementos forman un enlace covalente?

a) Na y F b) K y Cl c) Mg y Fd) Al y O e) Be y Cl

2. Un alcalino – térreo y un carbonoide que enlace no podrían formar

a) Covalente b) Iónico c) Coordinadod) Dativo e) Polar

3. ¿Qué estructura presenta enlace iónico?

a) CO2 b) N2 c) KFd) H2O e) H2

4. Indique cuántos enlaces simples presenta el HNO2

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

5. ¿Cuál de las siguientes sustancias presenta enlace covalente?

a) CaO b) NaCl c) Na2Od) KCl e) Cl2O

6. En un enlace covalente :

a) Los átomos se transforman en iones al formar el enlace

b) Hay transferencia de es−

c) Los es−

son compartidosd) La (E. N.) 1,7e) Todas son falsas

7. ¿Cuántos enlaces dativos presenta el H2SO4?

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

8. Señale el número de enlaces tipo (pi) en :

a) 3b) 4c) 5

d) 6e) 7

9. Señale el número de enlaces sigma () en :

a) 7b) 12c) 17d) 18e) 15

10. En el siguiente hidrocarburo, indicar cuántos enlaces y existen.

a) 12 y 4b) 13 y 3c) 11 y 3d) 10 y 4e) 12 y 5

11. Señale el número de enlaces covalentes apolares en :

a) 0 H H b) 1 c) 2 H C C Cd) 3 e) 4 H H

12. Indique cuántos átomos con hibridación sp3, sp2 y sp hay en : H H O

H C C = C = C C C C N H H H H

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

13. De los siguientes compuestos, ¿cuáles no cumplen con la regla del octeto (átomo central)?

I. AlCl3 II. NO III. Cl2O5

IV. BeCl2 V. SO3

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


14. Según la clasificación de enlace covalente. ¿Cuántos enlaces hay de cada tipo (normal y dativo) hay en las siguientes moléculas o iones?

I. ClO3−

II. BeCl2 III. CS2

a) 6 y 3 b) 7 y 2 c) 5 y 3d) 6 y 2 e) 7 y 4

15. Dadas las siguientes proposiciones, indicar verdadero o falso :

I. El BeO y AlCl3 son compuestos iónicos

II. En un enlace covalente la compartición de electrones siempre es equitativa

III. El enlace dativo o coordinado es apolar

IV. El enlace sigma es más fuerte que el enlace pi ()

a) FFVV b) VFFV c) VVFFd) FVFV e) FFFV

NOMENCLATURA INORGÁNICA I


Aire Tierra Fuego Agua

ó

Oro Cobre Estaño

51

CAPITULO IVI

Desde la antigüedad ha sido una preocupación constante del hombre dar nombre a los seres y objetos que conocía o descubría, así como a los conceptos nuevos que elaboraba.

En lo que se refiere a las sustancias químicas, que hoy clasificamos en elementos y compuestos, y las cuales se pueden presentar en estado químicamente puro o, en forma impura, constituyendo mezclas de composición diversa, ya los filósofos de la antigua Grecia, hace alrededor de 2500 años, sostuvieron teorías basadas únicamente en la especulación y carentes de todo fundamento experimental

Cr


Principales Estados de Oxidación

Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Ag = 1 F = -1

BE, Mg, Co, Sr, Ba, Ra, Zn = 2 H = 1

Fe, Ca, Ni = 2, 3 O = -2 (generalmente)

Cl, Br, I = 1, 3, 5, 7 Si = 4

S, Se, Te = 2, 4, 6 As = 3, 5

P = 1, 3, 5 Anfóteros

B, Al = 3 Metal 2, 3

C = 2, 4 No Metal 4, 6, 7

Au = 1, 3

Pb, Sn, Pt = 2, 4 Metal 2, 3

Cu, Hg = +1, +2 No metal 3, 6

Podemos recordar los estados de oxidación hasta un 80% con el truco siguiente (pares, impares)

I A II A III A IV A V A VI A VII A

1 2 3 24

135

246

1357

Hallando el estado de oxidación

Sx

O2−2

x – 4 = 0 x = 4

N2

x

O3−2

2x – 6 = 0 x = 3

Br2x

O3−2

2x – 6 = 0 x = 3

Znx

O−2 x – 2 = 0 x = 2

Pbx

O2−2

x – 4 = 0 x = 4

ÓXIDOS

Mn


Cuarzo

53

Son compuestos binarios formados por la combinación de un elemento y oxígeno. Hay dos clases de óxidos que son los óxidos básicos y los óxidos ácidos (anhídridos).

ÓXIDOS BÁSICOS.- Son compuestos binarios formados por la combinación de un metal y el oxígeno. Su fórmula general es :

M2OX

Donde M es un metal y X el estado de oxidación del metal (el 2 corresponde al estado de oxidación del oxígeno). Los E. O. de los elementos se intercambian entre ellos y se ponen como subíndices. (si los E. O. se pueden se simplifican).

Valencia

Fórmula N. sistemáticaN. stock

(la más frecuente)N. tradicional

1 Na2O Monóxido de disodio Óxido de sodio Óxido sódico

2Ca2O2 = CaO Monóxido de calcio Óxido de calcio Óxido cálcico

Fe2O2 = FeO Monóxido de hierro Óxido de hierro (II) Óxido ferroso

3 Fe2O3 Trióxido de dihierro Óxido de hierro (III) Óxido férrico

4 Pb2O4 = PbO2 Dióxido de plomo Óxido de plomo (IV) Óxido plúmbico

ÓXIDOS ÁCIDOS O ANHÍDRIDOS.- Son compuestos binarios formados por un no metal y oxígeno. Su fórmula general es:

N2OX

Donde N es un no metal y la X el estado de oxidación del no metal (el 2 corresponde al estado de oxidación del oxígeno).

E.O Fórmula N. sistemática(la más frecuente)

N. stock N. tradicional

1F2O Monóxido de diflúor Óxido de flúor

Anhídrido hipofluoroso

Cl2O Monóxido de dicloro Óxido de cloro (I)Anhídrido

hipocloroso)

2 SO Monóxido de azufre Óxido de azufre (II)Anhídrido

hiposulfuroso

3 I2O3 Trióxido de diodo Óxido de Iodo (III) Anhídrido sulfuroso

4 SeO2 Dióxido de Selenio Óxido de selenio (IV) Anhídrido selenioso

5 Br2O5 Pentaóxido de dibromo Óxido de bromo (V) Anhídrido brómico

6 SO3 Trióxido de azufre Óxido de azufre (VI) Anhídrido sulfúrico

7 I2O7 Heptaóxido de diodo Óxido de Yodo (VII) Anhídrido periódico

Valencia

Fórmula N. sistemática * N. stock * N. tradicional


2 NO Óxido nitroso

4 NO2 Óxido nítrico

3 N2O3 Anhídrido nitroso

5 N2O5 Anhídrido nítrico

* Escribe los nombres que faltan en la tabla.

FUNCIONES OXÍGENADAS

Función Óxido

Elemento + Oxígeno Óxido

Fórmula General : Ex + O-2 E2Ox

1. Óxido Básico

Metal + Oxígeno Óxido Básico

Ejm. :

Ca+2 + O-2 CaO (óxido de calcio)

K+1 + O-2 K2O (óxido de potasio)

Nomenclatura Clásica

E. O. Prefijo Sufijo

Mínimo Hipo ………… Oso

Menor --- ………… Oso

Mayor --- ………… Ico

Máximo Per ………… Ico

Fe+3 + O-2 F2O3 (óxido férrico) Fe : 2, 3

Ni+2 + O-2 NiO (óxido niquéloso) Ni : 2, 3

Pb+4 + O-2 PbO2 (óxido plúmbico) Pb : 2, 4

2. Óxido Ácido (Anhídrido)

No Metal + Oxígeno Óxido Ácido

Los óxidos ácidos antiguamente recibían el nombre de anhídridos que significa ácidos sin agua.

Ejm. :

S+6 + O-2 SO3 (anhídrido sulfúrico) S : 2, 4, 6

Cl+1 + O-2 Cl2O (anhídrido hipocloroso) Cl : 1, 3, 5, 7

P+3 + O-2 P2O3 (anhídrido fosforoso) P : 1, 3, 5

Br+5 + O-2 Br2O5 (anhídrido brómico) Br : 1, 3, 5, 7

Hidróxido


Óxido Básico + H2O Hidróxido

Fórmula General : M(OH)x x : E. O. metal

Fe2O3 + H2O Fe(OH)3

Hidróxido férrico

NiO + H2O Ni(OH)2

Hidróxido niqueloso

Au2O3 + H2O Au(OH)3

Hidróxido aurico

Ag2O + H2O Ag(OH) Hidróxido de plata

Hidruros

Elemento + Hidrógeno Hidruro

I A II A III A IV A V A VI A VII A

1 2 3 4 -3 -2 -1

Hidruros No Metálicos (VI A , VII A) : Anfígeniuros y Halogeniuros

H+1 + S-2 H2S(g) (sulfuro de hidrógeno)

H+ + Cl- HCl(g) (cloruro de hidrógeno)

H+ + F- HF(g) (fluoruro de hidrógeno)

Ácidos Hidrácidos

Hidruro No Metálico + H2O Ácido Hidrácido (VI A , VII A)

HF(ac) : Ácido fluorhídrico

H2S(ac) : Ácido sulfhídrico

HBr(ac) : Ácido bromhídrico

HCl(ac) : Ácido clorhídrico

H2Se(ac) : Ácido selenhídrico

HI(ac) : Ácido iodhídrico


1. Determinar los estados de oxidación de los elementos en :

* N2 * S8 * Br2

2. Determinar el estado de oxidación de

nitrógeno en : N2O5

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

3. Determine el estado de oxidación de

bromo en Br2O5

a) 1 b) 2 c) 3d) 5 e) 7

4. Determine el E. O de platino en PtO2

a) 1 b) 2 c) 4d) 6 e) 8

5. Calcular el E. O. de cloro en : Cl2O7

a) 5 b) 1 c) 7


d) 3 e) 9

6. Determinar el E. O. de carbono en : H2CO3

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

7. Calcular el E. O. de carbono en : C6H12O6

a) 0 b) 1 c) 2d) 4 e) 6

8. Calcular el E. O. de nitrógeno en : H2NO3

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

9. Calcular el E. O. de cromo en : H2CrO4

a) 2 b) 6 c) 3d) 5 e) 7

10. Calcular el . O. de boro en : (BO3)-3

a) 0 b) 6 c) 3d) 1 e) 2

11. Calcular el E. O. de fósforo en : (PO4)

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

12. Determinar el nombre del producto en

(Au = +1 , +3) : Au+3 + O-2 …………

a) Óxido auroso d) Anhídrido auroso

b) Anhídrido aurico e) Óxido de oroc) Óxido aurico

13. Nombrar : SO3 (S = +2, +4. +6)

a) Óxido de azufre d) Anhídrido sulfuroso

b) Óxido sulfuroso e) Anhídrido sulfúrico

c) Óxido sulfúrico

14. Nombrar : Pb(OH)4

a) Hidróxido plúmbicob) Hidróxido plumbosoc) Óxido plúmbicod) Óxido de plomoe) Hidróxido hipo plumboso

15. Un hidróxido de hierro es hepta – atómico. ¿Cuál es su nombre?

a) Hidróxido de hierrob) Hidróxido ferrosoc) Hidróxido de fierrod) Hidróxido férricoe) Hidróxido hipo ferroso


1. Determine el E. O. de los elementos en :

* I2 * P4 * O2


azufre en : H2SO3

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


carbono en : H2C2O4

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

4. Determinar el E. O. de bromo en : CaBr2

a) 2 b) -2 c) 1d) -1 e) 1/2


carbono en : MgCO3

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


6. Determinar el E. O. de cobre en : Cu2O

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

7. Determinar el E. O. de azufre en : (SO4)=

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

8. Determinar el E. O. de cobre en : Cu(NH3)2+

a) 1 b) 2 c) -1d) -2 e) 3

9. Determinar el nombre de : PbO2 (Pb = +2, +4)

a) Óxido plumbosob) Anhídrido plúmbicoc) Óxido plúmbicod) Anhídrido plumbosoe) Óxido de plomo

10. El nombre de : SnO2 (Sn = +2, +4)

a) Óxido de azufreb) Anhídrido azufrosoc) Óxido estannosod) Anhídrido estannosoe) Óxido estannoso

11. El nombre de N2O5 es : (N = +1, +3, +5)

a) Óxido niquelosob) Anhídrido nítricoc) Anhídrido nitrosod) Óxido niquélicoe) Anhídrido hipo nitroso

12. Nombrar : Au2O (Au = +1, +3)

a) Óxido auroso d) Óxido auricob) Anhídrido aurico e) Anhídrido

perauricoc) Anhídrido auroso

13. Nombrar : I2O7 (I = 1, 3, 5, 7)

a) Anhídrido iodosob) Óxido iodicoc) Anhídrido periódicod) Óxido iodosoe) Anhídrido hipo yodoso

14. Nombrar : Co(OH)3

a) Anhídrido cobaltosob) Óxido cobálticoc) Anhídrido de cobaltod) Hidróxido cobaltitoe) Hidróxido cobaltito

15. Formular : hidróxido auroso

a) Au(OH) b) Au(OH)2 c)

Au2(OH)3

d) Au3(OH)2 e) Au(OH)4

NOMENCLATURA INORGÁNICA II

+ + 7

QUIMICA: Teoría y Problemas 59

Ácidos Oxácidos (Oxoácidos)

Óxido Ácido + H2O Ácidos Oxácidos

Fórmula General :

HEOx H2EOx H3EOx

x =

E .O . + 12 x =

E .O . + 22 x =

E .O . + 32

E.O. : impar E.O. : par B, As, P, Sb

SO3 + H2O H2SO4 (Ácido sulfúrico)

N2O3 + H2O H2N2O4 HNO2 (Ácido nitroso)

Cl2O7 + H2O H2Cl2O8 HClO4 (Ácido perclórico)

Nombrar : (N = 1, 3, 5) (Br = 1, 3, 5, 7) (Br = 1, 3, 5, 7)

HNO3 Ácido nítrico

HBrO3

Ácido brómico

HBrO3

Ácido perbrómico


Ácidos Polihidratados

Óxido Ácido + n H2O Ácido polihidratado

Para nombrarlos se utilizan prefijos : meta, piro, orto.

Prefijo E.O. Par E.O. Impar

Meta 1 anh. + 1 H2O 1 anh. + 1 H2O

Piro 2 anh. + 1 H2O 1 anh. + 2 H2O

Orto 1 anh. + 2 H2O 1 anh. + 3 H2O

SO2 + 2 H2O H4SO4 (ácido orto sulfuroso)

N2O3 + 3 H2O H6N2O6 H3NO3 (ácido orto nitroso)

Cl2O7 + 2 H2O H4Cl2O9 (ácido piro perclórico)

2 CO2 + 1 H2O H2C2O5 (ácido piro carbónico)

Ácidos Poliácidos

n Óxido Ácido + H2O Ácido Poliácido

Para nombrar se usa el prefijo que indica la cantidad de átomos del no metal en la fórmula :

Ejm. :

3 CO2 + H2O H2C3O7 ácido tri carbónico

4 Cl2O5 + H2O H2Cl8O21 (ácido octa clórico)

5 Mn2O7 + H2O H2Mn10O36 HMn5O18 (ácido penta mangánico)

7 SO3 + H2O H2S7O22 (ácido hepta sulfúrico)

Radicales Aniónicos

Se generan a partir de la pérdida de hidrógenos por parte de los ácidos.

CO3−2

: Carbonato F- : Fluoruro

ClO- : Hipoclorito Cl- : Cloruro

ClO2−2

: Clorito Br- : Bromuro

ClO3−1

: Clorato I- : Ioduro

ClO4−1

: Perclorato S-2 : Sulfuro

Función Sal

Ácido + Hidróxido Sal + H2O

Se nombra primero el anión, luego el catión. (Catión) (Anión) K+1 Cl-1

Cloruro de potasio


Sales Oxisales

Ácido Oxácido + Hidróxido Sal Oxisal + H2O

H2CO3 + Ca(OH)2 CaCO3 + H2O (carbonato de calcio)

HClO + Ag(OH) AgClO + H2O

Hipoclorito de plata

H2SO4 + Na(OH) Na2(SO4) + H2O

Sulfato de sodio

HNO3 + Au(OH)3 Au(NO3)3 + H2O

Nitrato aurico

Sales Haloideas

Ácidos Hidrácidos + Hidróxidos Sal Haloidea

HCl + KOH KCl + H2O

Cloruro de potasio

HBr + Li(OH) LiBr + H2O

Bromuro de litio

H2S + Mg(OH)2 MgS + H2O

Sulfuro de magnesio

HI + Au(OH)3 AuI3 + H2O

Ioduro aúrico

Nomenclatura Fórmula Sinominia

1. Óxido de Calcio CaO Cal viva

2. Peróxido de Sodio Na2O2 Oxilita

3. Óxido ferroso – férrico Fe3O4 Magnetita

4. Sesquióxido de hierro Fe2O3 Hematita5. Hidróxido de Sodio NaOH Soda cáustica6. Hidróxido de Potasio KOH Potasa cáustica

7. Hidróxido de Calcio Ca(OH)2 Cal apagada

8. Ácido sulfúrico H2SO4 Acite de vitriolo9. Cloruro de Sodio NaCl Salgema – Halita10. Sulfuro de Zinc ZnS Blenda11. Sulfuro Plumboso PbS Galena

12. Disulfuro de Hierro FeS2 Piritas

13. Nitrato de Potasio KNO3 Salitre


14. Carbonato de Calcio CaCO3 Mármol – cáliz

15. Sulfato de calcio – 2- agua CaSO4 – 2 H2O Yeso

16. Fosfato tricalcio Ca3(PO4)2 Fosforita

17. Dióxido de Silicio SiO2 Cuarzo – Sílice

18. Protóxido de cobre Cu2O Cuprita

19. Sulfuro de plata Ag2S Argentita

20. Carbonato de calcio y magnesio CaMg(CO3)2 Dolomita

21. Tetraborato sodico decahidratado Na2(B4O7) Borax

22. Fluoruro de Calcio F2Ca Fluorita

23. Carbonato de Sodio decahidratado Na2CO3 Sal de Soda

24. Sulfato cúprico pentahidratado CuSO4 . 5 H2O Azul de vitriola

25. Óxido de aluminio Al2O3 Alumina

26. Óxido de aluminio – 2 – hidratado Al2O3 . 2 H2O Bendita

27. Sulfato de magnesio heptahidratado MgSO4 . 7 H2O Sal de epson

28. Óxido férrico dihidrato Fe2O3 2 H2O Limonita

29. Monóxido de dinitrógeno N2O Gas Hilarante

30. Dióxido de Carbono SO2 Hielo seco – nieve c31. Carbono C Diamante – grafito32. Mercurio Hg Azogue33. Etino CH Acetileno34. Eteno CH = CH Etileno

35. Propano C3H8 Gas de cocina

36. Metano CH4 Fórmenos – gas de pantano

37. Metanol CH3OH Espíritu de madera

38. Etanol C2H5 – OH Espíritu de vino


1. Nombrar : H3PO4

a) Ácido fosfóricob) Ácido fosforosoc) Ácido hipofosforosod) Ácido piro fosforosoe) Ácido piro fosforoso

2. Formula : ácido piro carbonoso

a) H2C2O3 b) H3C2O4

c) H3C2O3 d) H4C3O5

e) H4C3O4

3. Formular : ácido orto silícico

a) H2Si3O4 b) H4SiO4

c) H3Si2O4 d) H2Si2O5

e) H2Si2O3

4. Formular el ácido poliácido siguiente : ácido penta clórico

a) H2Cl5O5 b) HCl5O11

c) H2Cl5O10 d) HCl5O13 e) HCl5O12

5. Nombrar : H2Cr2O7

a) Ácido tetra crómicob) Ácido di cromosoc) Ácido tri crómicod) Ácido di crómicoe) Ácido tri cromoso

6. Nombrar el anión : (NO2)-

a) Nitrilo b) Nitratoc) Nitrito d) Hiponitritoe) Pernitrito

7. Nombrar el anión : (ClO)-

a) Hipoclorito b) Per cloratoc) Clorito d) Cloratoe) Per clorito

8. Nombrar : (BrO3)-

a) Bromato d) Hipo bromato


b) Bromito e) Hipo bromitoc) Per bromito

9. Formular : hiposulfito férrico

a) Fe2(SO3)3 b) Fe(SO2)3 c) Fe2(SO2)3 d) Fe3(SO3)2 e) Fe(SO2)

10. Formular carbonito de calcio

a) CaCO3 b) CaCO2 c) Ca2(CO3)3 d) Ca(CO)2

e) CaCO2

11. Nombrar : sulfuro plumboso

a) PbS2 b) PbSc) Pb2S3 d) Pb3S2

e) Pb2S

12. Nombrar : H2SO2

a) Ácido sulfuroso

b) Ácido hiposulfurosoc) Ácido sulfúricod) Hidróxido hiposulfurosoe) Ácido hiposulfuroso

13. Nombrar : HNO3

a) Ácido nitrosob) Ácido niquélicoc) Ácido nítricod) Ácido hipo nítrosoe) Ácido per nítrico

14. Formular : ácido clórico

a) HClO b) HClO2

c) HClO3 d) HClO4

e) HClO5

15. Formular : ácido selenioso

a) HSeO b) HSeO2

c) H2SeO2 d) H2SeO3

e) H2SeO4


1. Formular : ácido cloroso

a) HClO b) HClO2

c) HClO3 d) HClO4

e) HClO5

2. Nombrar : HBrO2

a) Hidróxido de bromob) Ácido hipo bromosoc) Ácido per brómicod) Ácido bromosoe) Ácido brómico

3. ¿Cuál de los ácidos presenta mayor atomicidad?

a) Ácido sulfúricob) Ácido carbónico.c) Acido nítrico.d) Acido iodoso.e) Acido perclórico.

4. Nombrar : H2TeO3

a) Ácido de telurio d) Ácido telurosob) Ácido per telurico e) Ácido teluricoc) Ácido hipo teluroso

5. ¿Qué ácido presenta al no metal central con mayor estado de oxidación?

a) HNO2 b) H2Cr2O7

c) HBrO2 d) H2SO4

e) HIO3

6. Nombrar : H4As2O7

a) Ácido piro arsénicob) Ácido meta arseniosoc) Ácido orto arsénicod) Ácido piro arseniosoe) Ácido meta arsénico

7. Formular : ácido orto fosfórico

a) H3PO4 b) H2P2O5

c) HPO3 d) H3P2O5

e) H2PO6

8. Formular : ácido tri nítrico

a) HN3O8 b) HN3O5

c) H2N3O7 d) H2N3O6

e) HN3O9

9. Nombrar : H2Mn8O29

a) Ácido tetra mangánicob) Ácido octa manganosoc) Ácido octa permangánicod) Ácido tetra manganosoe) Ácido octa mangánico

10. El anión (IO4)- se llama :

a) Peryodato b) Perioditoc) Iodito d) Yodatoe) Hipoyodoso

11. El anión manganito es :


a) (MnO)- b) (MnO4)-

c) (MnO3)- d) (MnO3)-2

e) (MnO2)-2

12. Formular : permanganato de potasio

a) KMnO4 b) K2MnO3

c) KMnO2 d) K2MnO2

e) KMnO3

13. Es una sal haloidea :

a) NH3 b) CH4

c) NaF d) NiNO3

e) KBrO3

14. Formular : iodato ferroso

a) FeI3 b) Fe(IO3)2

c) FeIO2 d) Fe(IO4)2

e) FeIO3

15. Formular : bromuro de potasio

a) KBr2 b) K2Br c) KBr d) K2Br3 e) K3Br2

quimica libro 1

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