Actividades primera parte

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Primer parte 
 
 
Asignaturas 
Química General 
Química General e 
Inorgánica 
Departamento de Química 
General e Inorgánica 
 
 
UNIVERSIDAD NACIONAL DEL LITORAL 
FACULTAD DE BIOQUÍMICA Y CIENCIAS BIOLÓGICAS 
2017 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
¿Sobre qué ideas trabajaremos? 
 
• Los electrones de un átomo pueden describirse a través de números 
cuánticos. 
• El ordenamiento de los elementos en la tabla periódica está 
estrechamente relacionado con la configuración electrónica. 
• Existe una tendencia periódica en el tamaño de átomos e iones y en la 
energía involucrada en la pérdida o ganancia de electrones. 
 
 
 
 
Conceptos a saber antes de la clase de aula 
 
1- Construir una línea del tiempo donde se ubiquen los descubrimientos de las 
partículas subatómicas fundamentales y sus autores. 
2- Explicar el fenómeno de las radiaciones. ¿Qué tipo de radiaciones conoce? 
Caracterizar rayos catódicos, rayos canales, rayos x, rayos alfa, rayos beta y 
rayos gamma. Buscar aplicaciones de las mismas en la actualidad. 
3- Completar el siguiente cuadro: 
Modelo atómico Año en que se propuso Breve descripción Representación gráfica 
Dalton 
Thomson 
Rutherford 
Böhr 
Schroëdinger 
 
4- ¿Qué es un espectro de rayas y uno continuo? ¿Qué relación tienen con los 
elementos de la tabla periódica? 
5- Señalar verdadero o falso y justificar: 
a) La experiencia de Millikan permitió establecer la carga del electrón. 
b) Beckerel descubrió los rayos X. 
c) A partir de bombardear una lámina de oro con partículas beta Rutherford 
postuló su modelo atómico. 
d) El principio de exclusión de Pauli dice que no se puede conocer con precisión 
la velocidad y posición exacta de un electrón dentro de un átomo. 
e) El principio de incertidumbre de Heinserberg indica que cuando los electrones 
se están ubicando en una serie de orbitales de energía equivalente (por 
ejemplo tres orbitales p), no debe producirse apareamiento de electrones sin 
antes asignar un electrón a cada una de las orientaciones espaciales posibles 
de dicho tipo de orbital. 
ESTRUCTURA ATÓMICA. RELACIONES 
PERIÓDICAS ENTRE LOS ELEMENTOS 
Elemento químico. Átomo. Naturaleza de los átomos. Partículas 
elementales. Teorías y modelos atómicos. Número atómico y número 
másico. Isótopos. Isóbaros, Isótonos. Propiedades de las ondas. 
Radiación electromagnética. El fenómeno radioactivo. Radiaciones 
alfa, beta y gama. Espectros atómicos y niveles de energía. Teoría 
cuántica. Números cuánticos. Orbitales atómicos. Configuración 
electrónica. La tabla periódica. Clasificación periódica de los 
elementos. Periodicidad de las propiedades atómicas: radio atómico, 
potencial de ionización y afinidad electrónica. 
(1776-1844) 
(1856-1940) 
(1871-1937) 
(1885-1962) 
(1885-1962) 
f) La regla de Hund señala que en un átomo no pueden existir dos electrones con 
los cuatro números cuánticos iguales. 
g) Según el principio de Aufbau los electrones se van ubicando en los orbítales 
respetando un orden creciente de números cuánticos. 
h) La regla de las diagonales se emplea para distribuir los electrones en los 
orbitales alrededor del núcleo. 
 
 6- ¿Qué es un orbital atómico? ¿Qué tipos de orbitales conoce? 
 
7- Dar los nombres, símbolos y valores que pueden tomar los 4 números cuánticos. 
Completar: 
 
Nivel 
de 
energía 
Cantidad 
de 
subniveles 
de 
energía 
Valor 
numérico 
de l 
Nombre 
de los 
tipos de 
orbitales 
Valores 
de 
ml 
Cantidad 
de 
orbitales 
de cada 
tipo 
Cantidad de 
electrones 
A ubicar en 
cada tipo de 
orbital 
ms Número 
máximo de 
electrones 
en el 
mismo nivel 
de energía 
1 
2 
3 
4 
 
8- Construir el esquema de llenado de orbitales atómicos (regla de las diagonales) que 
se utiliza para la escritura de configuraciones electrónicas de los átomos. 
 
9- Dada la siguiente configuración electrónica dar el significado de cada número y letra. 
Marcar los electrones de valencia: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 
 
10- ¿Cómo se caracteriza por su configuración electrónica? a) un metal alcalino; b) un 
halógeno; c) un elemento de transición; d) un elemento de transición interna 
(lantánido o actínido); e) un gas noble. Dar un ejemplo en cada caso. 
 
11- Diferenciar los siguientes términos: isomorfo, isóbaro, isótopo, isoelectrónico e 
isótono. 
 
12- Dibujar la tabla periódica. Marque: grupos y periodos. Elementos representativos y 
no representativos. Metales, No metales y metaloides. Bloque s, p d y f. Metales 
alcalinos, metales alcalinos térreos, metales de transición, metales de transición 
interna, halógenos y gases nobles. 
 
13- Definir potencial de ionización, afinidad electrónica y electronegatividad. Indicar 
hacia donde crecen las propiedades periódicas y justificar. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
(1871-1937) 
(1776-1844) 
(1856-1940) 
(1885-1962) 
1. Para ionizar un átomo de sodio se necesita 8,22.10-19 J ¿Cuál debería ser la longitud de 
onda en nm, de la luz capaz de ionizar un átomo de sodio? Dato: h= 6,626.10-34 Js; c= 3.108 
m.s-1. 
 
2. ¿Cuáles de los siguientes grupos de números cuánticos (listados en el orden n, 
l, ml, m5) no son solución de la ecuación de onda para un electrón en un átomo? 
Justifique su respuesta. 
 a. (4, 2, 0, 1/2); b. (3, 3, -3, -1/2); c. (2, 0, 1, 1/2); d. (4, 0, 0, 1/2). 
 3. Dados los elementos de ZX = 34; ZY = 29; ZZ = 38, localiza dichos elementos en la tabla 
periódica y realiza la configuración electrónica en el estado fundamental. 
 
4. La configuración electrónica de un átomo del elemento X es: 1s2 2s2 p6 3s2 p6 d10 4s2 p1. 
¿Cuál es su nº atómico? ¿De qué elemento se trata? Si X se presenta en la naturaleza 
como una mezcla de 69X y 71X en la proporción del 60,1% y 39,9% y masas 68,93 y 
70,92 u, respectivamente, calcular la masa atómica para el elemento X. 
5. a) Hallar la localización en la tabla periódica y números de oxidación más importantes 
de los elementos ZA=16; ZB=20; ZC=24; ZD=10; ZE=33 .b) Escribe los valores de los 
números cuánticos para un electrón del subnivel p más externo de A y para uno del 
subnivel d de C. c) Configuración electrónica de: A2- ; B2+. 
6. ¿Cuál de los elementos de ZA = 17 y ZB = 12 posee menor radio? Justificar. 
 
7. Acomodar las siguientes especies en pares isoelectrónicos: O 2- , Ar, S2-, Ne, Zn, Cs+, As 
3+, Xe-. 
8. Para las especies químicas Na, Na+ y Mg2+ ¿Cuál de ellas posee mayor energía de 
ionización?; ¿y mayor radio? Justificar. 
9. Escribe el nombre, símbolo y el grupo al que pertenece el elemento de menor número 
atómico que tenga en su estado fundamental: a) un solo electrón p; b) los orbitales p 
completos; c) un solo electrón 4s; d) cuatro electrones p. Justifique cuál de dichos 
elementos posee mayor potencial de ionización, cuál mayor tamaño atómico y cuál 
mayor afinidad electrónica. 
10. Las primeras energías de ionización para los ocho átomos del segundo período de la 
tabla periódica son 9,32; 5,39; 21,56; 13,6; 17,4; 11,26; 14,53; 8,30 eV (están 
desordenados). Razona cuál de ellos será un halógeno, cuál un alcalino. 
 
11. Un elemento químico A presenta en su configuración electrónica más externa [Kr] 5 s 
1, mientras que otro elemento B [Ne] 3 s 2 3 p 5. Contesta las siguientes cuestiones: 
a. ¿Es A un elemento metálico o no metálico? ¿Y B? 
b. ¿Tiene el elemento A tendencia a ganar o perder electrones? 
c. ¿Y el elemento B? 
d. ¿Qué tipo de enlace espera que debe existir en el compuesto AB? 
 
12. Indica en cada uno de los siguientes pares cuál de las dos especies tiene mayor radio: 
a) N 3- o F-, b) Cl- o S2-, c) Mg 2+ o Al3+, d) Cu + o Cu 2+, e) Cl o Cl – 
 
 
 
(1776-1844) 
(1856-1940) 
(1871-1937) 
(1885-1962) 
 
 
1.¿Cuáles de las siguientes configuraciones en el estado fundamental cumplen el principio 
de Pauli? a) 1s22s12p7 ;b) 1s2 2s2 2p5 ; c)1s2 2s3 ; d) 1s2 2s2 2p6 3s1. Rta: b) y d) 
2.¿En qué se parecen y se diferencian las siguientes parejasde electrones?: a) (2,1,0,1/2) 
y (2,1,1,1/2) ; b) (3,2,1,1/2) y (3,1,0,-1/2). Identifique el orbital que ocupan. 
3.Identifica los números cuánticos correspondientes a los electrones: a) 4d9 ; b) 3p3 ;c) 4f4. 
 
Respuesta n l ml ms 
4d9 4 2 2 -1/2 
3p3 3 1 1 +1/2 
4f4 4 3 0 +1/2 
 
4.Justifica los valores de las cuatro energías de ionización del B: 191, 578, 872, y 5962 kcal 
mol-1. 
5. ¿Existirían los orbitales definidos por los números cuánticos a) (1,1,0) ; b) (2,1,2) ; c) 
(3,1,-1) ; d) (3, -1, 1)? Justificar. 
6. Dado un elemento X de número atómico 37, contestar a las siguientes cuestiones: 
¿Cuántos electrones tiene? ¿Cuántos protones contiene su núcleo? 
¿Cuál será su configuración electrónica? ¿Qué dato le haría falta para poder hallar el 
número de neutrones de su núcleo? ¿A qué período del sistema periódico pertenece? 
¿A qué grupo? ¿Se trata de un metal? ¿Cómo va a ser el valor de su PI, afinidad 
electrónica y radio si se lo compara con el flúor? ¿Cuántos electrones de valencia tiene? 
¿Qué tipo de iones formará? 
 
7.Dados los siguientes elementos K (Z=19), S (Z=16) y Cl (Z=17). Ordenarlos por orden 
decreciente de radio atómico. Rta: R. at. K > S > Cl 
 
8.Ordena los siguientes elementos según el potencial de ionización decreciente: Ne Na, F. 
 
9. Decir si el radio iónico de las siguientes especies crece regularmente según: V5+; Ti4+ ; 
Sc3+; Ca 2+; K+. (De no ser así ordenar correctamente). 
 
10. Dados los elementos de ZA=13; ZB = 17, localiza dichos elementos en la tabla periódica 
y realiza la configuración electrónica en el estado fundamental. Señala cuáles son los 
electrones de valencia. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
(1871-1937) 
(1776-1844) 
(1856-1940) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
¿Sobre qué ideas trabajaremos? 
• Los enlaces químicos pueden explicarse por la interacción de los electrones de 
valencia. 
• Las fórmulas de Lewis permiten representar los enlaces en las moléculas y en las 
unidades formulares de las sustancias iónicas. 
• Las repulsiones entre pares de electrones no compartidos y los que participan en 
los enlaces determinan la geometría de las moléculas y de los iones poliatómicos. 
• Una molécula polar tiene un momento dipolar distinto de cero. 
• Según la teoría de enlace de valencia un enlace se forma por solapamiento de 
orbitales atómicos. En muchos casos se recurre al concepto de orbitales híbridos. 
 
 
 
 
Conceptos a saber: 
 
1) ¿Qué entiende por enlace químico? 
2) ¿Qué tipos de enlace entre átomos conoce? Explique las características más 
importantes de cada uno de ellos. 
3) ¿Cómo se calcula el % de carácter iónico de un enlace? 
4) Enuncie la regla del octeto ¿siempre se cumple? 
5) ¿Cómo se escriben las estructuras de Lewis de una molécula y de un ion? Estructura 
de Lewis de una sustancia iónica. 
6) Explicar para los enlaces covalentes: enlace simple, enlace múltiple, enlace sigma y 
enlace pi.¿Cuándo se produce resonancia? 
7) ¿Cuál es el significado de las siguientes siglas?: TRPE, TEV, TOM. Explique las 
principales características de cada uno. 
8) ¿De qué depende la polaridad de un enlace? ¿Y de una molécula? 
Complete y explique el diagrama de niveles de energía para orbitales moleculares de 
la molécula de dihidrógeno. 
 
 
ENLACE QUÍMICO1/2 
Enlace iónico. Enlaces covalentes. Estructura de Lewis. 
Electronegatividad. Enlaces múltiples. Momento dipolar. 
Resonancia. Modelo de la repulsión de los pares 
electrónicos de la capa de valencia (RPECV). Teoría del 
enlace de valencia. Teoría de los orbitales moleculares. 
Enlace metálico. 
 
(1875-1946) 
(1881-1957) 
(1873-1952) 
10) Completar 
 
Molécula Hibridación 
de A 
Ángulo de 
separación 
entre átomos 
Geometría 
electrónica 
Geometría 
molecular 
Ejemplo Polaridad 
AX2 
AX2E 
AX2E2 
AX2E3 
AX2E4 
AX3 
AX3E 
AX3E2 
AX4 
AX4E 
AX4E2 
AX5 
AX5E 
AX6 
A = átomo central, X= átomo enlazado y E par de electrones sin compartir 
 
 
 
 
 
 
1. Indica qué tipo de enlace se produce en los siguientes ejemplos: (a) Cl2; (b) KCl; (c) 
Na; (d) NH3; (e) K2SO4; (f) H2; (g) C(grafito) y (h)Fe. 
 
2. Colocar las siguientes moléculas por orden creciente de su polaridad: HBr, HF, HI y 
HCl. Justificar brevemente la respuesta. 
 
 
3.Para los compuestos: 
a) cloruro de hidrógeno d) ácido carbónico f) ion nitrito 
b) agua e) carbonato de sodio g) cloruro de calcio 
c) dinitrógeno 
 
I) Indicar los enlaces existentes (iónicos, covalentes, metálicos y su relación con el tipo 
de sustancia) II) Escribir para todas las especies la fórmula de Lewis. III) Identificar 
enlaces  y  en el ácido carbónico y en el nitrógeno. 
 
4. ¿Cuáles de las especies anteriores poseen estructuras de resonancia? Plantéelas. 
 
 
5. De las siguientes moléculas: F2, CS2, C2H4 (etileno), C2H2 (acetileno), H2O, C6H6 
(benceno), NH3: a) ¿Cuáles tienen todos los enlaces sencillos o simples? b) ¿Dónde 
existe algún doble enlace? c) ¿Dónde existe algún triple enlace? Diferencie enlaces 
sigma y pi. 
(1875-1946) 
(1881-1957) 
(1873-1952) 
6. Completar los espacios: LaTRPECV permite predecir la geometría de las moléculas 
considerando lasregiones espaciales o zonas de densidad electrónica entorno al átomo 
central(esta teoría supone que a cada par de electrones se le puede asignar una zona 
delespacio en la que hay una cierta probabilidad de encontrarlos. 
Se basa en las siguientes reglas: 
• Se escribe la estructura de Lewisde la cual se deduce el número de paresde 
electrones presentes en el átomo central, ya sean solitarios o de enlace. 
• Los pares de electrones, tanto de enlace como de no enlace, que rodean 
alátomo central se orientan de forma que estén lo más alejados posibles 
paraque las repulsiones entre ellos sean mínimas. 
• Un par de electrones de no enlace ocupa más espacio sobre la superficiedel 
átomo que un par de electrones de enlace. 
• Los pares de electrones de un doble o de un triple enlace producen losmismos 
efectos estéricos que un enlace sencillo pero ocupan más espacio,son más 
voluminosos. 
 
 
7. Complete con los posibles ángulos que pueden esperarse cuando el átomo central 
posee: 
• 2 pares de electrones: ( ) 
• 3 pares de electrones: ( ) 
• 4 pares de electrones: ( ) 
• 5 pares de electrones: ( ) 
• 6 pares de electrones: ()) 
 
 
8. a) Colocar el nombre a las siguientes geometrías permitidas de acuerdo a la TRPECV 
b) ¿Cuáles son las estructuras para moléculas sin pares de electrones libres? 
 
 
 
 
9. a) Representar primero las fórmulas electrónicas por puntos (estructuras de Lewis) para 
cada una de las especies que se dan a continuación y luego, utilizando el Modelo de 
Repulsión de los Pares de electrones de la Capa de Valencia (Teoría V.S.E.P.R.), 
predecir la geometría de las mismas especies: 
(1875-1946) 
(1881-1957) 
(1873-1952) 
 CO32- SiH4 CO2 OF2 
b) cuáles de las estas especies serán polares 
 
10. Completar los espacios: La TEV explica los enlaces covalentes en términos de orbitales 
atómicos. Se basa en: 
- la molécula se forma a partir de la reacción de los átomos, los cuales al unirse 
apareansus electrones y traslapan sus orbitales. Los electrones son atraídos 
simultáneamente por ambos núcleos, lo que mantiene unido a los átomos y forma un 
enlace covalente; 
-para explicar las geometrías suponemos que los orbitales atómicos de un átomo se 
mezclan para formar nuevos orbitales llamados "orbitales híbridos" 
-el número de orbitales híbridos de un átomo es igual al número de orbitales atómicos 
que se combinaron. 
 
11. A las imágenes del ejercicio 7 colóqueles la hibridación correspondiente según la 
TEV. 
 
12. Indicar para las siguientes moléculas:BeCl2 BF3 CH4 NH3 H2O PF5CO2 
a) Estructura de Lewis. 
b) Hibridación del átomo central. Justifique 
c) Geometríaelectrónica. Muestre esa geometría utilizando los orbitales híbridos. 
d) Geometría molecular. Con bolas y palillos muestre esa geometría. 
e) Dibuje los orbitales en las moléculas e indique qué orbitales se solaparon. 
 
13. Para las siguientes moléculas e iones, plantear: 
a) Estructura de Lewis. 
b) Hibridación del átomo central. 
c) Cantidad de enlaces y . 
d) Geometría. 
SO32- CN- SF6 HCCl3 
 
14. Es posible predecir la polaridad de un enlace covalente a partir de la diferencia de 
electronegatividad de los átomos unidos por el enlace. No obstante, una molécula que 
tiene enlaces polares puede ser polar o apolar dependiendo de la geometría 
tridimensional de la molécula. Para las siguientes moléculas decir si son polares: 
. NH3CCl4 H2O PF5 HI HF CO2 
 
15. Para las moléculas N2, NH3, HN=NH, indique: 
a) La hibridación del N 
b) Con diagramas orbitales cómo forma los orbitales híbridos. 
c) Dibuje los orbitales en la molécula. Indique qué orbitales se solaparon. 
 
16. Al comparar dos moléculas muy similares como el CO2 y el SO2 se observa que en la 
primera el momento dipolar es cero, mientras que en la segunda no. Justifique esto de 
forma razonada. 
 
17. A partir de las configuraciones electrónicas de los correspondientes átomos, dé las 
estructuras de Lewis de las especies químicas: NF3, NO2- y NO3-. Justifique también sus 
estructuras e indique si el trifluoruro de nitrógeno es o no una molécula polar. 
 
 
 
 
 
(1875-1946) 
(1881-1957) 
(1873-1952) 
18.Completar el siguiente cuadro: 
Compuesto Estructura 
de Lewis 
Hibridación 
átomo central 
Ángulos de 
separación 
Geometría 
electrónica 
Geometría 
molecular 
Polaridad 
de la 
molécula 
BeCl2 
BCl3 
CCL4 
PCl5 
SCl6 
 
 
 
 
 
Problemas y ejercicios propuestos 
 
 
1. Indique el tipo de enlaces en los siguientes ejemplos: 
 a) N2(g) ; b) H2O (g) ; c) KBr(s) ; d) Na2SO4 (s) ; e) HCl(g) ; f) O3(g) 
 
2. Escribir una estructura de Lewis para: 
a) H2SO3 ;b)H2SO4; c) Na2SO4 ; d)NaHSO4 ; e) Na2CO3 ; f) HNO3 
 
3. Para las especies a, b y f del ejercicio anterior plantee la hibridación del átomo 
central. 
 
4. ¿Por qué la molécula BI3 es apolar si los enlaces B—I son polares? 
 
5. Plantea las estructuras de resonancia de los iones: a) carbonato b) fosfato 
 
6. Ordena los siguientes compuestos según la fuerza crecientes de sus enlaces y 
justifica dicho orden: HF, F2 y KF. 
 
7. ¿Cuál de los siguientes compuestos no puede existir? ¿Por qué?: NCl5, PCl3 y 
PCl5. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
(1875-1946) 
(1881-1957) 
(1873-1952) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Problemas y ejercicios: 
¿Sobre qué ideas trabajaremos? 
• Según la teoría de enlace de valencia un enlace se forma por solapamiento de 
orbitales atómicos. En muchos casos se recurre al concepto de orbitales híbridos. 
• Según la teoría de orbitales moleculares los orbitales atómicos individuales se 
combinan para formar orbitales que abarcan todo la molécula. 
 
 
 
1. Completar el siguiente cuadro: 
Compuesto Estructura de 
Lewis 
Hibridación del 
átomo central 
Geometría 
electrónica 
Geometría 
molecular 
SO2 
NF3 
HCCl3 
 
2. Completar 
Ion Estructura de 
Lewis 
Hibridación del 
átomo central 
Geometría 
electrónica 
Geometría del 
ion 
H3O+ 
NH4+ 
PO43- 
NO3- 
CN- 
 
 
 
3. Prediga la hibridación y los posibles ángulos en la molécula de: 
ENLACE QUÍMICO2/2 
Enlace iónico. Enlaces covalentes. Estructura de 
Lewis. Electronegatividad. Enlaces múltiples. 
Momento dipolar. Resonancia. Modelo de la 
repulsión de los pares electrónicos de la capa de 
valencia (RPECV). Teoría del enlace de valencia. 
Teoría de los orbitales moleculares. Enlace 
(1875-1946) 
(1881-1957) 
(1873-1952) 
a) ácido acético b) 1-3 butadieno 
 
 
 
 
 
 
4. Ubique las especies del ejercicio 1 y 2 dentro del cuadro 
 
DISTRIB. ELECTRONES TRPECV EJEMPLOS 
Lineal AX2 
Trigonal AX3 
AX2E 
Tetraédrico AX4 
AX3E 
AX2E2 
Bipirámide triangular AX5 
AX4E 
Octaédrico AX6 
 
 
 
5. Las especies NH2- NH3 NH4+ tienen ángulos de enlace H-N-H de 105º, 107º y 
109º respectivamente. Explique estas diferencias. 
 
 
6. Desarrollar la geometría del: a) C2H4 b) C2H2 .Indicar la cantidad de enlaces sigma y 
pi que hay en cada molécula. 
 
7. Completar los espacios: 
• Según la teoría de OM, cuando los átomos interaccionan sus orbitales atómicos 
pierden su individualidad y se transforman en orbitales moleculares que son 
orbitales que dejan de pertenecer a un solo núcleo para pasar a depender de 
dos o más núcleos. 
• el número de orbitales moleculares que resulta, siempre es igual al número de 
orbitales atómicos que se combinan. 
• Por cada par de orbitales atómicos de 2 átomos que se unen, se forman 2 
orbitales moleculares: uno de menor energía llamado enlazante y otro de mayor 
energía llamado antienlazante 
 
 
8. Las energías de disociación para el N2 y el N2+ son 945 y 842 kJ mol-1 
respectivamente. 
Explique, usando la teoría de los orbitales moleculares y teniendo en cuenta que es más 
probable que para un orden de enlace más elevado corresponda una energía de 
disociación mayor. 
 
9. Muestre la distribución electrónica en los orbitales moleculares de: a) H2 ; b) H2+ ; c) 
H2- ; d) H22- Diga cuáles son inestables. 
 
 
(1875-1946) 
(1881-1957) 
(1873-1952) 
10. ¿Cuales de las siguientes moléculas homoatómicas seran paramagnéticas? O2, Be2, 
C2, Li2, Cl2. Justificar con OM 
 
 
11. Compara las formas O2, O2-, O22-,O2+, por su paramagnetismo, longitud de enlace y 
estabilidad molecular. 
 
 
 
12. En los siguientes incisos representamos el núcleo y los electrones internos de un 
determinado elemento con una letra cualquiera (las letras pueden corresponder a 
átomos iguales o distintos). En función de electrones de valencia represente mediante 
Lewis posible/s sustancias que respondan a las mismas. 
 
a) b) 
c) d) 
e) 
f) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
(1875-1946) 
(1881-1957) 
(1873-1952) 
 
 
1. Para el azufre en: a) trióxido de azufre b) ion hidrógenosulfato c) sulfuro de hidrógeno. 
Plantee 
a) La hibridación del S 
b) Con diagramas orbitales cómo forma los orbitales híbridos. 
c) Dibuje los orbitales en la molécula o ion. Indique qué orbitales se solaparon. 
 
2- Cuál de las siguientes moléculas será polar: 
 BeF2; C2H4 , PH3 
 
3. Justificar por OM si existirán las moléculas: a) Ne2 b) B2 
 
4. Para el nitrógeno en: a) amoníaco b) ion nitrito c) ion nitrato . Plantee 
a) La hibridación del N 
b) Con diagramas orbitales cómo forma los orbitales híbridos. 
c) Dibuje los orbitales en la molécula o ion. Indique qué orbitales se solaparon. 
 
5. Ubique las siguientes especies en el cuadro: 
 
a) SF6 b) CO32-c) H2O, d) H2S e) AsH3, f) Cl2O, g) OF2, h) NH2-i) SF4 j) SnCl2 k) O3, l) 
BF3, m) C2H4 n) SO2 ñ) HCN, o) PH3 p) BeCl2; q) SiF4, r) SO42- s) CH4 t) PF3, u) 
H3O+v) PCl5, w) IO53- 
 
DISTRIB. ELECTRONES TRPECV EJEMPLOS 
Lineal AX2 
Trigonal AX3 
AX2E 
Tetraédrico AX4 
AX3E 
AX2E2 
Bipirámide triangular AX5 
AX4E 
Octaédrico AX6 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
(1875-1946) 
(1881-1957) 
(1873-1952) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
¿Sobre qué ideas trabajaremos? 
 
 
• Las propiedades estado gaseoso y leyes que gobiernan su comportamiento. 
• La ecuación de estado del gas ideal. 
• La teoría cinético-molecular de los gases. 
• Las desviaciones del comportamiento ideal: los gases reales 
• El comportamiento real de un gas y la licuación. 
 
 
 
 
Conceptos a saber: 
 
1) ¿Qué entiende por estado gaseoso? 
 
2) Durante varios siglos se realizaron incontables experimentos sobre las propiedades 
físicas de los gases, dando lugar a la estipulación de generalizaciones en cuanto al 
comportamiento macroscópico de las sustancias gaseosas.¿Qué leyes estudian el 
comportamiento ideal de un gas? Indique ecuaciones y gráficas de comportamiento. 
 
3) ¿Cómo se deduce la ecuación de estado de los gases ideales? ¿Y la constante universal 
de los gases ideales como se calcula y que unidades tiene? 
 
4) ¿Cuáles son los postulados de la teoría cinético-molecular para gases ideales? 
 
5) ¿Qué es la efusión y difusión en los gases? 
 
6) ¿Cómo se genera la desviación del comportamiento ideal en un gas? ¿Qué es el factor 
de compresibilidad? 
 
7) ¿Cómo se explica y que aplicación tiene el estudio de Andrews? 
 
8) Deduce, a partir de la ecuación de estado de los gases ideales, una expresión 
matemática que permita a una cierta temperatura y presión, calcular: a) la masa de un 
gas en un volumen dado, a partir de la masa molar y b) la densidad, conociendo la masa 
molar. 
 
9) ¿Qué significa C.N.P.T? ¿Por qué es útil su aplicación? 
 
 
 
 
 
GASES 
Naturaleza de los gases. Propiedades físicas. Leyes de los gases. 
Ecuación del gas ideal. Estequiometría de los gases. Ley de 
Dalton de las presiones parciales. Teoría cinética molecular de los 
gases. Difusión y efusión. Desviación del comportamiento ideal. 
Licuación de gases: isotermas de Andrews. Efecto Joule-
Thomson. Punto crítico. 
(1627-1691) 
(1778-1850) 
1- Establecer con que leyes de los gases están relacionadas cada una de las siguientes 
gráficas: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2. Un neumático de una motocicleta tiene un volumen de 10 litros y se llena de aire a una 
presión de 3 atm, a 27ºC. Después de circular varias horas, la T se eleva a 57ºC y el 
volumen se supone invariable. Calcula: a) la presión que habrá en el neumático, b) el 
volumen del gas si la presión hubiera aumentado sin variar la T. 
 
3. El volumen que corresponde a una inspiración de aire es, aproximadamente, 0,5 litros y 
elnúmero de inspiraciones por minuto 18. Siendo las condiciones atmosféricas 20 ºC y 
745 mm Hg, ¿cuántos gramos de oxígeno se aspiran por minuto?. En el aire el 21% en 
volumen es de oxígeno. 
 
4. El gas butano (C4H10) es como combustible embazado empleado en hogares para la 
cocina y agua caliente, y en encendedores de gas. a) ¿Cuál es la densidad del butano 
a 20 ºC y 760 mm de Hg? b) Si la velocidad promedio de una molécula de oxígeno es 
4,25.104 cm/s a 0°C ¿Cuál es la velocidad promedio de una molécula de butano en las 
mismas condiciones? 
 
 
5. Un anuncio de neón está hecho con un tubo cuyo diámetro interno es 2,00 cm y cuya 
longitud es 4,00 m. Si el anuncio contiene neón a una presión de 200 Pa a 35,0 ºC, 
¿Qué masa de neón hay en ese anuncio? 
 
6. En un recipiente de 1,2 l se tienen 0,695 g de N2 a 742 torr. En otro recipiente de 2,63 L 
se colocaron 1,10 g de Ara 383 torr. Ahora se pasan los contenidos de ambos recipientes 
a uno vacío de 3,05 L. Determinar la presión resultante en este último recipiente si la 
temperatura se mantiene constante. 
 
7. A partir de una reacción química se obtiene oxígeno el que se recoge en 
una probeta gasométrica sobre agua. Con los datos de la figura calcular: 
a) volumen de gas seco obtenido en CNPT b) número de moles de 
oxigeno dentro de la probeta 
 
 
 
8. La degradación metabólica de la glucosa C6H12O6en nuestro organismo produce CO2, el 
cual es expelido por nuestros pulmones como gas: 
 
C6H12O6(s) + 6O2(g) 6CO2(g) + 6H2O(l) 
 
Calcular el volumen de CO2 seco, producido a 37º C y 100 kPa, cuando se consumen 
5,00g de glucosa en esta reacción. 
 
(1627-1691) 
(1778-1850) 
9. La capacidad de un recipiente es igual a 4,00 dm3. En él se introducen 28,0 g de 
nitrógeno a 300 K. Calcular la presión ejercida por el gas: 
a) Suponiendo comportamiento ideal. 
b) Como gas real: a = 1,39 L2.atm. mol-2 b = 0,039 L .mol-1 
 
 
10. Dibuje un esquema presión- volumen semejante al obtenido por Andrews para el CO2. 
Indique en el mismo: punto crítico-presión crítica y diferencias entre gas y vapor 
 
 
 
 
 
 
 
(1627-1691) 
(1778-1850) 
 
1) Interprete los siguientes pares de dibujos a nivel macroscópico y explique a nivel de 
moléculas: 
 
a) 
 
 
 b) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2) Calcule la energía cinética para un mol de moléculas de un gas ideal que se encuentra 
a 25 ° C. 
 
3) Un tanque cilíndrico, de 300 dm³ y a una temperatura constante de 32°C, contiene 9,4 . 
10²² moléculas de oxígeno y 3,24. 10²³ moléculas de helio. Posteriormente se agregan 
2,56 g de oxígeno. Calcule: 
a. la presión total inicial y final del sistema. 
b. la presión parcial inicial y final de cada uno de los gases. 
 
4) Una mezcla gaseosa que contiene 5,00g de N2, 2,00g de O2, y 1,20 g de Ar está en un 
volumen de 500 mL a 27,0º C. a) Calcular la presión parcial del O2 en la mezcla. b) 
Calcular la presión total de la mezcla 
 
5) ¿Cuál de los siguientes gases tendrá un comportamiento más ideal en las mismas 
condiciones: H2, F2, HF.¿Cual se desviará más del comportamiento ideal? Justifique. 
 
6) Se recogió una muestra de N2 en una campana para gas a 27°C y 807 torr de p. total. 
El volumen sobre la superficie del agua fue de 124 ml. Calcule el volumen de gas en 
CNPT. Aclaraciones: 807 Torr es la presión total y el volumen se lee igualando niveles 
de líquido. 
 
 
 
 
 
 
 
(1627-1691) 
(1778-1850) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 ¿Sobre qué ideas trabajaremos? 
• La primera ley de la termodinámica establece que el cambio de energía interna 
de un sistema es la suma del calor y trabajo intercambiados con el entorno. 
• La entalpía de reacción (ΔHreacción) es el calor absorbido o generado por un 
sistema que sufre una reacción química a presión constante. 
• La segunda ley de la termodinámica requiere que la energía libre de un sistema 
decrezca en un cambio espontáneo. 
 
 
 
 
Responder antes de la clase de aula: 
 
1. ¿Qué diferencia existe entre calor y temperatura? Dar sus unidades en el SI. 
2. Explicar las formas en que se puede trasmitir el calor y sus usos en la vida cotidiana 
3. ¿Qué es una función de estado? Dar ejemplos. 
4. Definir calor de: reacción, formación, combustión y energía de enlace. Dar sus unidades. 
¿Cuándo se lo llama estándar? 
5. ¿Cuándo una reacción es exotérmica y cuándo endotérmica? 
6. Enunciar las leyes de la termoquímica (Hess y Lavoisier Laplace). 
7. ¿Cómo y para qué se utiliza el ciclo de Born-Haber 
8. Al escribir las ecuaciones termoquímicas, ¿por qué es importante indicar el estado físico 
(es decir, gaseoso, líquido, sólido o acuoso) de cada sustancia? 
9. Definir entropía y dar sus unidades en el SI. 
10. Enunciar el segundo y tercer principio de la termodinámica. 
11. Para la ecuación: ΔG = ΔH – TΔS, analice cada término de la misma, dar las unidades de 
cada una de ellas en el SI. 
12. Completar el siguiente cuadro: 
 
G Tipo de reacción Orientación del avance de la 
reacción 
 Reactivos  Productos 
 Reactivos Productos 
 Reactivos  Productos 
 
 
 
 
 
 
TERMOQUIMICA 
Contenidos: Sistemas. Trabajo y energía. Trabajo de expansión. 
Calor. Primera Ley de la termodinámica. Calorimetría. Entalpías 
del cambio físico. Curvas de calentamiento y enfriamiento. 
Entalpía estándar de: formación, reacción, disolución y dilución. 
Combinación de entalpías de reacción: Ley de Lavoisier 
Laplace, Ley de Hess. Procesos espontáneos. Entropía. 
Segunda Ley de la termodinámica. Tercera Ley de la 
termodinámica. Energía libre de Gibbs. Ciclos termoquímicos. 
1. a) ¿Qué estudia la termoquímica? b) Defina los términos: a) sistema material: abierto, 
cerrado y aislado. b) energía: térmica, química, potencial y cinética c) Enunciar el 
primer principio de la termodinámica d) En un proceso dado el cuerpo recibe un calor 
de 50 calorías y realiza un trabajo de 300 J. Calcular la ∆E del proceso con respecto 
al sistema. 
 
 
 
2. Se desea conocer el poder calorífico de otro de los alimentos (C20H32O2(s)). El mismo 
puede ser determinado midiendo el calor producido al quemarse una cantidad de 
muestra del alimento en unabomba calorimétrica a V constante. Si el calor desprendido 
en la combustión de 1g de muestra fue 10.000 cal a 37ºC. Calcular el poder calorífico y 
el calor de combustión a presión constante. 
 
 
 
3. La reacción de fermentación de la glucosa (C6H12O6(s)) en presencia de oxígeno gaseoso, 
produce etanol (C2H5OH (l), y dióxido de carbono gaseoso según la reacción: 
C6H12O6(s)+ 3 O2 (g) C2H5OH (l) + 4 CO2+ 3 H2O Calcular la variación de entalpía 
de la reacción a partir de los datos: ΔHo combustión glucosa=-2813 kJ.mol-1 y ΔHo 
combustión etanol=-1367 kJ.mol-1. ¿Es una reacción exotérmica o endotérmica? 
 
 
4. Considere la siguiente reacción: 
2 CH3OH(l) + 3O2(g) 4H2O(l) + 2CO2(g) ∆Hr = –1452,8 kJ∙mol-1 
 ¿Cuál es el valor de ∆Hr si: 
a) la ecuación se multiplica por 2?; 
b) Se invierte la dirección de la reacción de manera que los productos se conviertan en 
reactivos y viceversa?, 
 c) se forma vapor de agua como producto en vez de agua líquida? 
 
 
5. ¿Qué se entiende por qp y qv? ¿Cómo se relacionan? b) Defina calorimetría y describa 
el funcionamiento de un calorímetro. En la medición calorimétrica, ¿qué entiende por 
capacidad calorífica del calorímetro? ¿Cómo se determina este valor? c) Si se quema 
en forma incompleta gas natural (compuesto fundamentalmente por metano CH4), se 
forman monóxido de carbono y agua. Sabiendo que en la combustión incompleta de 
una mol de este combustible se generan a presión contante 606 kJ. Calcule la 
Entalpías estándar de formación: CO(g) .Datos: Entalpías estándar de formación: H2O(l) 
= -286 kJmol-1; Metano CH4(g) = - 74, 8 7 KJ mol -1 
 
 
6. Conociendo la entalpía de combustión del butano (-2642 kj.mol-1), es posible calcular la 
energía media del enlace O-H? Todo el proceso tiene lugar en fase gaseosa. Datos: 
Energías medias de enlace (kj.mol-1): E(C-C)=-346; E(C=O)= -730; E(O=O) = -487; E(C-H)=-
413,E(H-H)=-413.calor latente de fusión del agua: 334 kJkg-1, calor latente de 
vaporización del agua: 2257 kJkg-1.Densidad del agua líquida 1, 000 g cm-3. 
 
 
 
7. Mediante un ciclo de Born Haber calcule la energía reticular del fluoruro de litio 
sabiendo que a temperatura estándar el flúor es gaseoso y el litio es sólido. 
 
 
8. Indique, razonadamente, cómo variará la entropía en los siguientes procesos: 
 a) Disolución de nitrato de potasio, KNO3, en agua. 
 b) Solidificación del agua. 
 c) Síntesis del amoniaco: N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g) 
 
 
 
 
Problemas y ejercicios propuestos 
 
 
1-Explica qué tipo de transferencia de calor ocurre en cada uno de estos dibujos. Ten en 
cuenta que en algunos casos puede tratarse de más de una. 
 
 
2- Para conocer el calor que va a brindar uno de los alimentos seleccionados, se queman 
0,3192 g en presencia de oxígeno en un calorímetro (V=cte). Se registra un aumento 
de temperatura de 8 K. Sabiendo que la constante del calorímetro es 50 cal °C-1 
responder: a)-La reacción es exotérmica o endotérmica. b)- Calcular qv. ¿Qué datos 
auxiliares debería usar para calcular el ΔH de la reacción? 
 
3- La sacarosa, azúcar común o azúcar de mesa (C12H22O11), es el edulcorante más 
utilizado para endulzar los alimentos. Es un dímero formado por glucosa y fructosa. 
Dentro de nuestro organismo, la sacarosa es metabolizada con el objetivo de obtener 
energía de la misma. La reacción se puede resumir de la siguiente forma: 
C12H22O11(s) + 12 O2(g) 12 CO2(g) + 11 H2O(l) 
 a) Sabiendo que la entalpía estándar de formación de la sacarosa es ΔH°f = -2221,8 
kJ∙mol-1, y que las entalpías de formación del CO2(g) y del H2O(l) son, respectivamente, -
393,5 y -285,8 kJ∙mol-1, ¿cuál será el valor de la entalpía de combustión de la sacarosa? 
b) Si la etiqueta de un agua saborizada comercial indica que cada porción de 200 mL 
continen 17 g de sacarosa ¿Cuántas calorías aporta dicha porción? 
 
4- La hidracina, N2H4, es un líquido incoloro y oleoso, que libera vapores cuando está 
expuesto al aire. La hidracina se descompone de acuerdo con la siguiente reacción: 
3 N2H4 (l) 4 NH3(g) + N2(g) 
a) Si la entalpía estándar de formación de la hidracina es de 50,42 kJ∙mol-1 y la del 
amoníaco es -46,11 kJ∙mol-1, calcule el ΔH° para la reacción escrita. 
 Tanto la hidracina como el amoníaco se queman en oxígeno para producir H2O(g) y N2(g). 
Escriba las ecuaciones correspondientes a ambos procesos y responda: si se tienen 
cuenta el calor liberado por kg de sustancia ¿Cuál será mejor combustible?5-Utilizando los 
datos de la siguiente tabla: 
Entalpía estándar de sublimación del C(s)=717 kJmol–1 , Entalpía estándar de 
formación del CH4(g)= - 75 kJmol–1 y Energía media de enlace H – H=. 436 KJmol–1 
a) Obtener el valor de la variación de entalpía de la reacción: 
C (g) + 2 H2(g) CH4(g) y justificar si es exotérmica o endotérmica. 
b) Estimar el valor de la energía media de enlace C – H. Rta: a) - 792 kJ.b) ΔHC-H = 
416 kJmol–1 
 
5- Calcule el cambio de entalpía para la reacción: 2C(grafito) + 3H2(g) C2H6(g) 
 A partir de los siguientes datos: 
(a) C(grafito) + O2(g) CO2(g) ΔH°r = -393,5 kJ/mol 
(b) H2(g) + ½ O2(g) H2O(l) ΔH°r = -285,8 kJ/mol 
(c) 2 C2H6(g) + 7 O2(g) 4 CO2(g) + 6 H2O(l) ΔH°r = -3119,6 kJ/mol 
 
6- Calcular la energía de enlace N-H en el amoníaco usando los datos del compendio. 
 
7- Hacer un esquema del ciclo de Born-Haber para el CaCl2 y calcular ∆Hof por mol de 
CaCl2(s) utilizando los valores de las energías de los procesos: Sublimación del calcio: 
178,2 kJ·mol–1. Disociación de la molécula de cloro: 243,2 kJ·mol–1. Primera energía de 
ionización del calcio: 590 kJ·mol–1. Segunda energía de ionización del calcio: 1.145 
kJ·mol–1 Afinidad electrónica del cloro: –348,0 kJ·mol–1. Energía de red del CaCl2: –2223 
kJ·mol–1 
 
8- Indique, razonadamente, cómo variará la entropía en los siguientes procesos: 
 a) Disolución de nitrato de potasio, KNO3, en agua. 
 b) Solidificación del agua. 
 c) Síntesis del amoniaco: N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) 
 
9. El peróxido de hidrógeno (H2O2), también conocido como agua oxigenada, es conocido 
por ser un poderoso oxidante; es por esto que se utiliza - en bajas concentraciones - 
en muchos productos domésticos para usos medicinales, cosméticos y de limpieza. 
El peróxido de hidrógeno es inestable y se descompone lentamente en oxígeno y 
agua, según: 
2 H2O2(l) 2 H2O(l) + O2(g) 
a) Explica si la descomposición del agua oxigenada es un proceso endotérmico o 
exotérmico. 
b) Determina si el proceso es espontáneo en condiciones estándar. ¿Es espontánea a 
cualquier temperatura? Datos: 
COMPUESTO 
ΔH°f 
[kJ∙mol–1] 
ΔS° 
[J(mol.K 
) –1] 
H2O2(l) -187,8 109,6 
H2O(l) -285,8 70 
O2(g) 0 205 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
¿Sobre qué ideas trabajaremos? 
 
• Las propiedades estado líquido y sólido. 
• El diagrama de fases y los cambios de estado 
• Las curvas de calentamiento y enfriamiento 
• Los tipos de fuerzas intermoleculares y sus aplicaciones 
 
 
 
 
Conceptos a saber: 
 
1) ¿Qué entiende por estado líquido y sólido? 
 
2) ¿Qué propiedades caracterizan el estado líquido y sólido? 
 
3) ¿Qué entiende por viscosidad? 
 
4) ¿Qué es el diagrama de fases? 
 
5) ¿Qué tipos y como clasifica las fuerzas intermoleculares? 
6) Deduce para un líquido que “moja” las paredes de un tubo capilar, la 
dependencia de la tensión superficial con su radio 
7) Dibuje la curva de calentamiento de una masa, m1, de agua inicialmente a 25 °C, hasta 
solo tener el vapor, a P= 1 atm. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
LÍQUIDOS Y SÓLIDOS 
Fuerzas intermoleculares: fuerzas ión – dipolo, fuerzas ión – dipolo 
inducido, fuerzas de Van der Waals, puente de hidrógeno. Teoría cinética 
molecular de líquidos y sólidos. Estado líquido: Propiedades. Tensión 
superficial. Viscosidad. Estructura y propiedades del agua. Presión de 
vapor. Ecuación de Clausius-Clapeyron. Estado sólido: Propiedades. 
Clasificación de los sólidos. Estructura cristalina. Tiposde cristales: iónico, 
molecular, covalente y metálico. Propiedades generales y ejemplos. 
Cambios de fase. Equilibrio líquido-vapor. Calor molar de vaporización y 
punto de ebullición. Equilibrio líquido-sólido. Equilibrio sólido-vapor. 
Diagrama de fases. 
 
1. 1 a) ¿Qué entiende por tensión superficial? b) ¿en qué unidades se expresa? c) En un 
experimento de ascenso capilar, la altura (h) que alcanza un líquido depende de la 
densidad (d) y la tensión superficial () del líquido, y del radio (r) del capilar. La ecuación 
que relaciona estas magnitudes y la aceleración de la gravedad (g) es: h = 2 / (d.g.r). 
El siguiente esquema muestra los datos obtenidos con etanol a 25°C: Calcula la tensión 
superficial del etanol. d) Calcula la altura que hubieran alcanzado los siguientes líquidos: 
agua y mercurio. 
 
2. Se coloca un líquido en un recipiente cerrado. Indique cómo afecta a la presión de 
vapor: a) el volumen sobre el líquido, b) la cantidad de líquido presente, c) la 
temperatura, d) las fuerzas intermoleculares del líquido. 
 
3. En la siguiente gráfica encontrarás las 
curvas de presión de vapor de varios 
líquidos: 
Referencias: I) Eterdietílico; II) Benceno; 
III) Agua; IV) Tolueno; V) Anilina. 
Haciendo uso de la gráfica, realiza las 
siguientes consignas: 
a) Ordena a las 5 sustancias mostradas 
en orden creciente de su presión de 
vapor a 20°C. b) ¿Se mantiene este 
orden si la temperatura asciende a 80°C? 
Si no es así, explica las razones de la 
diferencia. 
c) Determina por medio de la gráfica el 
punto de ebullición normal de cada una 
de las sustancias. d) Para el benceno 
calcula el ΔH de vaporización. Para ello 
utiliza datos extraídos de la gráfica. 
 
 
4. a) ¿Qué tipos de calores se ponen en juego en el calentamiento o enfriamiento de una 
sustancia? b) ¿Cuánta energía (en joule) se requiere para elevar la temperatura de 40 
g de agua desde la temperatura ambiente (25 ºC) hasta la temperatura de ebullición y 
luego vaporizarla totalmente? 
Datos: Cp líq. = 1,00 cal/(g.ºC) 
vapH(º373K) = 40,7 kJ.mol-1 
c) Hacer el planteo inverso, es decir, para llevar los 40 g de vapor desde la 
temperatura de ebullición a temperatura ambiente. 
 
 
5. En un vaso térmicamente aislado, se colocan 500 g de agua a 26 ºC y 100 g de hielo a 
-10 ºC. Hallar la temperatura a la que el sistema alcanza el equilibrio térmico. 
Datos: todo el sistema en el equilibrio está como agua líquida. 
Cphielo= 0,5 cal/(g .ºC) 
fusHº(273 K) = 6,01 kJ.mol-1 
 
 
6. Determinar el Cp del Zn, sabiendo que al colocar 13,8 g del mismo a 99,3 ºC en un 
recipiente aislado que contiene 15 g de agua a 25 ºC, el sistema alcanza el equilibrio 
térmico a 30,8 ºC.ol-1 
 
7. Dibuje y describa lo que sucede desde P2 hasta llegar a P1. Ayuda: en 
el punto P2 se tiene el sistema en estado líquido. El recipiente posee 
un émbolo móvil. Sobre el sistema se ejerce una presión: 
 
 
 
 
 
 
8. Dibujar un diagrama de fases aproximado para el CO2 sabiendo que: el punto triple del 
está a –56,4 °C y 5,2 atm; la temperatura crítica es 31,1 °C y la presión crítica 73 atm; 
la presión de vapor del sólido a –78 °C es 1 atm; el sólido funde a –53 °C a 20 atm; la 
presión de vapor del líquido es 63,5 atm a 25 °C. Empleando el diagrama de fases 
dibujado indique que ocurre si: 
a) partiendo de una muestra de esta sustancia que se encuentra a -60° y 1 atm, se 
aumenta la presión hasta 15 atm manteniendo la temperatura constante. 
b) partiendo de otra muestra que se encuentra a -60° y 8 atm, se aumenta la temperatura 
hasta -40 °C manteniendo la presión constante. 
 
9 Se tiene un frasco con un líquido. Éste conduce la corriente eléctrica, su punto de fusión 
es bajo, no es soluble en agua, transmite el calor y tiene brillo. Indique si se trata de la 
sustancia: carbono diamante, tetracloruro de carbono, gas licuado, mercurio o cloruro 
de sodio fundido. 
 
10. Clasificar las siguientes sustancias dentro de los cuatro tipos extremos de sustancias, 
indicando, según el caso, alguna desviación, si es que existe: 
O3 C(grafito)C(diamante) CaSO4 Fe Ba(OH)2 SiO2 HCl NaCl. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1) En un experimento de ascenso capilar, la altura (h) que alcanza un líquido depende 
de la densidad (d) y la tensión superficial () del líquido, y del radio (r) del capilar. La 
ecuación que relaciona estas magnitudes y la aceleración de la gravedad (g) es: 
h = 2 / (d.g.r). El siguiente esquema muestra los datos obtenidos con etanol a 25°C: 
 
 
 
 
 
 
 
 
• Calcula la tensión superficial del etanol. 
• Calcula la altura que hubieran alcanzado los siguientes líquidos: agua, benceno, 
mercurio. 
2) En la siguiente gráfica encontrarás las curvas de presión de vapor de varios líquidos: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Referencias: a) Eter dietílico; b) Benceno; c) Agua; d) Tolueno; e) Anilina. 
Haciendo uso de la gráfica, realiza las siguientes consignas: 
• Ordena a las 5 sustancias mostradas en orden creciente de su presión de vapor a 
20°C. ¿Se mantiene este orden si la temperatura asciende a 80°C? Si no es así, 
explica la razones de la diferencia. 
 
• Determina por medio de la gráfica el punto de ebullición normal de cada una de 
las sustancias. 
• Elige tres sustancias y calcula el ΔH de vaporización de cada una de ellas. Para 
ello utiliza datos extraídos de la gráfica. 
 
3) Empleando el diagrama de fases del dióxido de carbono indique qué ocurre con una 
muestra de esta sustancia que se encuentra a -60° y 1 atm cuando la presión es 
incrementada hasta las 15 atm. 
 
 
 
 
4) ¿Qué compuesto orgánico espera que tenga el punto de ebullición más alto, el 
hidrocarburo utilizado como combustible butano, C4H10, o el disolvente orgánico 
acetona (CH3)2CO? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
¿Sobre qué ideas trabajaremos? 
 
 
• Clasificación de las disoluciones. 
• Solubilidad y factores que afectan la solubilidad. 
• Propiedades coligativas de las disoluciones de electrolitos y no electrolitos 
• Tipos y clasificación de coloides 
 
 
 
 
 
Conceptos a saber: 
 
1) ¿Cómo afecta la temperatura y la presión la solubilidad? 
 
2) Propiedades coligativas de las disoluciones: tipos, expresión matemática y significado 
de sus términos. 
 
3) ¿Que son los coloides? ¿Cómo los clasifica? 
 
4) ¿Que son y para que se utilizan los diagramas isotérmicos e isobáricos? 
 
5) ¿A que se denomina factor de van`tHoff y qué utilidad tiene? 
 
6) Un investigador sintetiza suero para inmunizar animales de experimentación frente 
a una enfermedad. El suero contiene una proteína X de concentración 0.010 molar a 
20ºC. Calcular la presión osmótica de la disolución. 
 
7) ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es la única incorrecta? 
A La pº de vapor de un líquido puro es siempre mayor que la de una solución con 
soluto . no- volátil 
B El pto. de ebullición de una solución es más elevado que el del solvente puro 
C La atracción intermolecular es diferente para cada líquido 
D En una disolución de un gas en un líquido, las interacciones soluto-solvente se 
facilitan, cuando desciende la temperatura 
E ninguna de las anteriores 
. 
 
 
DISOLUCIONES 
Concepto de disolución. Tipos de disoluciones. Enfoque molecular del proceso de 
disolución. Preparación de disoluciones. Unidades de concentración. Efecto de la 
temperatura en la solubilidad. Efecto de la presión en la solubilidad de los gases. 
Propiedades coligativas de las disoluciones de no electrólitos. Electrólitos. 
Conducción eléctrica de las disoluciones acuosas. Propiedades coligativas de las 
disoluciones de electrólitos. Factor de van`tHoff. Separación de componentes en 
disoluciones de líquidos totalmente miscibles. Diagramas isotérmicos e 
isobáricos. Coloides. Coloides hidrofílicos e hidrofóbicos. Estabilidadde un 
coloide por adsorción 
 
 
 
 
 
 
 
1. a) ¿Qué entiende por disolución y solubilidad? b) A partir de la información 
presentada en la gráfica de la derecha responder: I) 
¿Cuál es la solubilidad del nitrato de potasio a 20 °C? 
II) ¿Cuántos gramos de nitrato de sodio podremos disolver 
en 250 mL de agua a 30 °C? ¿y a 20 °C? 
III) ¿Qué ocurriría si tenemos disueltos 200 g de nitrato de 
potasio en 300 g de agua a 60 °C y enfriamos la disolución 
hasta los 10 °C? 
IV) ¿Cuál es la sal más soluble a 40 °C? ¿Cuál es la 
solubilidad de la misma? 
V) ¿A qué temperatura el cloruro de sodio y el cloruro de 
potasio dan soluciones saturadas de igual concentración? 
VI) Indicar qué masa de sulfato de cesio se debe disolver a 
60 °C para obtener una solución no saturada. 
 
 
 
 
. 
 
 
 2. a) Explique cómo varía la solubilidad de los gases en función de su presión b) Una 
estudiante realizó el siguiente procedimiento para medir la presión del dióxido de 
carbono en una botella de soda. Primero, pesó la botella cerrada (853,5 g). Después, 
quitó cuidadosamente la tapa para dejar escapar todo el dióxido de carbono, volvió a 
cerrar y pesó nuevamente la botella tapada (851,3 g). Por último, midió el volumen del 
líquido contenido en la botella (452,4 mL). Dado que la constante de la ley de Henry 
para el CO2 en el agua a 25 °C es de 3,4∙10-2 mol /L∙atm, 
calcule la presión de CO2 en la botella original c) ¿Por qué esta 
presión es sólo una estimación del valor real? 
 
 
 3.Considere los tres manómetros de mercurio que se muestran en 
el siguiente diagrama. Uno de ellos tiene 1 mL de agua colocado 
en la parte superior del mercurio, otro tiene 1 mL de una 
disolución de urea 1 m sobre el mercurio y el tercero tiene 1 mL 
de una disolución de NaCl 1 m en la parte superior del mercurio ¿Cuál de estas 
disoluciones está en el tubo marcado como X, ¿cuál en el tubo Y y cuál en el tubo Z? b) 
¿A qué se debe la diferencia en las alturas observadas? c) Determine el valor de las 
diferentes presiones, teniendo en cuenta que todo el sistema se encuentra a 25 °C y 1 
atm. 
 
4. Estime en la figura la presión de vapor a 35,2 ºC 
de la acetona pura y del cloroformo puro. 
Suponiendo comportamiento ideal, calcule la 
presión de vapor de cada componente y la 
presión de vapor total para una solución con 
una fracción molar de cloroformo de 0,30. Se 
puede estimar en el gráfico que el resultado 
experimental para la presión total de vapor de 
la solución es de aproximadamente 280 mmHg. 
B) ¿Identifique qué tipo de desviación 
presenta? C) ¿Explique a qué se debe? d) 
¿Cómo sería la representación de Teb en 
función de la composición? 
 
5. El ascenso ebulloscópico es el aumento del punto de ebullición que experimenta un 
disolvente puro, al formar una disolución con un soluto determinado. a) ¿En qué 
forma un aumento de la concentración de soluto influye en la variación de dicha 
temperatura? b) Cuando se disuelven 2,832 g de azufre en 50 ml de CS2 (sulfuro de 
carbono) cuya densidad es 1,263 g/ml, la solución hierve a una temperatura que es 
0,411 °C más alta que la temperatura de ebullición normal del sulfuro de carbono 
¿Cuál es la fórmula molecular del azufre? Dato: Keb CS2 = 2,34 °C/m 
 
6. A) Explique qué entiende por descenso crioscópico. B) Mencione algún ejemplo práctico 
c) Las feromonas son compuestos que secretan las hembras de muchas especies de 
insectos para atraer a los machos. Uno de estos compuestos contiene 80,78% de C, 
13,56% de H y 5,66% de O. Una disolución de 1,00 g de esta feromona en 8,50 g de 
benceno se congela a 3,37 °C. ¿cuál es la fórmula molecular y la masa molar del 
compuesto? Dato: el punto de congelación normal del benceno puro es de 5,50 °C. 
 
 
7. De acuerdo a los valores de presión osmótica que tienen diferentes disoluciones, se las 
puede clasificar en hipotónicas, isotónicas e hipertónicas. Una solución hipotónica es 
aquella que tiene menor valor de presión osmótica que otra; las disoluciones isotónicas 
son aquellas que tienen igual valor de presión osmótica; y una disolución hipertónica 
es aquella que tiene mayor presión osmótica que otra. Esta clasificación se torna 
relevante en la medicina, ya que se debe tener cuidado que los fluidos que se agregan 
al cuerpo humano por vía endovenosa no alteren la presión osmótica de la sangre, la 
cual es de 7,65 atm a 37 °C. 
a) ¿Cuántos gramos de glucosa por litro de disolución debería usarse para una 
inyección intravenosa que tenga la misma presión osmótica que la sangre? 
b) Indicar qué pasará con los glóbulos rojos si se colocan en las siguientes soluciones: 
I) NaCl 1,5 % m/V 
II) NaCl 0,151 M 
III) NaCl 0,15 % m/V 
 
 
8. La nicotina, extraída a partir de las hojas de tabaco, es un líquido completamente 
miscible en agua a temperaturas inferiores a 60°C. 
a) ¿Cuál es la molalidad de la nicotina en una disolución acuosa que empieza a 
congelarse a –0,450°C? 
b) Si esta disolución se obtiene disolviendo 1,921 g de nicotina en 48,92 g de H2O, 
¿cuál debe ser la masa molar de la nicotina? 
 
 
9. ¿Cuál de las siguientes soluciones acuosas tiene: a) mayor punto de ebullición; b) mayor 
punto de congelación y c) menor presión de vapor: CaCl2 0,35 m o urea 0,90 m? 
justifique su respuesta. Suponga disociación completa. 
 
 
 
 
 
 
 
Problemas y ejercicios propuestos 
 
 
1. a) Para los siguientes compuestos, establezca un orden creciente según su solubilidad 
en agua: O2, LiCl, Br2, metanol (CH3OH) b) Justifique. 
 
 
2. Si se deja un vaso con agua sobre la mesita de luz toda la noche, suele aparecer a la 
mañana con burbujas en el interior del líquido. Algunos atribuyen este efecto a las 
“malas vibraciones en el ambiente”. Es más, hay 
quienes recomiendan usar un vaso con agua para 
“extraerlas”. 
Para analizar lo que ocurre disponemos de la 
siguiente curva, en al que se ha representado la 
variación de la cantidad de oxígeno que se disuelve 
(en mg de O2 por litro de agua: mg/L) a diferentes 
temperaturas (en ºC). Considerando que la 
temperatura del agua recién salida de la canilla es 
menor que la temperatura de la habitación, explicar 
el origen de las burbujas en el interior del vaso. 
DATO: interpreta el fenómeno considerando solo el oxígeno del aire. 
3. En la siguiente tabla se muestran los datos correspondientes a las máximas cantidad de 
oxígeno disuelto en iguales cantidad de agua marina (con alto contenido de sal) y 
dulce a diferentes temperaturas. 
Temperatura (ºC) Agua dulce (mg O2 / L 
agua) 
Agua de mar (mg O2 / L 
agua) 
2 10,29 7,97 
10 8,02 6,38 
15 7,22 5,79 
20 6,15 5,37 
30 5,57 4,76 
 
 
Considerando los datos presentados indicar si los siguientes enunciados son 
correctos o incorrectos: 
a) El contenido de oxígeno en agua dulce –a una misma temperatura- es siempre 
mayor que en contenido de oxígeno en agua salada. 
b) Al disminuir la temperatura aumenta la solubilidad de oxígeno, tanto en agua 
dulce como en agua dulce. 
c) Las aguas frías y dulces son las más ricas en oxígeno. 
 
4. La solubilidad del N2 en la sangre a 37 °C y a una presión parcial de 0,80 atm es de 
5,6∙10-4 mol/L. Un buzo marino respira aire comprimido con una presión parcial de N2 
igual a 4,0 atm. Suponga que el volumen total de sangre en el cuerpo es de 5,0 L. calcule 
la cantidad de N2 gaseoso desprendido (en litros, a 37 °C y 1 atm) cuando el buzo 
regresa a la superficie del agua, en donde la presión parcial del N2 es de 0,80 atm 
 
5.Una mezcla de etanol y de 1-propanol se comporta de manera ideal a 36°C y está en 
equilibrio con su vapor. Si la fracción molar del etanol en la disolución es de 0,62, calcule 
su fracción molar en la fase de vapor a esta temperatura. Dato: las presiones de vapor 
del etanol y del 1-propanol puros, a 36 °C, son de 108 mmHg y 40,0 mmHg, 
respectivamente. 
 
6. ¿Cuál de las siguientes soluciones acuosas tiene: a) mayor punto de ebullición; b) mayor 
punto de congelación y c) menor presión devapor: CaCl2 0,35 m o urea 0, 90 m? 
justifique su respuesta. Suponga disociación completa. 
 
7.¿Cuántos litros del anticongelante etilenglicol [CH2(OH)CH2(OH)] se deben agregar al 
radiador de un automóvil que contiene 6,50 L de agua, si la temperatura invernal más 
baja de la región es de -20 °C? calcule el punto de ebullición de esta mezcla agua-
etilenglicol. Datos: la densidad del etilenglicol es de 1,11 g/mL; Kc del agua es 1,86 °C/m 
Keb del agua es 0,52 °C/m 
 
8. La creatinina es un producto de desecho, proveniente del metabolismo de los 
compuestos nitrogenados presentes en el cuerpo. Se elimina de la sangre por los riñones 
y luego sale del cuerpo en la orina. Los análisis de suero y de orina pueden determinar 
los niveles de creatinina, es por eso que las pruebas se realizan para comprobar el 
funcionamiento de los riñones. Una muestra de 4,04 g de creatinina se disuelve en agua 
suficiente para obtener 100,0 mL de disolución. La presión osmótica de la disolución es 
8,73 mmHg a 298 K. ¿Cuál es la masa molar de la creatinina?