1. UNIVERSIDAD MAYOR DE SAN SIMÓN
FACULTAD DE CIENCIAS Y TECNOLOGÍA
Departamento de Química
Texto guía para el
Ingreso a la
Facultad de Ciencias y Tecnología
QUÍMICA
Autores:
Lic. Esp. Ronald Hosse S.
Ing. Boris Moreira Rosas
Ing. Henry Antezana Fernandez
Lic. Edwin Escalera Mejía
Jamil Humberto Calle
Cochabamba, diciembre de 2009

2. PRÓLOGO
El presente “Cuadernillo de Química” comprende una serie de temas que
cubren el desarrollo del programa Pre- Facultativo de la Facultad de Ciencias y
Tecnología de la Universidad Mayor de San Simón.
La resolución de problemas resulta esencial para el aprendizaje de la
química Los ejemplos (problemas resueltos) aparecen en los lugares adecuados
dentro de cada capítulo con el fin de ayudar al estudiante a desarrollar las técnicas
propuestas. Dichos ejemplos, así como sus resoluciones, se encuentran
claramente identificados. En cada capítulo se proporcionan problemas sin resolver
que sirven de refuerzo inmediato a los conceptos adquiridos y que se
complementan con ejercicios de práctica al final de cada capítulo.
Creemos que con el estudio y la resolución de los problemas del presente
cuadernillo el estudiante estará con mayor confianza y apreciará sin lugar a dudas
“la importancia de la química”, llamada la ciencia central para el siglo XXI.
Los Autores

3. CONTENIDO
Unidad 1
Introducción a la química………………………………………………………..…………..pág. 1
1.1 Clasificación de la Materia
1.2 Propiedades de la Materia
1.3 Cambios físicos y químicos
1.4 Estados de la Materia
1.5 Densidad y Gravedad Específica
1.6 Temperatura
1.7 Análisis Dimensional y Factores de Conversión
1.8 Sistema Internacional de Unidades
1.9 Notación Científica
1.10 Problemas Adicionales
1.11 Autoevaluación
Unidad 2
Estructura de los Átomos…………………………………………………………………..pág. 15
2.1 El Átomo
2.2 Partículas Subatómicas, Radiactividad, Rayos X y Modelos Atómicos
2.3 Estructura Nuclear
2.4 Espectros Atómicos, Ondas
2.5 La Mecánica Cuántica: Cuantos, Fotones, Efecto Fotoeléctrico, Niveles de Energía del Átomo y
Ondas de de Broglie.
2.6 Números Cuánticos, Orbitales Atómicos, Configuraciones Electrónicas y Orbitales de Valencia
2.7 Problemas Adicionales
2.8 Autoevaluación
Unidad 3
Enlace Químico……………………………………………..………………………………..pág. 27
3.1 Introducción
3.2 Electronegatividad
3.3 Símbolos de Lewis y La Regla del Octeto
3.4 Tipos de Enlace: Iónico y Covalente
3.5 Estructuras de Lewis y Números de Oxidación
3.6 Polaridad del Enlace Covalente, Resonancia
3.7 Formas Moleculares y Fuerzas Intermoleculares
3.8 Problemas Adicionales
Unidad 4
Átomos y Moléculas: Fundamentos de Estequiometría……………………….……….…..pág. 37
4.1 Masas Atómicas, Composición, Abundancia Isotópica y Masas Moleculares
4.2 El mol, Numero de Avogadro y Volumen Molar
4.3 Leyes fundamentales de la química
4.4 Composición Porcentual, Formulas Empíricas y Moleculares
4.5 Problemas Adicionales
4.6 Autoevaluación
Unidad 5
Igualación de Ecuaciones Químicas ………………………………………….…..pág. 51
5.1 Escritura y Clasificación de las Reacciones Químicas, Igualación de Reacciones Simples
5.2 Igualación de Ecuaciones Químicas por el Método Ion electrón
5.3 Problemas Adicionales
iii

4. Unidad 6
Cálculos Químicos, Estequiometría…………………………………………………………..pág.57
6.1 Introducción
6.2 Pureza de las Sustancias
6.3 Estequiometría de las Reacciones
6.4 Reactivo Limitante y Rendimiento
6.5 Problemas Adicionales
6.6 Autoevaluación
Unidad 7
Gases Ideales……………………………………………………………………………....…..pág. 69
7.1 Introducción
7.2 Propiedades de los gases
7.3 Leyes de los Gases: Ley de Boyle, Gay-Lussac, y Combinada
7.4 Ecuación de Estado de los Gases Ideales
7.5 Ley de las Presiones Parciales de Dalton y Recolección de Gases sobre agua
7.6 Ley de Difusión de Graham
7.7 Estequiometría Gaseosa
7.8 Problemas Adicionales
7.9 Autoevaluación
Unidad 8
Soluciones ……………………………………………………………………………..…..pág. 83
8.1 Introducción
8.2 Concentración de las Soluciones: Soluto/Solvente y Soluto/Solución
8.3 Preparación, Dilución y Mezcla de Soluciones
8.4 Estequiometria de las Soluciones, Valoraciones o Titulaciones
8.5 Propiedades coligativas
8.6 Problemas Adicionales
8.7 Autoevaluación
Unidad 9
Termoquímica…………………………………………………………………………..….…..pág. 99
9.1 Introducción
9.2 Energía: Unidades
9.3 Ecuaciones Termoquímicas
9.4 Leyes Termoquímicas
9.5 Estequiometría de las Reacciones Termoquímicas
Anexos…………………………………………………………………………………….…..pág. 102
ANEXO A: Respuestas a Problemas del texto
ANEXO B: Tablas y Factores de conversión
ANEXO C: Respuestas a Problemas del texto
iv

5. Unidad 1
Introducción a la química.
1.1 Clasificación de la Materia.
La química es la ciencia que describe la materia, sus propiedades físicas y químicas, los
cambios que experimenta, el comportamiento y las transformaciones intrínsecas que sufre, además
de las variaciones de energía que están involucrados en dichos procesos.
Materia
Todo lo que ocupa un
lugar en el espacio
Sustancias Mezclas
Materia conformada Formado por dos o
por un solo tipo de más sustancias.
átomos o moléculas.
Elementos. Compuestos Mezclas Mezclas
Formado por la Formado por el enlace Homogéneas Heterogéneas
agrupación de un entre átomos de distintos
solo tipo de átomos. elementos.
Ej. Solución acuosa. Ej. Un mineral.
Figura 1.1 Clasificación de la materia
Materia.- Es todo aquello que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio, por tanto es todo aquello
que existe en el universo
Masa y peso son dos términos diferentes, pero que se relacionan de la siguiente manera:
Masa.- Es una medida de la cantidad de materia
Peso.- Es la fuerza que ejerza la gravedad sobre un objeto de masa m
P=m×g donde g = 9,8 m/s2
La materia puede encontrarse en diferentes formas, en estado puro (sustancias) o en
mezclas
Sustancia.- generalmente puras, están constituidas a su vez por
compuestos o elementos.se caracterizan por tener propiedades
químicas y físicas características de las mismas.
Los Elementos son formas básicas de la materia están constituidos
por un solo tipo de átomos. Ejemplos: C, Na, Au, O2, He, Hg, etc.
Figura1.2 electrolisis del agua
1

6. QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la Facultad de Ciencias y
Tecnología
Compuestos: son combinaciones químicas perfectamente homogéneas de
varios átomos de distintos elementos ej.Na2CO3, CH3COOH, C12H22O11, H2O,
NH3, etc.
Mezcla.- estas no tienen composición constante, por ejemplo una taza de
café, todas las tazas de café tienen distintas composiciones, y en
consecuencia sus propiedades son variables.
Figura 1.3 Filtración
simple.
Problemas Resueltos
1. Identificar cada una de las sustancias siguientes como un gas, un líquido, o un sólido bajo
condiciones ordinarias:
a) Oro b) Etanol c) Helio
d) Bromo e) Monóxido de carbono, CO
Solución:
a) El oro, según la Tabla Periódica de los Elementos es un elemento metálico que se
encuentra en estado sólido
b) El etanol es el alcohol que se encuentra presente en muchas bebidas alcohólicas, como el
whisky, vodka, ron, cerveza, los cuales son preferentemente líquidos.
c) El helio es un gas, que se utiliza para inflar globos. Este elemento monoatómico se
encuentra en el grupo 18 de la Tabla Periódica, la cual también nos indica que se trata de un
gas.
d) El bromo es el único elemento no metálico líquido, en condiciones normales que se en-
cuentra en la Tabla Periódica.
e) El monóxido de carbono es un compuesto gaseoso, que resulta de la mala combustión de
carbón o algún hidrocarburo.
Problemas Propuestos
1. Definir en forma clara y concisa los siguientes términos, y dar dos ejemplos ilustrativos de
cada uno:
a) Sustancia b) Mezcla c) Elemento d) Compuesto
2. Clasificar cada uno de los siguientes materiales como elemento, compuesto o mezcla, e indi-
car por qué motivo:
a) Bronce, b)Té, c)Uranio, d) Mineral de Fe, e) Metano y f) Dióxido de carbono
3. ¿Qué diferencia hay entre mezcla homogénea y heterogénea? Dar dos ejemplos de cada una.
1.2 Propiedades de la Materia
Para diferenciar las muestras de diferentes tipos de materia se determina y comparan sus
propiedades, entre ellas están las propiedades físicas y químicas.
Las propiedades físicas: Son aquellas que se pueden medir u observar sin alterar la
composición de la sustancia. Ej.: la masa, el peso, el color, la densidad, dureza, el punto de fusión, el
punto de ebullición, etc.
Las propiedades químicas: Son aquellas que pueden ser observadas solo cuando una
sustancia sufre un cambio en su composición. Ej.: encendido de un cerillo de fósforo, combinación de
dos o más elementos, etc.
Las propiedades de la materia se pueden clasificar también como propiedades extensivas o
intensivas.
Las propiedades extensivas dependen de la cantidad de materia
Ejemplos: la masa, el volumen, inercia, etc.
2

7. Introducción a la
Química.
Las propiedades intensivas no dependen de la cantidad de materia
Ejemplos: la densidad, color, temperatura, etc.
1.3 Cambios Físicos Y Cambios Químicos
Cambios físicos.- Se presentan sin que se altere la composición de la sustancia. Ejemplos: los
cambios de estado, cortar, picar, romper, pintar de otro color, etc.
Es importante distinguir entre la propiedad y el cambio. Ejemplos:
Propiedad física Cambio físico
Punto de fusión Fusión de una sustancia
Solubilidad Disolver una sustancia
Tamaño Cortar un material
Cambios químicos.- Se presenta solo cuando la composición de la sustancia se modifica. Ejemplos:
La oxidación de hierro, la fermentación, la putrefacción, la digestión de los alimentos, la producción
de una sustancia nueva,etc.
Aquí también es importante distinguir entre el cambio y la propiedad.
Propiedad química Cambio químico
Combustión Quemar un papel
Electrólisis del agua Separar los componentes del agua
Problemas Resueltos
1. Indicar cuáles de los siguientes se pueden clasificar como cambio químico o cambio
físico:
a) Deslustre de la plata b) Fusión del hielo
c) Corte de un diamante d) Combustión de la gasolina
e) Conversión del vino en vinagre.
Solución:
a) , d) y e)Cambio químico b) y c) Cambio físico
2. Al intentar la caracterización de una sustancia, un químico hace las observaciones siguientes:
La sustancia es un metal blanco como de plata y lustroso. Funde a 649°C y hierve a 1105°C.
Su densidad a 20°C es 1,738 g/mL. La sustancia arde al aire, produciendo una luz blanca
intensa. Reacciona con el cloro para dar un sólido quebradizo, blanco. La sustancia puede ser
laminada en hojas delgadas o estirarse como el alambre. Es un buen conductor de la
electricidad. ¿Cuáles de estas características son propiedades físicas y cuáles son químicas?
Solución:
Propiedades físicas: Color, lustroso, punto de fusión, punto de ebullición, densidad, el la-
minado (maleable), estirado (dúctil) y buen conductor eléctrico.
Propiedades químicas: Arde al aire produciendo una luz blanca intensa; reacciona con el
cloro para producir un sólido quebradizo y blanco.
3. El vodka, una bebida alcohólica se puede separar de varias sustancias; las dos principales son
los líquidos agua y etanol. Basado en sus experiencias diarias, ¿qué diferencias hay en las
propiedades físicas y químicas de estas sustancias?
Solución: Enumeraremos solamente algunas de las propiedades más conocidas.
Propiedades físicas: el agua es incolora e inodora. El etanol es incoloro, pero tiene un olor
característico. El etanol se evapora más rápidamente que el agua. El etanol permanece líquido
a una temperatura en la cual el agua se congela.
Propiedades químicas: El etanol es inflamable, el agua no lo es. También un exceso de
alcohol, cuando se ingiere, reacciona en forma diferente en nuestro organismo de como lo
hace un exceso de agua.
3

8. QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la Facultad de Ciencias y
Tecnología
4. Basado en sus experiencias de todos los días, ¿cuáles son las diferencias en las propiedades
físicas y químicas de los metales sólidos hierro y oro?
Solución:
Propiedades físicas: El oro es amarillo, el hierro es gris. El hierro es atraído por imán, el oro
no. el hierro se oxida fácilmente, el oro no.
Propiedades químicas: El hierro reacciona con el oxígeno en presencia de agua para formar
orín o herrumbre. El oro no reacciona con el oxígeno bajo condiciones normales.
5. En la descripción siguiente indicar cada una de las propiedades o características como in-
tensiva o extensiva: La muestra amarilla es sólida a 25 °C. Su masa es 6,0 g y tiene una
densidad de 2,3 g/mL.
Solución:
Masa es un propiedad extensiva; color, estado físico (es decir, sólido), temperatura, y densidad
son propiedades intensivas.
Problemas Propuestos
1. ¿Cuáles de las siguientes propiedades son extensivas y cuáles intensivas? Explicar por qué.
a) Temperatura b) Color del cobre c) Volumen
d) Densidad e) Punto de fusión f) Masa
2. Establecer si las siguientes propiedades son químicas o físicas y ¿por qué?
a) El punto de fusión del plomo b) Dureza del diamante
c) Color de un sólido d) Color de una pintura
e) Capacidad de combustión
3. El calor requerido por gramo para evaporar el agua líquida, ¿es una propiedad intensiva o
extensiva?
1.4 Estados de la materia.
La materia se clasifica en tres estados de
agregación:
Sólido, en este estado las sustancias son rígidas y
tienen forma definida. El volumen de los sólidos
no varia en forma considerable con los cambios de
temperatura y presión
Líquido, en este estado las partículas están
confinadas en un volumen dado, los líquidos
fluyen y toman la forma del recipiente que los
contiene, su volumen no cambia notablemente,
son muy difíciles de comprimir. Figura 1.4 Ordenamiento de las moléculas en los
Gaseoso, en este estado las partículas tienden a estados sólido, líquido y gaseoso respectivamente.
ocupar todo el volumen del recipiente en que se encuentran, son mucho mas ligeros que los
líquidos y sólidos, fáciles de comprimir, se expanden fácilmente al aumentar la temperatura
Cualquier sustancia puede existir en los tres estados de agregación esto se debe a las
condiciones del sistema en que se encuentren, es decir que depende de las propiedades de cada
sustancia se las encontrara en estado solido, liquido o gaseoso; entonces la variación de la
temperatura y la presión ocasionan cambios de estado de las sustancias.
4 Figura 1.5 Cambios de estado.

9. Introducción a la
Química.
1.5 Densidad y Peso Específico.
La densidad es una propiedad intensiva de la materia, empleada ampliamente para
caracterizar las sustancias. Se define como la cantidad de masa en unidad de volumen de la
sustancia.
masa
Densidad 
volumen
El peso específico es una relación adimensional. En realidad debe considerarse como la
relación entre dos densidades entre la sustancia de interés y la correspondiente a la sustancia de
referencia. La sustancia de referencia para los líquidos y sólidos es el agua y para los gases el aire.
ρ Sustancia ρgas
PE  PEgas 
ρ H2 O ( 4 º C ) ρ aire ( 0 º C,1atm )
Problemas Resueltos
5 5
1. Un cuarto de libra de mantequilla empaquetada mide 1 de pulgada 1 de pulgada por
16 16
11
4 de pulgada.
16
a) ¿Cuál es la densidad de la mantequilla en g/mL?
b) Flotará o se sumergirá la mantequilla en agua a 4 °C.
Solución:
a) La masa de la mantequilla en gramos es
1  453.6g 
Libra de mantequilla    113,4g
4  1libra 
El volumen de la mantequilla es
 5 5   11 
1   plg  1   plg  4   plg  8,07 plg 3
 16   16   16 
3
 2,54 cm 
3
8,07 plg 
 1 plg  = 132,2 mL

 
Usando la ecuación de la densidad:
m 113,4g
   0.858g
v 132,2mL mL
b) Como la densidad de la sustancia es menor que 1 g/mL, flotará sobre el agua
3
2. El mercurio tiene una densidad de 13,6 g/mL. ¿Qué volumen en plg ocuparán 34 libras de
mercurio?
Solución: 1 libra Hg = 453,6 g Hg
1 plg = 2,54 cm
3
1 cm = 1 mL
5

10. QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la Facultad de Ciencias y
Tecnología
3
 453.6g   1mL   1cm 3   1p lg  3
34librasHg        69.2p lg
 1libra   13.6g _ Hg   1mL   2.54cm 
   
3. Un recipiente vacío tiene una masa de 120 g y lleno de agua, 190 g. Si al recipiente vacío se
agregan 10 g de un metal y luego se llena con agua, la masa resultante es de 194 g. Hallar la
densidad del metal.
Solución: masa del agua inicial = 190 g – 120 g = 70 g de agua
1 mL agua 
Volumen del recipiente = 70 g agua 
 = 70 mL

 1 g agua 
masa del agua final = 194 g – 10 g – 120 g = 64 g
Volumen del agua = 64 mL
Volumen que ocupa el metal = 70 mL – 64 mL = 6 mL
10 g metal g
Densidad del metal = = 1, 7
6 mL de metal mL
4. ¿Cuántos gramos de Cu ocuparán el mismo volumen que 100 g de Hg?
Solución: La densidad del Hg es 13,55 g/mL y del Cu de 8,92 g/mL
 1 mL Hg 
100 g Hg 
13, 55 g Hg   7, 38 mL Hg

 
8, 92 g Cu
7,38 mL Cu    65, 8 g Cu
 1 mL Cu 
5. Una solución de HCl tiene una densidad de 1,13 g/mL.
a) Calcular la masa de 720 mL de la solución.
b) El volumen ocupado por 585 g de la solución.
Solución:
 1,13 g solución 
a) 720 mL solución   = 813,6 g solución
 1 mL solución 
 1 mL solución 
b) 585 g solución
 1,13 g solución  = 517,7 mL solución

 
6. Dentro de un cilindro hueco de 25 cm de altura y 10 cm de diámetro, se introduce un otro
cilindro macizo, de la misma altura, pero de 6 cm de diámetro. Todo el sistema tiene una masa
de 280 g. Se introduce luego un gas el mismo que ocupa todos los espacios vacíos, y el
conjunto tiene una masa ahora de 283,5 g. Hallar la densidad del gas.
Solución:
2
Volumen de un cilindro = π r h
masa del gas = 283,5 g – 280 g = 3,5 g
2 2 3
Volumen del cilindro de d 10 cm = 3,1416  (10/2) cm 25 cm =1963,5 cm
2 2 3
Volumen del cilindro de d 6 cm =3,1416  (6/2) cm 25 cm = 706,86 cm
3 3 3
Volumen que ocupa el gas = 1963,5 cm – 706,86 cm = 1256,64 cm
3,5 g
= = 2,78  10 -3 g/cm 3
1256,64 cm 3
7. La gravedad específica del alcohol etílico es 0,79. ¿Qué volumen de alcohol tendrá la misma
masa que 23 mL de agua.
Solución:
La densidad del alcohol etílico es 0,79 g/mL
Como la densidad del agua es 1 g/mL, su masa será de 23 g de agua
6

11. Introducción a la
Química.
Según el problema hay 23 g de alcohol etílico, entonces:
 1 mL alcohol 
23 g alcohol 
 0,79 g alcohol  = 29 mL alcohol

 
8. Un estudiante determina el volumen de un pedazo de hierro como 0,880 mL y por medio de
una balanza establece que su masa es de 6,92 g. ¿Cuál es la densidad del hierro?
Solución: Como se conoce la masa y el volumen de hierro se reemplaza en la ecuación de la
densidad:
m 6,92g
   7,86 g
v 0,880mL mL
Problemas Propuestos
1. Calcular la densidad de:
a) Una barra cilíndrica de aluminio de masa 25,07 g, radio de 0,750 m y altura 5,25 cm.
b) Un pedazo de aluminio de masa igual a 37,42 g y que al sumergirse en una probeta gra-
duada, el nivel de agua aumenta en 13,9 mL.
2. Un recipiente de vidrio tiene una masa de 25,60 g estando vacío y 35,55 g cuando se llena con
agua a 20 °C. La densidad del agua a esta temperatura es de 0,998 g/mL. Cuando se colocan
10,20 g de municiones de plomo en el recipiente y se llena éste nuevamente con agua a 20
°C, resulta una masa de 44,83 g. ¿Cuál es la densidad del plomo metálico?
3. El metanol es un líquido que tiene una gravedad específica de 0,792. Calcular su densidad en
las siguientes unidades: g/mL; libras/galón y libras/pie cúbico.
4. Un gas a 25°C llena exactamente un recipiente cuyo volumen previamente ha sido determi-
3
nado como de 1,05  10 mL. Se pesan el recipiente y el gas y se encuentra que tiene una
masa de 837,6 g. Cuando el recipiente está vacío, tiene una masa de 836,2 g. ¿Cuál es la
densidad del gas a 25 °C?
5. a) Calcular la densidad del mercurio si 100 g ocupan un volumen de 7,36 mL.
b) Calcular la masa de 65,0 mL de mercurio.
6. Un estudiante necesita 15,0 g de etanol para un experimento. Si la densidad del etanol es
0,789 g/mL, ¿cuántos mL de alcohol se necesitan?
7. Un pedazo de cobre se coloca en una probeta que contiene agua. El volumen total aumenta
17,43 mL. ¿Cuál es la masa del pedazo de cobre?
8. a) Calcular el volumen de 100 libras de oro en mL.
b) Considerar que la muestra de oro del inciso a, es un cubo perfecto, ¿cuál será la longitud de
cada lado del cubo en pulgadas?
1.6 Temperatura
La temperatura es la medida del nivel térmico y la energía calorífica de un cuerpo.
Escalas de temperatura:
7

12. QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la Facultad de Ciencias y
Tecnología
Ecuaciones que relacionan
las escalas:
5
º C  ( º F  32 )
9
9
º F  ( º C  32 )
5
K º C  273
º R º F  460
Figura 1.6 Escalas termométricas
Problemas Resueltos
1. Convertir:
a) 105 °F en °C b) 0 °F en °C c) 300 K en °F °A °B
d) 100 °F en °C
Solución: 30° -20°
5C 5C
a) C  F  32F  105F  32F =
9F 9F
41°C
5C 5C
b) C  F  32F  0F  32F = -
9F 9F
18°C
c) °C = 300 – 273 = 27°C
9F 9F
F =  C  32F = 27C  32F = 80,6°F
5C 5C
5C 5C
d) C  F  32F  100F  32F = 120° 50°
9F 9F
38°C
2. a) Deducir una relación matemática entre las escalas de temperatura °A y °B si el agua ebulle
a 30°A y a –20°B y congela a 120°A y 50°B, respectivamente.
c) Según la relación anterior, ¿a cuántos ° B equivalen –10°A?
Solución:
a) ∆°A = 30°A – 120°A = –90°A
∆°B = –20°B – 50°B = –70°B
 A 90 A 9 A
 
 B 70B 7 B
 A - 120 A 9 A

 B- 50 B 7 B
8

13. Introducción a la
Química.
9 A
A  ( B - 50 B) +120 A
7 B
7 B
B  ( A -120 A) + 50 B
9 A
b) Usando la ecuación
7 B 7 B
 B  ( A -120 A)+ 50 B= (-10 A -120A)+ 50 B
9 A 9 A = – 51,1°B
3. a) El punto de ebullición del neón es – 246°C. Expresar esta temperatura en °F.
b) El oxígeno líquido hierve a –297,4°F. Expresar esta temperatura en °C.
c) ¿Cuál es la temperatura en °C que es doble de la dada en °F?
d) La temperatura más fría registrada fuera de un laboratorio ha sido de
–126,9°C. Expresar esta temperatura en kelvin.
Solución:
9F
a) F = - 246C  32F = - 411 F
5C
5C
b) C   297F  32F  = -183 C
9F
c) Sea X = la temperatura en ∆°F, entonces ∆°C = 2X
Reemplazando en la ecuación y realizando las operaciones correspondientes:
2X (9 ) = 5(X – 32) de donde: X = – 12,3
d) K = 273,15 + (– 126,9 ) = 146,3 K
Problemas Propuestos
1. Si el pronóstico del clima para el día indica que la temperatura llegará a 30°C, ¿cuál es la
temperatura que se predice:
a) En K? b) En °F?
2. Convertir 25°C en:
a) °F b) K
1.7 Análisis dimensional y factores de conversión
El análisis dimensional es una estrategia de resolución de problemas, sencilla de manejar y
de muy poca memorización, y se basa principalmente en las relaciones que existen entre diferentes
unidades de una misma cantidad física.
Nosotros sabemos que un día tiene 24 Horas. Entonces:
1 dia  24 Horas
De aquí que podemos encontrar nuestro factor unitario:
1 dia 24 horas
1 1
24 horas 1 dia
9

14. QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la Facultad de Ciencias y
Tecnología
Como ambas relaciones son igual a uno, estaremos seguros que al multiplicar estos factores
por cualquier cantidad no estaremos variando ni la cantidad, ni las propiedades, solo estaremos
cambiando las unidades.
Problemas resueltos.
1.- Una persona trabaja 8 Hrs. por día, ¿Cuántas horas trabaja a la semana? si una semana
tiene 7 días.
Solución: 8 horas 7dias horas
  56
1 dia 1semana semana
2.- Calcular la masa en kilogramos de una persona que pesa 180 lbs.
453.6 g 1 Kg
180libras  81.6Kg.
1 libra 1000 g
3
3.- calcular el volumen de una habitación en m en la cual entran 32000 litros de aire.(1
3
litro=1000cm y 1m = 100cm)
3
1000cm 3  1m  3
32000litros 100cm   32m
1 litro  
1.8 Sistema internacional de unidades.
Las unidades principales del sistema internacional.
Las unidades fundamentales del sistema internacional son 7, todas las demás unidades se derivan
de estas 7 unidades fundamentales.
UNIDAD FÍSICA NOMBRE SÍMBOLO
Longitud Metro m
Masa Kilogramo kg
Tiempo Segundo s
Corriente eléctrica Ampere A
Temperatura Kelvin K
Cantidad de sustancia Mol mol
Intensidad luminosa Candela cd
También existen muchos prefijos que se usan con frecuencia en el sistema internacional para
denotar cantidades muy grandes o cantidades muy pequeñas.
PREFIJOS UTILIZADOS EN EL SISTEMA INTERNACIONAL.
prefijo símbolo Significado Notación científica
Tera T 1 000000000000 1012
Giga G 1000000000 109
Mega M 1 000000 106
Kilo k 1 000 103
Deci d 0.1 10-1
Centi c 0.01 10-2
10

15. Introducción a la
Química.
Mili m 0.001 10-3
micro µ 0.000001 10-6
Nano n 0.000000001 10-9
pico p 0.000000000001 10-12
femto f 0.000000000000001 10-15
Problemas resueltos
1. Realizar las siguientes conversiones de unidades:
a) 10,0 cm a km (b) 1,33 kg a libras (c) 37,5 mL a L
Solución:
a) 1 km = 1000 m y 1 m = 100 cm
 1 m  1 km  -4
10 cm     1  10 km
 100 cm  1 000 m 
b) 1 libra = 0,4536 kg
 1 lb 
1, 33 kg
0, 4536 kg = 2, 93 lb

 
c) 1 L = 1000 mL
 1L  -4
37,5 mL   3,75  10 L
 1000 mL 
Problemas Propuestos
1. El radio de un átomo de aluminio es de 1,43 Å. ¿Cuántos átomos de aluminio se tendrían que
colocar uno junto a otro para formar un fila de 1,00 pulgadas (plg.) de longitud? Suponer que el
átomo de aluminio es esférico.
2. Un experimento de laboratorio necesita 0,500 g de un alambre de cobre cuya densidad es 8,94
g/ mL. Si el diámetro del alambre es de 0,0179 pulgadas, ¿cuál ha de ser la longitud en cm? El
2
volumen del cilindro = π r L, donde r es el radio y L la longitud.
3. a) ¿Cuántos centímetros hay en 1 kilómetro?
b) ¿Cuántos kilogramo hay en 1 miligramo?
c) ¿Cuántos nanosegundos hay en 10 milisegundos?
d) ¿Cuántos terámetros hay en 100 micrómetros?
4. El radio de un átomo de oro es 0,99Å. ¿Cuál es la distancia en nanómetros y picómetros?
5. De acuerdo a estimaciones, un gramo de agua de mar contiene 4,0 pg de Au. Si la masa total
12
de los océanos es 1,6  10 Tg. ¿Cuántos gramos de oro se hallan presentes en los océanos
de la Tierra?
6. Se mide la estatura de una persona, que es 67,50 pulgadas. ¿Cuál es su estatura en centíme-
tros?
7. a) Un hombre tiene una masa de 185 libras. ¿Cuál es su masa en gramos?
b) Determinar la longitud en kilómetros de una pista de automóviles de 500 millas.
8. Un automóvil se desplaza a 28 millas/galón de gasolina. ¿Cuántos kilómetros viaja por litro?
1.9 Notación Científica
Problemas Resueltos
11

16. QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la Facultad de Ciencias y
Tecnología
1. ¿Cuántas cifras significativas hay en cada uno de los números siguientes?
23
a) 4,003 b) 6,02  10 c) 5000
Solución:
a) Cuatro, los ceros en este caso, forman parte de la medición.
b) Tres, el término exponencial no adiciona cifras significativas al número
c) Infinita cantidad de cifras significativas y aunque este número se puede escribir como 5 
3
10 , el cual también tiene infinita cantidad de cifras significativas.
2. ¿Cuántas cifras significativas hay en los siguientes números?:
a) 20,0008 b) 0,0025 c) 987,500
Solución:
a) En el número 20,0008 los ceros son parte de la medición, por lo tanto este número tiene 6
cifras significativas.
b) El número 0,0025; los ceros sólo indica la posición de la coma, por que este número
solamente tiene 2 cifras significativas.
c) En 987,500 los ceros ubicados después del número son también cifras significativas, por lo
que este número presenta 6 cifras significativas.
3. ¿Cuántas cifras significativas tienen las siguientes cantidades?
a) 2,75 m b) 0,020 kg c) 3,505 mm
Solución:
Número Nº cifras Comentario
significativas
2,75 3 2 y 7 son ciertos y el 5 se incluye como establece la definición
El cero es una cifra significativa si se encuentra a la derecha del número, los ceros
0,020 2 ubicados a la izquierda no son cifras significativas por que solo denotan la posición de
la coma decimal
3,505 4 3, 5 y el 0 son dígitos ciertos y el último cinco es el dígito aumentado
4. Expresar los siguientes números en notación científica:
a) 18300 b) 81 300 000 c) 0,0029870 d) 0, 000 00025
Solución:
a) En el número 18300, la coma decimal se desplaza 4 lugares hacia la izquierda para dar un
número comprendido entre 1 y 10 de la siguiente manera 1,8300 para que el reproducir el
número original se debe multiplicar el número por una potencia de 10 positiva, a saber;
4 4
1,8300  10 , también se acostumbra a representarlo de la siguiente manera: 1,83  10 .
b) El número 81 300 000 expresado como un número comprendido entre 1 y 10 se desplaza la
coma a la izquierda 7 lugares, a saber: 8,1 300 000, para reproducir el número original se debe
7 7
multiplicar por una potencia de 10 positiva, es decir: 8,1 300 000  10 o bien 8,13  10 .
c) En la cantidad 0,0029870 la coma decimal se desplaza hacia la derecha 3 lugares para dar
un número comprendido entre 1 y 10, es decir 2,9870, luego para reproducir el número
–3
original se debe multiplicar 2,9870 por una potencia de 10 negativa, es decir: 2,9870  10 .
d) En el número 0, 000000 25 la coma decimal se desplaza hacia la derecha 7 lugares para
dar el número 2,5 el cual se debe multiplicar por una potencia de 10 negativa para reproducir
–7
el número original, de la siguiente manera: 2,5  10
La notación científica permite determinar o indicar el número de cifras significativas.
Problemas Propuestos
1. Realizar los siguientes cálculos y dar las respuestas con el número adecuado de cifras signi-
ficativas:
a) 123,4 + 12,34 + 1,234 b) 123,4/12,34
c) 6,524 – 5,624 d) 5,0 + 0,005
e) 16,0  18,75  0,375 f) 1 0625/505
2. ¿Cuál es la diferencia entre 4,0 g y 4,00 g?
12

17. Introducción a la
Química.
3. Una balanza tiene una precisión ±0,001 g. Una muestra que pesa alrededor de 25 g se pesa en
esta balanza. ¿Cuántas cifras significativas se deberán informar para esta medición?
4. ¿Cuántas cifras significativas hay en cada una de las mediciones siguientes?
4 3
a) 3,549 g b) 2,3  10 cm c) 0,00134 m
1.10 Problemas Adicionales
1. Definir los siguientes términos e ilustrar cada uno con un ejemplo específico:
a) Materia b) Masa
c) Energía d) Energía cinética
e) Energía potencial
2. a) ¿Cuál es el área de un rectángulo de 1,23 cm de ancho y 12,34 cm de largo?
b) Expresar 1,47 millas en pulgadas.
c) El radio del átomo de fósforo es de 1,10Å. ¿Cuál es la distancia expresada en centímetros y
nanómetros?
3. Una muestra de oro tiene una masa de 0,234 mg. ¿Cuál es su masa en gramos y en centi-
gramos?
4. ¿Cuántos decímetros cuadrados hay en 215 centímetros cuadrados?
5. Una muestra de 47,3 mL de etanol tiene una masa de 37,32 g. ¿Cuál es su densidad?
6. La densidad de la sal de mesa es 2,16 g/mL a 20 °C. ¿Cuál es su gravedad específica?
7. Realizar las siguientes conversiones:
a) 7,58 m a km b) 758 cm a m c) 478 kg a g
d) 9,78 g a kg e) 1392 L a mL f) 3692 mL a L
g) 1126 dm 3 a mL h) 0,786 mL a L i) 1/4 milla a m
j) 1,27 pies a cm k) 65 millas a km
8. Realizar las siguientes conversiones:
a) 8 pulgadas cúbicas a mL b) 1,00 metro cúbico a pies cúbicos
c) 3,0 onzas a Kg. d) 2,35 libras a kg
9. El radio de un átomo de aluminio es 1,43 Å. ¿Cuántos átomos de aluminio se tendrían que
colocar uno junto a otro para formar una fila de 1,00 pulgada de longitud? Suponer que el
átomo de aluminio es esférico.
10. Tres estudiantes distintos pesan un mismo objeto con diferentes balanzas. Las masas
obtenidas por cada uno son:
a) 15,02 g b) 15,0 c) 0,01502 kg
¿Cuántas cifras significativas tienen cada pesada?
11. ¿Cuántas cifras significativas hay en?
2 3 –3 3
a) 2,6  10 cm b) 2,40  10 cm
3
12. Un hombre respira en promedio unos 8,50 x 10 L de aire al día. La concentración de plomo en
–6 3
un aire urbano altamente contaminado es 7,0  10 g Pb/m de aire. Suponga que el
–6
75% de las partículas de plomo en el aire tienen un diámetro menor de 1,0  10 m, y que el
50% de estas partículas es retenido por los pulmones. Calcular cuál es la masa de plomo
absorbida de esta manera por un hombre normal que viva en este ambiente durante un año.
13. Clasificar las siguientes propiedades en extensivas e intensivas:
a) Reactividad b) Punto de ebullición c) Color d) Masa
e) Dureza f) Tamaño atómico g) Temperatura h) Calor
i) Densidad
14. Definir los siguientes términos:
a) Materia b) Masa c) Peso
13

18. QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la Facultad de Ciencias y
Tecnología
d) Sustancia e) Mezcla.
15. a) Normalmente, el cuerpo humano puede soportar una temperatura de 105°F por cortos
periodos sin sufrir daños permanentes en el cerebro u otros órganos vitales. ¿Cuál es esa
temperatura en grados Celsius?
b) El etilenglicol es un compuesto orgánico líquido que se utiliza como anticongelante en los
radiadores de los automóviles. Se congela a – 11,5°C. Calcular esta temperatura de con-
gelación en grados Fahrenheit.
3
c) La temperatura de la superficie del Sol es de unos 6,3  10 °C. ¿Qué temperatura es ésta
en grado Fahrenheit?
16. El aceite se extiende en una capa delgada sobre el agua cuando se presenta un derrame de
3
petróleo crudo. ¿Cuál es el área en metros cuadrados que cubren 200 cm de aceite si la capa
que se forma tiene un espesor de 0,5 nm?
17. Suponer que se dan tres cubos, A, B y C uno es de magnesio, el otro de aluminio y el tercero
es de plata. Los tres cubos tienen la misma masa, pero A tiene un volumen de 25,9 mL; B un
volumen de 16,7 mL y C de 4,29 mL. Establecer de qué material es cada cubo.
18. Suponer que 1,0 mL equivalen a 20 gotas, ¿cuántas gotas tiene un galón?
19. Una muestra de 35,0 mL de alcohol etílico de densidad igual a 0,789 g/mL se vierte en una
probeta cuya masa es de 49,28 g. ¿Cuál será la masa de la probeta con el alcohol?
1.11 Autoevaluación: Preguntas tipo Examen de Ingreso
1. Un cm3 es lo mismo que:
A) 100 mm B) 1 mL C) 0,4 pulg3 D) 1 L E) Ninguno
2. Un litro, una unidad de volumen del sistema internacional, se aproxima mucho al del sistema
ingles:
A) Galón B) Pie cúbico C) Pinta
D) Frasco volumétrico E) Ninguno
3. Calcular la densidad del elemento oro, a partir de la siguiente información:
Masa de una moneda de oro = 13,512 g
Volumen de la moneda y del agua = 25,1 mL
Volumen del agua sola = 24,4 mL
A) 19,303 B) 20 C) 19,3 D) 19 E) Ninguno
3
4. Cuando la densidad del plomo 11,2 g/mL, se expresa en lb/pie es:
A) 2,60 B) 699 C) 11,2 D) 0,179 E) Ninguno
5. Una esfera metálica tiene un diámetro de 0,20 pulgadas y una masa de 0,0066 onzas. ¿Cuál
es la densidad del metal en g/mL?
A) 18 B) 2,7 C) 0,18 D) 3,6 E) Ninguno
14

19. Introducción a la
Química.
6. Se estima que un automóvil recorre, en carretera 41 millas por galón de gasolina. ¿Cuántos
litros de gasolina necesitarán para hacer un viaje por carretera de 500 kilómetros?
A) 74 B) 3,0  103 C) 29 D) 5,2 E) Ninguno
7. Un examen de química de un típico estudiante de química de primer año consiste en páginas
que miden 8(1/2)  11 pulgadas o bien la impresionante cifra de 93 1/2 pulgadas cuadradas.
¿Cuál es el área aproximada en una cifra significativa de una cara de una pagina de tales
dimensiones en metros cuadrados?
A) 0,001 B) 2 C) 0,01 D) 0,06 E) Ninguno
8. La densidad del cobre es 8,92 g/mL. La masa de un trozo de cobre que tiene un volumen de
9,5 mL es
A) 2,58 B) 85 C) 0,94 D) 1,07 E) Ninguno
9. Si se pudiera contar los átomos individuales a una velocidad de un átomo por segundo,
¿alrededor de cuántos años harían falta para contar 6,02  1023 átomos?(considere un año
como 365,25 días)
A) 1,907x1016 B) 540000 C) 2,907x109 D) 6,02  1023 E) Ninguno
10. la presión se define como la fuerza ejercida de manera perpendicular sobre una superficie,
esta se mide en pascales (Pa=N/m2); un pascal se define como un newton(N) sobre metro
cuadrado (m2). Con esta información calcule la presión en Pa que ejerce una mujer sobre un
taco de sus zapatos de alfiler, que tienen un área de 1cm2; la masa de una mujer promedio es
de 50Kg y la gravedad es 9.8 m/s2.
A) 50 B) 500 C) 4,9x106 D) 5,0x10 E) Ninguno
15

20. Unidad 2
Estructura de los Átomos
2.1 El átomo.
Estructura del átomo
Un átomo se define como la unidad básica
de un elemento que puede intervenir en una
reacción química, también un átomo es la unidad
fundamental de la materia, es indivisible y esta
formado por electrones en sus capas y por
protones y neutrones en su núcleo.
El electrón
Se encuentra alrededor del núcleo formando
capas u orbitales con su trayectoria, todos
son de carga negativa igual a - 1,6022. 10-19
Coulomb, y tienen una masa de 9,1. 10-28
gramos.
El protón y el núcleo
En muchos experimentos anteriores se
descubrió que el átomo era eléctricamente
neutro, esto se debe a que en el núcleo existen
partículas con carga positiva de la misma
magnitud que las cargas de un electrón, estos
son los protones que tienen una carga de 1,6022.
10-19 Coulomb, y una masa de 1,67262. 10-24
Figura 2.1 Evolución de la teoría del modelo atómico.
gramos.
A su vez también se encontró que el núcleo de un átomo tenía una alta densidad, esto se
debía a la presencia de otras partículas que no tenían carga eléctrica pero que si aumentaban
considerablemente el peso del átomo. A estas partículas se las llama neutrones, que no tienen carga
electrica pero tienen una masa de 1,67493. 10-24 gramos.
2.2 Partículas Subatómicas, Radiactividad, Rayos X y Modelos Atómicos
Orbitales atómicos
Las funciones de onda que representa el movimiento del electrón en el átomo se denominan
orbitales y vienen determinados por los valores de los tres números cuánticos (n, l, m). El orbital es la
región en la cual hay mayor probabilidad de encontrar al electrón. La forma y el tamaño del orbital
electrónico dependen de su nivel de energía y son descritos matemáticamente por funciones de
onda. Existen cuatro tipos de orbitales que se denotan s, p, d y f
Configuración Electrónica
El ordenamiento electrónico que se describen para cada átomo se conoce como
configuración electrónica del estado basal. Esta corresponde al átomo aislado en su interior d energía
o estrado no excitado. La cantidad máxima de número de electrones en cada orbital es:
2 6 10 14
s = 2 (s ) p = 6 (p ) d = 10 (d ) f = 14 (f )
15

21. QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la facultad de ciencias y
tecnología
Para el desarrollo de la configuración electrónica de un elemento se utilizara el siguiente diagrama:
Para el manejo de este diagrama se empieza
con la primera fecha de la izquierda 1s, se pasa
sucesivamente a las siguientes es decir:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d
6p 7s 5f 6d 7p
Números cuánticos
Los números cuánticos desempeñan
papeles importantes para describir los niveles de
energía de los electrones y la forma de los
orbítales que indica su distribución espacial del
electrón. Existen cuatro números cuánticos:
Número cuántico principal (n)
Permite determinar la energía y el tamaño del Figura 2.2 regla de Hund para la escritura de la
Configuración Electrónica
orbital. Sus valores son n= 1, 2, etc.
Para calcular el número de orbitales se utiliza la
formula n2
2
Para el cálculo del número máximo de electrones se utiliza 2n
Número cuántico subsidiario (o azimutal) (l)
Indica los subniveles energéticos, indicando la forma de la región espacial que ocupa el
electrón puede tomar valores integrales de cero hasta (n-1)
l = 0, 1, 2,3….. 4(n-1)
Por tanto el valor máximo de l es (n-1). El número cuántico subsidiario, indica el subnivel o
un tipo especifico de orbital.
Número cuántico magnético (m)
Indica la orientación espacial del orbital atómico. En cada subnivel m puede tomar valores
integrales desde –l hasta cero e incluyendo +l
m= (-l),…...0,…..(+l)
El valor máximo depende de l:
El número cuántico de giro o del spin (s)
Describe la orientación del orbital del campo magnético que este produce. Puede tomar
valores de +1/2 y -1/2 para los valores de n, l y m.
Problemas Resueltos
1. Indique si cada una de las siguientes afirmaciones es cierta o falsa. En caso de que sea falsa
corríjala para que sea cierta.
a) Según Dalton los átomos de un elemento dado son idénticos a los átomos de otros
elementos relacionados.
b) Según Dalton los átomos se pueden dividir en partículas más pequeñas durante algunos
procesos de reacción química.
c) La teoría atómica de Dalton fue aceptada de inmediato por los científicos a nivel mundial.
Solución:
(a) falso. Según Dalton los átomos de un elemento dado siempre son distintos a los átomos de
cualquier otro elemento (b) Falso. Los átomos son indivisibles durante las reacciones químicas
(c) Falso. La teoría de Dalton no fue aceptada de manera general durante muchos años.
2. ¿Qué quiere decir que los átomos de hidrogeno excitados siempre emiten radiación a las
mismas longitudes de onda discretas, es decir, que solo se emiten ciertos tipos de fotones
cuando un átomo de hidrogeno libera su exceso de energía?
16

22. Estructura de los
átomos.
Solución:
Solo ciertos niveles de energía son permitidos para el electrón del átomo de hidrógeno. Estos
corresponden a energías definidas y bien diferenciadas. Cuando un electrón se desplaza de un nivel
permitido a otro emite un fotón de radiación característica.
3. La energía de un fotón que se emite corresponde a la diferencia de energía entre el estado
excitado del átomo emisor y su estado.
Solución: Estado de energía inferior (suele ser el estado basal)
4. ¿Por qué se sabe que los niveles de energía del átomo de hidrogeno no son continuos como
sugirieron originalmente los físicos?
Solución:
El átomo de hidrógeno solo emite luz de determinadas longitudes de onda fijas. Si los niveles
de energía del hidrógeno fuesen continuos el átomo de hidrógeno emitiría energía de todas las
longitudes de onda.
Problemas Propuestos
1. ¿Cuál fue la evidencia utilizada para llegar a la conclusión de que los rayos catódicos
consisten de partículas con carga negativa?
2. ¿Por qué el modelo nuclear de Rutherford del átomo es más consistente con los resultados del
experimento de dispersión de partículas que el modelo del budín de pasas de Thompson?
3. Describa las contribuciones a la teoría atómica hechos por los siguientes científicos:
a) Dalton b) Thompson c) Millikan d) Rutherford
4. Considerando las partículas que forman un átomo, ¿cuáles tienen la menor masa?
a) Protón b) Partícula alfa c) Neutrón d) Electrón e) Rayos X
5. Completar los espacios respectivos:
a) los rayos alfa son........... con carga...........
b) los rayos beta son............. con carga...........
c) los rayos gamma son ........... con carga...........
y fueron descubiertos por ....................................
6. a) ¿A qué se llaman rayos canales?
b) ¿Qué son los rayos X?
2.3 Estructura Nuclear
Como ya hemos visto el átomo esta conformado por electrones, protones y neutrones.
Definiremos a Z como el número de electrones, y A como el numero de partículas del núcleo.
Z=numero de electrones = numero de protones.
Z corresponde al número atómico.
A=numero de protones +numero de neutrones.
A corresponde a la masa atómica.
A – Z= numero de neutrones.
12
Ejemplo: 6C este átomo tiene una masa atómica de 12, un numero atómico de 6,contiene:
6 protones,6 electrones y 6 neutrones.
Isotopos.
Los isotopos son átomos de un mismo elemento, con las mismas propiedades, con el mismo
numero atómico, pero de diferente masa atómica, esto se debe a que un isotopo ha ganado o
perdido 1 o mas neutrones de su núcleo.
17

23. QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la facultad de ciencias y
tecnología
Ej.- el carbono 14 es un isotopo del carbono 12 que utilizan los arqueólogos en la
determinación del tiempo de vida de una muestra orgánica, ósea nos dice hace cuantos años atrás
tuvo vida dicha muestra.
Ej. Determinar el número de electrones, protones y neutrones en los dos isotopos.
Solución.
14 12
6 C 6 C
Electrones. 6 6
Protones. 6 6
Neutrones 8 6
Iones.
Los iones son partículas atómicas que por intercambio electrónico an perdido o ganado uno o
más electrones.
Ej. Determinar el numero de electrones, protones y neutrones del Ca y Ca+2
Solución.
Ca Ca+2
Electrones. 20 18
Protones. 20 20
neutrones. 20 20
Problemas Resueltos
1. El isótopo de sodio: 24 Na se usa como trazador en los coágulos de sangre. Determinar
11
cuántos:
a) protones tiene en su núcleo.
b) neutrones tiene el núcleo.
c) electrones hay en el átomo de sodio–24
1+
d) electrones y protones hay en el ión Na
Resp. a) 11, b) 13, c) 11, d) 10 y 11
Problemas propuestos
1. ¿Cuál es el número de protones y electrones en:
1–
a) un ión F b) una molécula de F2
c) una molécula de HCl d) una molécula de H2O
2. Los nombres que se han dado a los isótopos del hidrógeno son deuterio y tritio, isótopos que
tienen uno y dos neutrones respectivamente, en el interior del núcleo. Escribir el símbolo
químico completo para el deuterio y el tritio.
3. Llenar los espacios es el cuadro siguiente:
Partícula 16 185 3+
8O 75Re
protones 16 78
neutrones 16 41 117
electrones 34 74
Carga neta 2– 2–
18

24. Estructura de los
átomos.
2.4 Espectros Atómicos y Ondas
Problemas Resueltos:
1. La luz amarilla emitida por una lámpara de sodio tiene una longitud de onda de 589 nm ¿Cuál
es la frecuencia de esta radiación?
Solución:
3  10 8 m/s  1 nm  14
 =   = 5,02  10 1/s ó Hz
589 nm  10 -9 m 
2. Un rayo láser, que se utiliza para soldar retinas desprendidas, produce una radiación con una
–14
frecuencia de 4,69  10 Hz. ¿Cuál es la longitud de onda de esta radiación?.
Solución:
3  10 8 m s
= 14
= 6,4  10 -7 m
s 4,69  10
Problemas Propuestos
1. Calcular la longitud de onda en metros de la radiación con las siguientes frecuencias:
15 –1 14 –1 12 –1
a) 4,80  10 s b) 1,18  10 s c) 5,44  10 s
2. Calcular la frecuencia de radiación de las siguientes longitudes de onda:
–9
a) 97 774 Å b) 492 nm c) 4,92  10 cm
3. Determinar las frecuencias de la luz de las siguientes longitudes de onda:
a) 1,0 Å b) 5000 Å c) 4,4 µm d) 89 m e) 562 nm
2.5 La Mecánica Cuántica: Cuantos, Fotones, Efecto Fotoeléctrico y Niveles
de Energía del Átomo.
Problemas resueltos
1. Calcular la energía que un objeto puede absorber de la luz amarilla cuya longitud de onda es
589 nm.
Solución:
3  10 8 m/s  1 nm  14
 =  -9  = 5,09  10 Hz
589 nm  10 m 
–34 14 1– –19
E = h  = 6,626  10 J s  5,09 x 10 s = 3,37  10 J
2. Un láser que emite energía luminosa en pulso de duración corta, tiene una frecuencia de 4,69
14 –2
 10 Hz y emite 1,3 x 10 J de energía durante cada pulso. ¿Qué cuanto de energía emite en
cada pulso?
Solución:
–34 14 –19
Ecuanto = 6,626  10 J s  4,69  10 s1– = 3,10  10 J
 1 cuanto 
1,3  10 -2 J  -19
 = 4,18  1016 cuantos
 3,10  10 J 
3. El efecto fotoeléctrico consiste en la emisión de electrones de la superficie de un metal,
cuando el metal es irradiado por la luz. Si la luz con una longitud de onda de 400 nm cae sobre
19

25. QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la facultad de ciencias y
tecnología
–19
la superficie de potasio metálico, se liberan electrones con una energía cinética de 1,38  10
J.
a) ¿Cuál es la energía de un fotón de 400 nm?
–19
b) Si 1,38  10 J de energía del fotón incidente es transmitida al electrón liberado como
energía cinética, ¿cuánta energía se requiere para liberar el electrón del metal?
c) ¿Cuáles son la frecuencia mínima o de umbral y la correspondiente longitud de onda de la
luz requerida para liberar un electrón del potasio?
Solución:
hc  6,626  10 -34 J. s 3  10 8 m/s  1 nm  J
a) E = =
  -9  = 4,97  10 -19
 10 m
foton   foton 400 nm   foton
b) Efotón = W + Ec
–19 –19 –19
W = 4,97  10 J – 1,38  10 J = 3,59  10 J
c) W = h o
W 3,59  10 -19 J
o = = -34
= 5,41  1014 s 1
h 6,626  10 J s
c  3  10 8 m  10 9 nm 
o = =   = 555 nm
 o  5,41  1014 s 1 s  1 m 
  
4. Calcular la longitud de onda de la luz que corresponde a la transición del electrón del átomo de
hidrógeno del estado n = 4 al n = 2. ¿El átomo emite o absorbe la luz?
-12 1 1
Solución: E = 21,79  10 ergios  –  = -4,09  10 -12 ergios
 16 4 
6,626  10 ergios s  3,0 x 10 8 m  1 nm 
-27
=  -9  = 486 nm
4,09  10 -12 ergios s  10 m 
La luz es emitida por el átomo.
5. ¿Para cuál de las siguientes transiciones es absorbida la energía y para cuál es emitida?
a) n = 1 a n = 4 b) n = 4 a n = 3
c) n = 2 a n = 3 d) n = 4 a n = 2
Solución:
a) Se absorbe energía, ya que los electrones se mueven de un nivel de energía bajo a uno
alto.
b) Se emite energía, puesto que el electrón se mueve de un nivel de alta energía a otro de
bajo energía.
c) Se absorbe energía, debido a que los electrones realizan una transición de un nivel de baja
energía a otro de alta energía.
d) Se emite energía, ya que los electrones se mueven de un nivel de alta energía a otro de
baja energía.
Problemas Propuestos
1. ¿Cuál es la frecuencia y energía por cuanto de:
a) Luz roja con una longitud de onda de 700 nm?
b) Luz violeta con una longitud de onda de 400 nm?
–16
2. ¿Cuántos fotones hay en una señal de luz de 1,00  10 J con una longitud de onda de 500
nm?
3. ¿Cuál es la longitud de onda de la línea espectral que corresponde a una transición electrónica
del nivel n = 4 al nivel n = 1 en el átomo de hidrógeno?
20

26. Estructura de los
átomos.
4. ¿Cuál es la longitud de onda de la línea espectral que corresponden a una transición elec-
trónica del nivel n = 4 al nivel n = 3 en el átomo de hidrógeno?
5. Calcular la longitud de onda en nm para la primera línea de la serie de Lyman de n = 2 a n =
1.
–19
6. En una transición del átomo de litio, la diferencia de energía es de 3,25  10 J. Calcular la
longitud de onda, en nm, de la luz emitida en este tránsito.
9
7. Calcular la longitud de onda de De Broglie de un electrón que viaja a 3,00  10 cm/s.
8. ¿Cuál es la longitud de onda de De Broglie de una persona de 70,0 kg corriendo a la velocidad
de 2,70 m/s?
9. Calcular la longitud de onda de la línea de hidrógeno que corresponde a la transición del
electrón del estado n = 4 al n = 1.
6
10. ¿Cuál es la longitud de onda característica de un electrón con una velocidad de 5,97 10 m/s?
11. Enumerar los siguientes tipos de radiación electromagnética en orden decreciente de longitud
de onda:
a) La radiación de un horno de microondas.
b) La luz roja emitida por el quemador de un horno eléctrico caliente.
c) La radiación infrarroja emitida por el quemador de un horno eléctrico caliente.
d) La luz ultravioleta de una lámpara solar.
e) La radiación cósmica proveniente del espacio exterior.
14
12. a) ¿Cuál es la longitud de onda de la radiación cuya frecuencia es 4,62  10 Hz?
b) ¿Cuál es la frecuencia de la radiación cuya longitud de onda es 180 nm?
13. Una luz de neón emite radiación de 616 nm de longitud de onda. ¿Cuál es la frecuencia de
esta radiación?.
14. ¿Se emite o se absorbe energía cuando se efectúan las transiciones electrónica siguiente en el
átomo de hidrógeno?
a) de n =3 a n = 6 b) de n = 5 a n = 2
15. a) Determinar la longitud de onda de una pelota de tenis de 58 g que viaja a 130 millas/hora.
b) Determinar la longitud de onda de una persona de 85 kg esquiando a 60 km/h.
2.6 Números Cuánticos, Orbitales Atómicos, Configuraciones Electrónicas y
electrones de valencia
Problemas Resueltos
1. De la siguiente serie de números cuánticos indicar los que no son posibles, y de sus razones:
a) 2, 1, 1, +1/2 b) 3, 2, 1, +1/2 c) 4, 0, 2, + 1/2
d) 3, 2, 0, –1/2 e) 1, 0, 0, 1
Solución:
La serie de números cuánticos que no son posibles son c) y e)
La serie 4, 0, 2, + 1/2 no puede ser posible debido a que el subnivel s cuyo valor numérico es
0, no puede tener un número cuántico magnético de 2.
La serie 1, 0, 0, 1 no es posible debido a que el electrón tiene un espín de ± 1/2
2. Cuáles son los posibles valores de m para:
a) l = 0 b) l = 3 c) n = 3
Solución:
a) Si l = 0 los valores permitidos para m es únicamente 0
b) Si l = 3, los valores permitidos para m son iguales a: +3, +2, +1, 0, –1, –2, –3
c) Si n = 3, l tendrá 3 subniveles, s, p y d, los valores permitidos para m son:
0; +1, 0, –1 y +2, +1, 0, –1, –2.
3. Cuando l = 2
a) ¿Con qué letra se designa el subnivel?
b) ¿Cuál es el valor mínimo de n?
c) ¿Cuál es el número máximo de electrones en este subnivel?
Solución:
21

27. QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la facultad de ciencias y
tecnología
a) La letra que designa al nivel l = 2 es d.
b) El valor mínimo de n es 3.
c) El número máximo de electrones en este subnivel es 10.
4. Cuántos orbitales hay en:
a) El nivel principal n = 4 b) un subnivel 3d c) un subnivel f
Soluciones:
2
a) El número de orbitales es igual a n de donde hay 16 orbitales.
b) El número de orbitales es igual a 2l +1 entonces (2 x 2 + 1) es 5.
c) El número de orbitales es igual a 7.
5. a) ¿Cuántos electrones caben en el nivel principal en que n = 2?
b) ¿Cuál es la capacidad electrónica del subnivel 3d?
Solución:
2
a) Como este nivel tiene n orbitales y en cada orbital no puede haber más de dos electrones
entonces habrá 8 electrones.
b) La capacidad del orbital d es de 10 electrones.
6. ¿Cuál es la capacidad electrónica total del cuarto nivel principal de energía?
Solución:
El número de orbitales del nivel donde n = 4 es 16 y como cada orbital no puede contener
más de dos electrones se tiene un total de 32 electrones
7. Escriba las configuraciones espectrales del estado fundamental de los siguientes átomos:
a) Sr b) Sn c) Ni
Solución:
2 2 6 2 6 2 10 6 2
a) Sr: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s
2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 2
b) Sn: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p
2 2 6 2 6 2 8
c) Ni: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d
8. ¿Cuál de las siguientes configuraciones son de átomos en estado fundamental y cuáles de
átomos en estado excitado? ¿Cuáles son imposibles?
2 2 2 2 1 2 8 1
a) 1s 2s b) 1s 2s 3p c) [Ne] 3s 3p 4s
2 6 2 2 3 2 5 1
d) [He] 2s 2p 2d e) [Ar] 4s 3d f) [Ne] 3s 3p 4s
Solución:
a) Estado fundamental.
b) Estado excitado, puesto que el electrón 2p ha sido promovido al orbital 3p.
c) Imposible puesto que el orbital p solo puede contener 6 electrones.
d) Imposible, puesto que en el nivel con n = 2 no pueden caber más de 8 electrones y no
existe el orbital 2d.
e) Estado fundamental de un elemento de transición.
f) Excitado, puesto que el electrón 3p ha sido promovido al orbital 4s
9. Asignar los cuatro números cuánticos a:
a) Los electrones 3s del Mg b) El electrón 4s del K
c) Todos los electrones 3d del Ni d) Todos los electrones 3p del Cl
Solución:
2
a) Mg: [ Ne] 3s . Los cuatro números cuánticos para el electrón 11 y 12 son:
n l m s m
3 0 0 +1/2
3 0 0 –1/2
b) K: [Ar]4s. Los cuatro números cuánticos para el electrón 19 son:
22

28. Estructura de los
átomos.
n l m s m
4 0 0 +1/2
8 2
c) Ni: [Ar] 3d 4s . Los cuatro números cuánticos para los electrones 3d son:
n l m s m
-2 -1 0 +1 +2
3 2 -2 +1/2
3 2 -1 +1/2
3 2 0 +1/2
3 2 +1 +1/2
3 2 +2 +1/2
3 2 -2 -1/2
3 2 -1 -1/2
3 2 0 -1/2
2 5
d) Cl : [Ne] 3s 3p . Los cuatro números cuánticos para los electrones 3p son:
n l m s m
-1 0 +1
3 1 -1 +1/2
3 1 0 +1/2
3 1 +1 +1/2
3 1 -1 -
3 1 0 -
Problemas Propuestos:
1. a) ¿Cuál, es la designación para el nivel n = 5 y subnivel l = 1?
b) ¿Cuántos orbitales hay en este subnivel?
c) Indicar los valores para el número cuántico magnético para cada uno de estos orbitales.
23

29. QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la facultad de ciencias y
tecnología
2. Teniendo los valores de los números cuánticos del último electrón identificar el elemento
correspondiente:
n l m s
5 3 –1 +1/2
4 2 0 –1/2
6 1 +1 –1/2
6 2 –2 –1/2
3. a) ¿Cuál es la configuración electrónica de la capa externa de los elementos del grupo 17 de la
Tabla Periódica de los Elementos?
2
b) ¿Qué grupo de los elementos se caracteriza por tener una configuración electrónica ns ?
c) Escribir la configuración electrónica del bismuto.
4. Usar la Tabla Periódica para escribir la configuración electrónica de los siguientes átomos:
a) N b) Te c) Br
Indicando la configuración abreviada, y los electrones de valencia.
5. Dar los valores de los números cuánticos del último electrón de los elementos siguientes:
2– 2+
a) Cr b) La c) Sn d) S e) Ba f) Eu
2.7 Problemas Adicionales
1. El núcleo de un átomo también puede contener , que son neutros.
2. Aunque el núcleo de un átomo es muy importante, es eldel átomo lo que determina sus
propiedades químicas.
3. Diga si es cierto o falso que el número de masas de un núcleo representa el número de
protones en el núcleo.
4. El número derepresenta la suma del número de protones y neutrones en el núcleo.
5. ¿Qué partículas subatómicas contribuyen en su mayor parte a la masa del átomo? ¿Qué
partículas subatómicas determinan las propiedades químicas en el átomo?
6. ¿Qué le ocurre a una molécula cuando absorbe radiación?
7. Un átomo libera su exceso de energía emitiendo  de radiación electromagnética.
8. La velocidad a que la radiación electromagnética se desplaza a través del vacío es .
9. Los niveles de energía del hidrogeno (y otros átomos) están  lo que significa que solo
están permitidos ciertos valores de energía.
10. En teoría atómica moderna un representa una región del espacio en la cual hay
mayor probabilidad de encontrar un electrón.
11. Solo dos electrones pueden ocupar un orbital determinado dentro de un átomo y para estar en
el mismo orbital es preciso que tengan  opuestos.
12. El radio aproximado de un átomo de hidrógeno en 0,0529 nm, y el de un protón, 1,5  10–15 m.
Suponiendo que el átomo de hidrógeno y el protón son ambos esféricos, calcular la fracción de
3
espacio en un átomo de hidrógeno que ocupa el núcleo. V= (4/3)πr para una esfera.
13. Suponer que el interior del ojo humano necesita 10–17 J de energía luminosa para « ver» un
objeto. ¿Cuántos fotones de luz verde (longitud de onda = 495 nm) se necesitan para generar
esta energía mínima?
14. El agua absorbe radiación de microondas de longitud de onda de 3 mm. ¿Cuántos fotones se
necesitan para elevar la temperatura de una taza de agua (250 g) de 25°C a 75°C en un horno
de microondas usando esta radiación? El calor específico del agua es 4,184 J/g °C.
15. Un láser de argón emite luz azul de una longitud de onda de 488,0 nm. Cuántos fotones se
emiten por este láser en 2,00 segundos, operando a una potencia de 515 miliwatios? Un vatio
(una unidad de potencial) es igual a 1 julio/segundo.
16. La luz verde tiene una longitud de onda de 5,0  102 nm. ¿Cuál es la energía en joules de un
fotón de luz verde? ¿Qué energía en joules tiene 1,0 mol de fotones de luz verde?
24

30. Estructura de los
átomos.
17. Calcule la longitud de onda y la frecuencia de la luz que se emite cuando un electrón cambia
de n = 3 a n = 1 en el átomo de H. ¿En que región del espectro se encuentra esta radiación?
18. ¿Qué forma general tienen los orbitales 2p? ¿En qué se parecen los orbitales 2p individuales y
en qué difieren?
19. ¿Cuáles de las siguientes designaciones de los orbitales no son correctas?
a) 1p b) 3d c) 3f d) 2p e) 5f f) 6s
20. ¿Por qué los dos electrones del subnivel 2p del carbono ocupan orbitales 2p distintos?
21. Cuantos electrones de valencia tiene cada uno de los siguientes átomos?
a) nitrógeno Z = 7 b) cloro Z = 17 c) sodio Z = 11
d) aluminio Z = 13
22. Indique qué conjunto de electrones de orbitales se llena en último término en cada uno de los
siguientes elementos.
a) cromo Z = 24 b) plata Z = 47 c) uranio Z = 92 d) germanio Z = 32
1
23. Escriba la configuración general de valencia (por ejemplo, ns para el grupo 1) para el grupo
en el cual se encuentra cada uno de los elementos siguientes.
a) bario Z = 56 b) bromo Z = 35 c) telurio Z = 52
d) potasio Z = 19 e) azufre Z = 16
24. La estación de radio de música clásica KMFA de Santa Cruz emite a una frecuencia de 89,5
MHz ¿Cuál es la longitud de onda de su señal en metros?
25. Números cuánticos:
a) ¿Cuáles son los valores posibles de l cuando n = 4?
b) Cuando l = 2, (cuales son los valores posibles de m?
c) Para un orbital 4s, ¿cuáles son los valores posibles de n l y m?
d) Para un orbital 4f, ¿cuáles son los valores posibles de n, l y m?
26. En cierto estado excitado posible, el átomo de H tiene su electrón en un orbital 4p. Mencione
todos los conjuntos posibles de números cuánticos n, l y m para este electrón.
27. Explique brevemente por qué cada uno de los siguientes no constituye un conjunto posible de
números cuánticos para un electrón de un átomo.
a) n = 2, l = 2, m, = 0
b) n = 3, l = 0, m, = – 2
c) n = 6, l = 0, m, = 1
28. ¿Cuál es el número máximo de orbitales que pueden identificarse mediante cada uno de los
siguientes conjuntos de números cuánticos? En caso de que su respuesta sea "ninguno",
explique el por qué.
a) n = 3, l = 0, m = + 1 b) n = 5, l = 1
c) n = 7, l = 5 d) n = 4, l = 2, m = – 2
2.8 Autoevaluación: Preguntas Tipo Examen de Ingreso
1. ¿Cuál de los siguientes elementos contiene el mayor número de neutrones?
A) 112Cd B) 112In C) 112Ag D) 114Ag E) Ninguno
2. Un núcleo de 56Co contiene:
A) 27 protones, 29 neutrones y 27 electrones
B) 29 protones, 27 neutrones y 29 electrones
C) 29 protones, 27 neutrones
D) 27 protones, 29 neutrones
E) Ninguno
25

31. QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la facultad de ciencias y
tecnología
3. Un isótopo específico tiene un número atómico de 18 y un número de masa de 35. ¿Cuántos
electrones hay en el átomo neutro?
A) 8 B) 17 C) 18 D) 35 E) Ninguno
4. ¿Cuál de los siguientes iones tiene 16 protones y 18 electrones?
A) S2+ B) Ar2– C) Cl1– D) K1+ E) Ninguno
52 3+
5. La especie Cr contiene:
A) 24 protones, 24 neutrones y 24 electrones
B) 24 protones, 28 neutrones y 24 electrones
C) 52 protones, 52 neutrones y 49 electrones
D) 24 protones, 28 neutrones y 21 electrones
E) Ninguno
6. Si un elemento tiene varios isótopos, todos éstos tienen:
A) La misma masa atómica. B) El mismo número de p.
C) El mismo número de n. D) El mismo número de p y n.
E) Ninguno
7. El núcleo del átomo de 238U contiene:
A) 92 electrones y 92 protones B) 92 electrones y 238 protones
C) 146 neutrones y 92 protones D) 146 electrones y 92 protones
E) Ninguno
8. En experimentos con el tubo de rayos catódicos se ha demostrado:
A) Que todos los núcleos contiene protones.
B) Que todas las formas de la materia contienen electrones.
C) Que todos los rayos positivos eran realmente protones.
D) Que todas las partículas alfa eran más pesadas que los protones.
E) Ninguno
9. El número de orbitales en un subnivel d es:
A) 1 B) 3 C) 5 D) 7 E) Ninguno
10. En un átomo de cobalto en su estado basal el número total de niveles ocupados por uno o más
electrones es:
A) 1 B) 2 C) 3 D) 4 E) Ninguno
11. Considerar el átomo de cobalto en su estado basal, el número total de orbitales ocupados por
uno o más electrones es:
A) 15 B) 12 C) 9 D) 6 E) Ninguno
12. En un átomo de cobalto en su estado basal, el número total de subniveles ocupados por uno o
más electrones es:
A) 9 B) 7 C) 5 D) 4 E) Ninguno
13. Las líneas de los espectros atómicos proporcionan una medida directa de:
A) El número de protones en el núcleo
B) La energía absoluta de un nivel de energía electrónico
C) El número de electrones de un átomo
D) La diferencia de energía entre dos niveles de energía
E) Ninguno
14. Si un átomo de fósforo ganará tres electrones adicionales, la partícula resultante tendría:
A) Cargas negativas y sería isoelectrónica con el argón
B) Cargas negativas y serían isoelectrónica con el neón
C) Cargas positivas y sería isoelectrónica con el argón
D) Cargas positivas y sería isoelectrónica con el magnesio
E) Ninguno
26

32. Estructura de los
átomos.
15. El número máximo de electrones que pueden estar ordenados en un subnivel para el cual l = 3
es:
A) 2 B) 10 C) 6 D) 14 E) Ninguno
16. ¿Cuál de los subniveles siguientes tiene espacio para 10 electrones?
A) 5s B) 4p C) 2p D) 3d E) Ninguno
17. Un electrón con el siguiente conjunto de números cuánticos n = 4, l = 2, m
= 0, s = 1/2, estaría clasificado como un:
A) Electrón 3d B) Electrón 4d C) Electrón 3p
D) Electrón 4p E) Ninguno
18. Todos los electrones de un subnivel d deben tener un número cuántico de:
A) n = 3 B) m = 2 C) l = 2 D) n = 4 E) Ninguno
19. El átomo más ligero con un subnivel 3d lleno en el estado basal es:
A) Zn B) Ga C) Kr D) Cu E) Ninguno
20. El número total de electrones p en el estado basal de un átomo de galio es:
A) 6 B) 3 C) 13 D) 1 E) Ninguno
27

33. Unidad 3
Enlace Químico
3.1 Introducción
El enlace químico se define como la fuerza de atracción electrostática que hay entre átomos,
compuestos o moléculas. Por ejemplo, cuando un átomo se acerca a otro, los electrones del orbital
de valencia, interaccionan primero antes que los núcleos puedan acercarse.
3.2 Electronegatividad
Se define, como el poder que tiene un átomo de atraer electrones hacia él.
La electronegatividad en la tabla periódica aumenta de:
Izquierda a derecha y de abajo hacia arriba, sin contar los gases nobles.
figura 3.1 Dirección en el aumento de electronegatividad en la tabla periódica
Electronegatividad nos permite diferenciar los tipos de enlaces que pueden existir en un compuesto.
3.3 Símbolos de Lewis y la Regla del Octeto
Los elementos cercanos a los gases nobles tienden a ganar, perder o compartir electrones
para adquirir la configuración de ocho electrones de valencia de los gases nobles. Esto se conoce
como la regla del octeto que fue enunciada por el químico estadounidense Gilbert N. Lewis.
El helio es el único que tiene una configuración de dos electrones de valencia. Los elementos
cercanos al helio tienden a adquirir una configuración de valencia de dos: el hidrógeno ganando un
electrón, el litio perdiéndolo, y el berilio perdiendo dos electrones.
Ej.: la estructura de Lewis para el cloruro de hidrogeno (también conocido como acido clorhídrico)
Las estructuras de N2 y CO2 se pueden expresar ahora como:
Estas estructuras de Lewis muestran la configuración de ocho electrones de valencia de los
gases nobles para cada átomo.
Probablemente el 80% de los compuestos covalentes pueden ser representados
razonablemente por las estructuras electrónicas de Lewis. El resto, en especial aquellos que
contienen elementos de la parte central de la tabla periódica, no puede ser descrito normalmente en
términos de estructuras de gases nobles.
27

34. QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la facultad de ciencias y
tecnología
Excepciones a la regla del octeto
Ej.: moléculas que tienen más de 8 electrones: el P en el PCl5 (tiene 10 electrones) el S en el SF6
que forma 6 enlaces (12 electrones).
Moléculas que tienen menos de 8 electrones: Berilio y el Boro que tienen 4 y 6 electrones alrededor,
respectivamente.
El nitrógeno en el NO2, que tiene 7 electrones alrededor del Nitrógeno
Problemas Resueltos
1. ¿Cuál es el símbolo de Lewis para el arsénico, As?
Solución:
. . . .
As . . As : . As . As . . As .
. . . .
Problemas Propuestos
1. Escribir el símbolo de Lewis para cada uno de los siguientes elementos:
a) Fósforo b) Galio c) Silicio d) Helio
2. ¿Cuál es el símbolo de Lewis para cada uno de los siguientes átomos o iones?
3– 2+
a) S b) I c) P d) Ba
3. ¿Cuál de los siguientes átomos no se encuentra nunca con más de un octeto de electrones a
su alrededor: S, C, P, Br?
3.4 Tipos de Enlace: Iónico y Covalente
Tipos de enlace
Polar
Covalente
Enlace Apolar (no polar)
Iónico
E > 1,5 Enlace iónico.
0,7 < E < 1,5 Enlace covalente polar
E < 0,7 Enlace covalente no polar o apolar
Donde: E = Diferencia de electronegatividad
E = E2 -E1 (valor absoluto)
La diferencia de electronegatividades entre dos átomos que forman un enlace (E) se calcula a partir
de los datos mostrados en una tabla periódica, estos son relativos y solo nos sirve para calificar al
tipo de enlace formado entre estos dos átomos.
28

35. Enlace
químico.
Enlace covalente
En un enlace covalente, los dos átomos
enlazados comparten electrones. Ej.: CH4, H2O
Enlace covalente apolar
Si los átomos enlazados son no metales e
idénticos (como en N2 o el O2), los electrones
son compartidos por igual por los dos átomos,
Figura 3.2 Enlace covalente apolar
y el enlace se llama covalente apolar.
Enlace covalente polar
Si los átomos son no metales pero distintos (como en el óxido nítrico, NO), los electrones son
compartidos en forma desigual y el enlace se llama covalente polar. Polar, porque la molécula
tiene un polo eléctrico positivo y otro negativo.
Enlace iónico
Cuando una molécula contiene
átomos de metales y no metales, los
electrones son atraídos con más
fuerza por los no metales, que se
transforman en iones con carga
negativa; los metales, a su vez, se
convierten en iones con carga
positiva.
Entonces, los iones de diferente
signo se atraen electrostáticamente, Figura 3.3 enlace iónico (se puede notar que el que cede el electrón es el menos
formando enlaces iónicos. electronegativo. Na.)
Las sustancias iónicas conducen la electricidad cuando están en estado líquido o en disoluciones
acuosas, pero no en estado cristalino, porque los iones individuales son demasiado grandes para
moverse libremente a través del cristal. Ej.: Sal común NaCl
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