PAMER Química

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11SAN MARCOS REGULAR 2014 – II QUÍMICA TEMA 0
SNII2Q0
QUÍMICA
TEMA 0
DENSIDAD Y TEMPERATURA
DESARROLLO DEL TEMA
Es una unidad de concentración física de toda especie 
homogénea. Nos indica la masa existente por unidad de 
volumen.
Existen dos clases de densidad
I. DENSIDAD ABSOLUTA
	 Se	 define	 como	 la	masa	 que	 hay	 en	 una	 unidad	 de	
volumen, para calcular su valor podemos utilizar la 
siguiente ecuación:
D = m
V
 Donde:
 m: masa
 V: volumen
 kg
L
; g
mL
; g
cm3
; Lb
pie3
;... etc.
A. Principales densidades
 
Sustancia D (g/mL)
Agua 1,0
Aceite 0,8
Mercurio (Hg) 13,6
Amoníaco (NH3) 2,1
Hierro 7,8
Aire 1,3
Diamante 3,5
Grafito 2,2
II. DENSIDAD RELATIVA
	 Se	define	como	el	 resultado	de	 la	comparación	de	 las	
densidades absolutas (entendiéndose por comparación, 
el dividir una densidad absoluta entre otra densidad 
absoluta,	que	se	toma	como	comparación),	para	calcularla	
podemor utilizar:
Da/b =
Da
Db
III. DENSIDAD DE UNA MEZCLA
 La densidad de una mezcla es el promedio ponderado 
de	las	densidades	de	las	sustancias	que	intervienen	en	
la mezcla, se calcula mediante la siguiente ecuación:
Dm =
mT
VT
 Donde:
 mt = m1 + m2 + m3 + m4 + ... + mn
 Vt = V1 + V2 + V3 + V4 + ... + Vn
 
Casos especiales
I. Si se mezclan volúmenes iguales de "n" componentes.
Dm=
D1 + D2 + D3 + ...+ Dn
n
II. Si se mezclan masas iguales de "n" componentes.
1
D1
+ 1
D2
1
D3
1
Dn
+ + ... +
n
Dm =
DENSIDAD
DENSIDAD Y TEMPERATURA
22 SAN MARCOS REGULAR 2014 – IIQUÍMICATEMA 0
Problema 1
Convertir 27 °C a Kelvin
A) 10K B) –273K C) 20K
D) 300K E) 400K
Resolución:
T = 27 °C
T = 27 °C + 273
T = 300K
Respuesta: 300K
Problema 2
Convertir 298K a grados Celsius
A) 25 °C B) 27 °C C) 0 °C
D) 127 °C E) 400 °C
Resolución:
T = 298K
T = 298K – 273
T = 25 °C
Respuesta: 25 °C
Problema 3
¿Cuál	 es	 la	 densidad	 de	 un	 líquido,	 si	
20 mL de este, tiene una masa de 16 
gramos.
A) 0,2 g/mL B) 5 g/mL
C) 0,1 mL D) 0,8 g/mL
E) 0,19 g/mL
Resolución:
D = m
V
 = 16 g
20 mL
 = 0,8
g
mL 
Respuesta: 0,8 g/mL
PROBLEMAS RESUELTOS
La temperatura es una medida de a energía cinética media 
de las partículas constitutivas de un cuerpo material (átomos, 
iones o moléculas); o sea, es una medida del grado de 
movimiento molecular, iónido o atómico. La temperatura se 
mide con el termómetro.
Es una propiedad intensiva de las sustancias; por ejemplo 
podemos	hervir	300	g	o	2	kg	de	H2O	y	 la	 temperatura	de	
ebullición, siempre será 100° C a la presión normal; es decir, 
no depende de la cantidad de materia.
I. TERMÓMETRO
 Instrumento para medir la temperatura de un cuerpo, los 
cuales	deben	estar	calibrados	ciertas	escalas	que	son	de	
diferente	rango	y	tipos,	dependiendo	de	la	magnitud	de	
la temperatura.
 Ejemplo:
 Termómetro ordinario:	 Son	 tubos	 capilares	 que	
contienen	mercurio	(Hg)	u	otro	líquido.
II. ESCALA DE TEMPERATURA
 Los termómetros están graduados según ciertas escalas 
que	podemos	clasificarlas	en	dos	grupos:
A. Escalas relativas: 
Tienen	 como	 referencia	 los	 puntos	 de	 ebullición	 y	
congelación	del	agua	(Celsius	y	Fahrenheit).
B. Escalas absolutas:
Tienen como referencia el cero absoluto (temperatura 
donde	 cesa	 todo	movimiento	molecular	 Kelvin	 y	
Rankine)
III. CERO ABSOLUTO
 Es una temperatura hipotética, es el estado de 
temperatura	más	bajo	que	una	sustancia	podría	alcanzar,	
a la cual según la teoría cinética molecular cesaría todo 
movimiento de las moléculas (si T = 0 ⇒ Ec = 0), la 
presión	y	el	volumen	serían	nulos,	esto	 implicaría	una	
ausencia total de materia lo cual es denominado vacío 
absoluto.	Según	determinaciones	experimentales	que	se	
detallaran en el tema de gases ideales el cero absoluto se 
presenta a –273,15°	C	y	fue	Lord	Kelvin	que	comprendió	
por	 primera	 vez	 (1848)	 su	 significado	 como	 la	menor	
temperatura alcanzable de una sustancia. En la práctica 
es imposible alcanzar esta temperatura.
Comparación de las escalas de temperatura
Escalas
Pto. ebullición
del H2O
Pto. congelación
del H2O
Pto. congelación
del H2O + NH4Cl
Cero Absoluto
C
100
0
–273
F
212
32
0
–460
K
373
273
0
R
672
492
0
0
Transformaciones entre escalas
°C
5
°F–32
9
K–273
5
R–492
9
= = =
A partir de esta expresión general, obtenemos las siguientes 
relaciones particulares.
°C
5
°F–32
9
= ⇒ K = °C + 273
°F–32
9
=
R–492
9
⇒ R =	°F	+ 460
IV. VARIACIÓN DE TEMPERATURA (DT)
 Nos indica los incrementos de aumento o disminución de 
temperatura.
1	°C	<	>	1,8	°	F	<	>	1K	<>	1,8	R
DT = Tf – Ti ⇒ Tf = Ti – DT
TEMPERATURA
DENSIDAD Y TEMPERATURA
33SAN MARCOS REGULAR 2014 – II QUÍMICA TEMA 0
PROBLEMAS DE CLASE
1. ¿Cuál es la unidad de la densidad 
según el S.I.?
A) g/mL B) g/cm3
C) kg/L D) kg/m3 
E) g/m3
2. Determine la masa de un cuerpo 
de 2 g/cm3 si ocupa un volumen 
de 400 mL.
A) 0,4 kg B) 0,8 g C) 800 g
D) 0,1 g E) 1,2 kg
3. Determine la densidad de una 
mezcla formada por 200 mL de 
agua	y	0,2	L	de	vinagre.
 ρagua = 1 g/mL 
 ρvinagre = 0,75 g/mL 
A) 0,452 g/mL B) 0,645 g/mL
C) 0,875 g/mL D) 0,750 g/mL
E) 1,250 g/mL
4. Se prepara una mezcla con 700 g de 
diamante	y	500	g	de	hierro.	¿Cuál	
es la densidad de la mezcla?
 ρdiamante = 3,5 g/cm
3 
 ρhierro = 7,9 g/cm
3 
A) 4,56 g/mL B) 4,38 g/mL
C) 1,26 g/mL D) 9,04 g/mL
E) 8,75 g/mL
5. Hallar la densidad de una mezcla 
de	 alcohol	 y	 etilenglicol	 formada	
en una relación de volúmenes 
de	 2	 a	 3	 respectivamente	 y	 sus	
densidades	son	0,789	y	1,11	g/mL 
respectivamente.
A) 1,09 g/mL B) 1,04
C) 1,16 D) 0,9
E) 1,40
6. Dado	el	siguiente	esquema:
40 ml 40 ml
0 ml 0 ml
mprobeta = 250 g mtotal = 275 g
 Hallar	la	densidad	del	líquido.
A) 800 kg/m3 B) 750 g/mL
C) 666 g/mL D) 0,833 g/mL
E) 720 g/cm3
7. Marque	la	relación	incorrecta:
I. K = °C + 273
II. R =	°F	+ 460
III.	F	= 1,8 °C – 32
A) Solo I B) Solo II
C) Solo III D) I Y II
E) II	y	III
8. ¿Cuál de las siguientes temperaturas 
corresponde al cero absoluto?
A) 0 °C B) –273 °C
C) 32	°F	 D) 0 K
E) b	y	d
9. ¿A	 qué	 temperatura	 en	 grados	
Rankine	equivale	–25	°C?
A) 540 R B) 160 R 
C) 320 R D) 447 R
E) 780 R
10. Un incremento de temperatura de 
40ºC	equivale	a	un	incremento	de:
A) 72 K B) 72	ºF	
C) 40 R D) 40	ºF	
E) 72 ºC
11. En	el	siguiente	gráfico	determinar	
“x” en grados “N:
°N °C
x
80
0
100
345
–20
A) 345 °N B) 325 °N 
C) 227 °N D) 285 °N 
E) 275 °N 
12. Alumnos	de	la	UNMSM	construyen	
una nueva escala de temperatura 
«U» , donde el agua se congela a 
10	°U	y	hierve	a	150	°U.	¿A	qué	
lectura	se	cumple	que	la	lectura	en	
°C coincida con la lectura en °U?
A) –20 °U
B) 25 °U 
C) –25 °U
D) 30 °U
E) –30 °U
11SAN MARCOS REGULAR 2014 – II QUÍMICA TEMA 1
SNII2Q1
QUÍMICA
TEMA 1
MATERIA Y ENERGÍA
DESARROLLO DEL TEMA
MATERIA:
•	 Posee	masa	y	volumen.
•	 Posee	movimiento
•	 Es	toda	realidad	objetiva	perceptible	a	los	sentidos.
Según	Einstein	la	materia	es	la	energía	condensada	
y	la	energía	es	la	materia	dispersada.
I. PROPIEDADES DE LA MATERIA
A. Propiedades Generales o Extensivas:
Dependen de la masa.
1.	 Inercia	
2.	 Indestructibilidad
3.	 Impenetrabilidad
4.	 Extensión
5.	 Gravedad
6.	 Divisibilidad
B. Propiedades Particulares o Intensivas:
No dependen de la masa
1.	 Temperatura
2.	 Presión	
3.	 Densidad
4.	 Color	
5.	 Elasticidad	
6.	 Porosidad
7.	 Maleabilidad	(Láminas)
8.	 Ductibilidad	(Hilos)
9.	 Flexibilidad	
10.	Dureza
11.	Conductibilidad	
12.	Viscosidad
13.	Tenacidad	 	
14.	Comprensibilidad	y	Expansibilidad
II. ESTADOS DE LA MATERIA
1. Sólido:
FUERZA 
>
FUERZA
COHESIÓN REPULSIÓN
FORMA	 	 	 :	 DEFINIDA	
VOLUMEN	 	 :	 INVARIABLE
COMPRESIÓN	 :	 NULA	
2. Líquido:
FUERZA 
=
FUERZA
COHESIÓN REPULSIÓN
FORMA	 	 	 :	 NO	DEFINIDA	
VOLUMEN	 	 :	 INVARIABLE
COMPRESION	 :	 POCO
3. Gaseosa: (Fluidos compresibles)
FUERZA 
>
FUERZA
REPULSIÓN COHESIÓN
FORMA	 	 	 :	 NO	DEFINIDA	
VOLUMEN	 	 :	 INVARIABLE
COMPRESIBLE	 :	 SI	
4. Plasmático:
Sistema	 que	 se	 halla	 a	 elevadas	 temperaturas	
(2.104K),	 constituidos	 por	 Iones	 y	 Partículas	
subatómicas.	El	Sol,Estrellas,	Núcleos	de	la	Tierra.	
COLOIDE:	
•	 Fenómeno	de	Dispersión	de	la	luz	
	 (EFECTO	TYNDALL)	
•	 Tiene	2	fases:	Dispersa	y	Dispersante.	
•	 Tiene	movimiento	Browniano
•	 para	reconocerlo	se	aplica	el	“Efecto	Tyndall”
Ej.	Gelatina,	Flan,	Clara	de	huevo.
MATERIA Y ENERGÍA
22 SAN MARCOS REGULAR 2014 – IIQUÍMICATEMA 1
III. CAMBIOS DE LA MATERIA
A. Cambios o fenómeno físicos
•	 Cambia	solo	la	apariencia	y	mantiene	constante	
su	composición.
•	 Pueden	regresar	a	su	estado	inicial
SÓLIDO LÍQUIDO
GASEOSO
FUSIÓN
SOLIDIFICACIÓN
LIC
UA
CIÓ
N
VA
PO
RIZ
AC
IÓ
N
SUBLIMACIÓN
COMPENSACIÓN
–	 Sublimación:	Hielo	seco	(CO2),	Naftalina,	Etc.
–	 VAPORIZACIÓN	(toda	la	Masa):
–	 EVAPORACIÓN:	se	produce	en	la	superficie	
	 Ejm.:	H2O	del	mar	
–	 VOLATIZACIÓN:	se	evapora	sin	hervir.	
	 Ejm:	Acetona,	Bencina	
B. Cambio o fenómeno químicos
•	 	Cambia	su	composición	química
•	 No	puede	regresar	a	su	estado	inicial	por	procesos	
físicos.
•	 Oxidación,	reducción,	combustión,	fermentación,	
fotosíntesis,	 respiración,	 electrolisis,	 digestión,	
formación	de	lluvia	ácida.
C. Cambio o fenónmeno alotrópico
C(GRAFITO)	→	C(DIAMANTE)
Diamante Grafito
Fullereno	C60
IV. CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA
MATERIA
Sustancia Mezcla
Simple Homogénea
Compuesto Heterogénea
•	Ozono	(O3)
•	Sodio	(Na)
•	agua	+	sal
•	Agua	(H2O)
•	FeO
•	NaCl
•	agua	+	aceite
A. Sustancia
•	 Composición	definida	y	constante
•	 Presentan	formula	química
1. SIMPLE (elemento): 
Presenta	un	solo	tipo	de	átomo.	
–	 Ozono	(O3)	–	oxigeno	(O2)
–	 Grafito	(C)	 –	diamante	(C)
–	 Fosforo	(P):	blanco–	rojo
–	 Asufre	(S)	:	rómbico–monoclinico
2. COMPUESTA:
Presentan	de	dos	a	mas	tipos	de	átomo.
–	 Agua(H2O)
–	 Peróxido	de	hidrogeno(H2O2)
–	 Etanol
–	 Glucosa
–	 propano
	
B. Mezcla
•	 Composición	definida	y	constante
•	 No	presentan	formula	química
1. HOMOGÉNEA: 
Solución
MEZCLA HOMOGÉNEA
(AGUA Y SAL)
MATERIA Y ENERGÍA
33SAN MARCOS REGULAR 2014 – II QUÍMICA TEMA 1
–	 Agua	+	sal
–	 Agua	+	azúcar
–	 Limonada
–	 Vinagre
–	 Aire
–	 petroleo
–	 Laton	(Cu+Zn)
–	 Bronce	(Cu+Sn)
–	 Acero	(Fe+C)
2. HETEROGÉNEA: 
Coloide	y	suspensión	
MEZCLA 
HETEROGÉNEA
(AGUA Y ACEITE)
COLOIDES:		 	 SUSPENSIÓN
–	 Mayonesa	 	 Agua+aceite
–	 Neblina	 	 	 agua+	arena
–	 Mantequilla		 milanta
–	 Gelatina		 	 concreto
ENERGÍA 
Es	todo	aquello	capaz	de	producir	trabajo.	También	se	define	
como	materia	 dispersa.	 Clases:	 Energía	Mecánica,	 Energía	
Eléctrica,	Energía	Química,	Energía	Radiante,	Energía	Luminosa	
y	Energía	Atómica.	
LEY	 DE	 LA	 CONSERVACIÓN	 DE	 LA	 MASA	 DE	 EINSTEIN,	
estableció	2	ecuaciones:	
1era. Ecuación:
E	=	m.c2
m	=	masa	(g,	kg)	
c	=	velocidad	de	la	luz	
c	=	3.105	km/s	
c	=	3.108	m/s	
c	=	3.1010	cm/s	
E	=	Energía	(ergios,	joules)
2da. Ecuación
mf	=	
m0
J
K
L
Vf
c
N
O
P
2
1–	
m0	=	masa	en	reposo
mf	=	masa	en	movimiento	
vf	=	velocidad	final
c	=	velocidad	de	la	luz	
I. MEZCLAS Y COMBINACIONES 
A. Mezclas
Son	 aquellas	 cuyos	 componentes	 se	 encuentran	
en	 cualquier	 proporción	 no	 sufren	 cambios	 en	 sus	
propiedades,	 no	 hay	 reacción	 química	 y	 pueden	
separarse	por	métodos	físicos
Ejm.	AGUA	DE	MAR,	LATÓN,	PETROLEO	
•	 SISTEMA	DE	UNA	MEZCLA	
Fases:	Separaciones	
(Liq.,	Sol.,	Gas.,	Coloide,	etc.)
•	 COMPONENTES
Pueden	ser	elementos	o	compuestos.	
Ejm.:	Cu,	H2O
•	 CONSTITUYENTES
Tipos	de	átomos	de	la	mezcla.	
Ejm.	H2O	+	NaCl
Constituyentes:	H,	O,	Na,	Cl	
B. Combinaciones
Son	aquellos	cuyos	componentes	están	en	proporciones	
definidas	y	fijas,	donde	ocurren	reacciones	químicas,	
formando	así	los	productos	(nuevas	sustancias)	sólo	
se	separan	por	medios	químicos.	
Ejm:	LA	COMBUSTIÓN	DEL	PAPEL	
MATERIA Y ENERGÍA
44 SAN MARCOS REGULAR 2014 – IIQUÍMICATEMA 1
Problema 1
En	la	detonación	de	una	bomba	atómica,	
se	observa	que	de	1	kg	de	uranio−235,	el	
10%	se	convierte	en	energía.	Determine,	
¿cuántos	 joules	 de	 energía	 se	 han	
producido?
A)	 70	TJ	 B)	 500	TJ	 C)	 9	PJ	
D)	 5	GJ	 E)	 40	GJ	
Resolución:
Según	Einstein:
E	=	Dm	.	c²
E	=	
J
K
L
10
100×1000g
N
O
P
J
K
L
3×10
8m
s g
N
O
P
2
E	=	9	×	1015J
9	Peta	Joule
Respuesta: 9 PJ
Problema 2
En	un	proceso	de	fisión	nuclear	se	utilizó	
0,5	kg	de	Plutonio–239,	observándose	
una	 liberación	 de	 90	 TJ	 de	 energía.	
¿Qué	porcentaje	de	 la	masa	 inicial	no	
se	convirtió	en	energía?
A)	 92,5	 B)	 82,5	 C)	 5,2
D)	 99,8	 E)	 95,2	
Resolución:
Según	Einstein
E	=	Dm	.	c²
Dm	=	 E
c2
	=	
90	×	1012
J
K
L
3×108ms
N
O
P
2
Dm	=	10−3	kg		=	0,001	kg
El	porcentaje	de	masa	inicial	que	no	se	
convierte	en	energía	es:
%	=	 0,5	–	0,001
0,5
	×	100	=	99,8
Respuesta: 99,8
Problema 3
¿Qué	 elemento	 no	 t iene	 formas	
alotrópicas?
A)	 Azúfre	 B)	 Oxígeno
C)	 Fósforo	 D)	 Carbono
E)	 Nitrógeno
Resolución:
El	N2	(g)	no	tiene	formas	alotrópicas.
Respuesta: Nitrógeno
PROBLEMAS RESUELTOS
PROBLEMAS DE CLASE
EJERCITACIÓN
1. Marque	la	secuencia	de	métodos	de	
separaciones	físicas	que	emplearía	
para	separar	una	mezcla	formada	
por	agua,	cloruro	de	sodio	y	cuarzo.	
(SiO2)
A)	 Ebullición,	decantación	
B)	 Filtración,	evaporación	
C)	 Destilación,	centrifugación	
D)	 Evaporación,	trituración
E)	 Decantación,	sedimentación	
2. Determine	la	cantidad	de	calor	en	
Kcal	necesaria	para	que	3	litros	de	
agua	 eleven	 su	 temperatura	 de	
20ºC	a	30ºC.
 Dato:	c.e.agua=	1
cal
g	°C
 ρagua= 1
g
mLA)	 3,0	×	10–1	 B)	 3,0	×	104
C)	 3,0	×	10–2	 D)	 3,0	×	101
E)	 3,0	×	102
3. En	una	reacción	nuclear	se	liberan	
4,5x1011J	 dejando	 una	 masa	
residual	 de	material	 radioactivo	
de	10mg.	Determine	el	porcentaje	
de	 la	masa	que	se	transformó	en	
energía.
A)	 48,5	 B)	 66,7
C)	 33,3	 D)	 6,67
E)	 98,2
4. Marque	la	alternativa	correcta	que	
clasifique	 respectivamente	 a	 los	
cambios	 como	 físicos,	 químicos	 y	
nucleares.
I.		 fermentación	de	la	glucosa
II.		Dilatación	 de	 una	 barra	 de	
cobre
III.	Generación	de	una	partícula	α
IV.	Reducción	del	cloro
V.	 Fusión	del	cloruro	de	sodio
A)	 FQNFQ	 B)	 FFQQF
C)	 QFQQF	 D)	 QQNFF
E)	 QFNQF
5. Señale	la	propiedad	general	de	la	
materia:
A)	 elasticidad
B)	 comprensibilidad	
C)	 viscosidad
D)	 impenetrabilidad	
E)	 dureza
PROFUNDIZACIÓN
6. Determine	 el	 calor	 específico	 en	
cal/	°C	del	hkierro,	si	para	modificar	
en	70	°C	la	temperatura	de	205	g	
de	 este	metal	 se	 necesitan	 1520	
calorías.
A)	 1,06	x	100
B)	 1,06	x	101
C)	 1,06	x	10–1
D)	 1,06	x	10–2
E)	 1,06	x	102
7. Respecto	 a	materia	 es	 incorrecto	
afirmar:
A)	 El	 cuerpo	material	 puede	 ser	
homogénea	o	heterogénea	
B)	 Se	 encuentra	 en	 constante	
movimiento
C)	 Una	 propiedad	 importante	
de	 la	 materia	 en	 su	 forma	
condensada,	es	la	inercia
D)	 Se	 manifiesta	 como	 cuerpo	
material	 (sustancia)	 y	 como	
energía.
E)	 La	masa	 y	 la	 energía	 no	 son	
interconvertibles
MATERIA Y ENERGÍA
55SAN MARCOS REGULAR 2014 – II QUÍMICA TEMA 1
8. Indique.	 ¿Qué	 propiedad	 de	 la	
materia	es	considerada	intensiva?
A)	 Densidad	
B)	 Peso	
C)	 Fuerza		
D)	 Volumen
E)	 Masa	
9. Señalar	la	afirmación	incorrecta:
A)	 El	 oxígeno,	 carbono	 poseen	
fenómeno	alotrópico
B)	 La	mezcla	de	agua,	sal	y	azúcar	
es	monofásica
C)	 Agua	 y	 alcohol	 forman	 una	
mezcla	homogénea
D)	 Agua	 y	 aceite	 forman	mezcla	
heterogénea
E)	 Combinación	 química	 es	 lo	
mismo	que	mezcla
SISTEMATIZACIÓN
10. Indique	la	relación	incorrecta:
A)	 Mercurio	:	Sustancia	simple
B)	 Azúcar	:	Sustancia	compuesta
C)	 Agua	 oxigenada	 :	 Mezcla	
homogénea
D)	 Diamante	:	Sustancia	pura
E)	 Bronce	:	Mezcla	heterogénea
11. Se	tiene	en	laboratorio	las	siguientes	
muestras:
I.	 Grafito	
II.	 Agua	destilada
III.	Agua	potable
IV.	Agua	regia
V.	 Ácido	muriático
 Indique	aquellas	que	son	mezclas.
A)	 III,	IV	y	V		 B)	 II,	V	y	VI	
C)	 I,	II,	IV	y	V		 D)	 I,	II	y	V
E)	 Todos
12. De	 acuerdo	 a	 las	 propiedades	
de	 la	materia	 que	 relación	 no	 es	
adecuada:
I.	 Plata
II.	 Fotosíntesis
III.	Densidad
IV.	O2(l)	→	O2(g)
V.	 H2O(l)	→	H2O(s)
a.	 Propiedad	intensiva
b.	 Vaporización
c.	 Fenómeno	químico
d.	 Maleable
e.	 Fenómeno	alotrópico
A)	 Id	 B)	 IIc	 C)	 IIIa	
D)	 IVbE)	 Ve
11SAN MARCOS REGULAR 2014 – II QUÍMICA TEMA 2
SNII2Q2
QUÍMICA
TEMA 2
ÁTOMO - NÚMEROS CUÁNTICOS
DESARROLLO DEL TEMA
I. TEORÍAS Y MODELOS ATÓMICOS
A. Teoría Atómica de Dalton (1808)
Su modelo atómico se basa en los postulados que se 
presentan a continuación:
1. Todos los elementos químicos están constituidos 
por átomos los cuales son partículas invisibles e 
indivisibles.
2. Los átomos de un mismo elemento presentan igual 
tamaño, masa y otras propiedades.
3. Los átomos diferentes poseen propiedades 
diferentes.
4. En una reacción química los átomos se reordenan 
sin destruirse, lo cual ocurre en proporciones 
numéricas simples.
Ejemplo:
+
C O CO
Ejemplo:
C O CO2
B.	 Identificación	del	electrón
•	 Los	 rayos	 catódicos	 fueron	 descubiertos	 por	
Julius Plücker (1859) y fueron estudiados con 
más detalle por Willian C rookes (1886). El tubo 
de rayos catódicos consiste en un tubo de vidrio 
sellado que contiene gas a presiones muy bajas, 
este tubo posee dos placas, el cátodo (–) y el 
ánodo (+), cuando se aplica un alto voltaje (10000 
voltios), la placa con carga negativa (cátodo) emite 
un rayo invisible (rayo catódico) el cual se dirige 
a la placa con carga positiva (ánodo).
•	 En	1897	Joseph	Thomson	utiliza	un	tubo	de	rayos	
catódicos en el cual instala un campo eléctrico 
mediante placas cargadas y observó que los rayos 
se	desviaban	hacia	 la	placa	positiva	con	lo	cual	
concluyó que el rayo catódico es una corriente de 
partículas	con	cargas		negativas,	a	dichas	partículas	
las llamo electrones, como había	 sugerido	
anteriormente Stoney.
+ + + +
– – – –
Cátodo
(–)
Ánodo
(+) Ranura
en el ánodo
Experimento	de	Thomson
Rayos
Catódicos desviados
ÁTOMO - NÚMEROS CUÁNTICOS
22 SAN MARCOS REGULAR 2014 – IIQUÍMICATEMA 2
C. Modelo Atómico de Thomson (1904)
Thomson	partiendo	de	su	descubrimiento	o	plantea	
que el átomo es una esfera de masa compacta y 
de	 carga	 positiva	 distribuida	 homogeneamente	 en	
la cual se encuentran incrustados los electrones de 
carga	negativa	de	tal	manera	que	neutraliza	la	carga	
positiva de la esfera.
A este modelo se le conoció como el modelo del budín 
con pasas.
D. Modelo Atómico de Rutherford (1911)
Después	de	realizar	el	experimento	del	pan	de	oro	
Rutherford	descubre	el	núcleo	atómico	con	 lo	 cual	
plantea su modelo atómico, que considera al átomo 
como un sistema planetario en miniatura cuya parte 
central	posee	un	núcleo	diminuto	y	positivo	alrededor	
del cual giran los electrones en orbitas circulares y 
concéntricas.
E. Modelo Atómico de Niels Bohr
Niels	 Bohr	 no	 descarta	 totalmente	 el	modelo	 de	
Rutherford,	 estando	 su	 modelo	 basado	 en	 los	
siguientes postulados.
Primer Postulado
Los	electrones	giran	alrededor	del	núcleo	en	estado	de	
equilibrio	debido	a	que	las	fuerzas	que	actúan	sobre	
el se anulan entre si.
Segundo Postulado
Los electrones solo pueden girar en ciertas regiones 
llamadas niveles de energía.
Tercer Postulado
Cuando un electrón gira en un nivel u orbita permitida 
no emite ni absorbe energía.
Cuarto Postulado
El	electrón	emite	energía	cuando	se	acerca	al	núcleo	
y absorbe energía cuando se aleja de él.
+ +
Núcleo Núcleo
e–
n = 1
(nivel de 
energía)
MAYOR
ENERGÍA
EMITE ENERGÍA ABSORBE ENERGÍA
MAYOR
ENERGÍA
n = 1
n = 2 n = 2
F.	 Modelo	Atómico	de	Bohr–Sommerfield	(1913)
Arnold	 Sommerfield	 formuló	 la	 existencia	 de	 los	
subniveles de energía, sostuvo también que los 
electrones aparte de seguir orbitas circulares también 
seguían orbitas elípticas
G. Modelo Atómico Actual
Según	el	modelo	atómico	actual	el	átomo	presenta	
dos	partes:	el	núcleo	y	la	zona	extranuclear.
ÁTOMO - NÚMEROS CUÁNTICOS
33SAN MARCOS REGULAR 2014 – II QUÍMICA TEMA 2
1. Núcleo
Parte central del átomo, contiene a los protones 
y neutrones.
Es muy pequeña en comparación al átomo.
DA ≈ 10000DN
Donde: DA → Diámetro del átomo 
 DN →	Diámetro	del	núcleo	
Concentra el 99,99% de la masa total.
2. Zona extranuclear
Parte	externa	del	átomo	que	envuelve	al	núcleo	y	
contiene los electrones.
3.	Clasificación	de	partículas
+
+ +++
+ +
Núcleo	atómico
Zona extranuclear
DA DN
Nota:
Jhon	Dalton	poseía	un	deficiente	manejo	del	lenguaje	
y	su	único	pasatiempo	era	jugar	a	los	bolos	los	jueves	
por la tarde. Probablemente la visión de esas bolas de 
madera le dio la idea de la teoría atómica.
PARTÍCULAS 
SUB ATÓMICAS
LEPTONES
Partículas de interacción débil, 
parecen no tener ninguna estructura
HADRONES
Partículas constituidas por Quarks.
Electrón (e–)
BARIONES
Tiene espín fraccionario 
y están formados por 3 
Quark
Neutrino (N)
Muón (u)
MESONES
Tienen espín entero y 
están formados por 2 
Quark
Protón
Neutrón
Hiperón Λ
Hiperón Σ
Hiperón W
Mesones p (Pión)
Mesones k (kaón)
QUARK
-	 Son	las	mínimas	expresiones	de	materia	hasta	ahora	encontradas.
- Hoy conocemos 6 tipos de Quark.
QUARK SIGNIFICADO SÍMBOLO SPIN CARGA
Up
Down
Charm
Strange
Top
Bottom
Arriba
Abajo
Encanto
Extraño
Cima
Profundo
u
d
c
s
t
b
1/2
1/2
1/2
1/2
1/2
1/2
+2/3
–1/3
+2/3
–1/3
+2/3
–1/3
ÁTOMO - NÚMEROS CUÁNTICOS
44 SAN MARCOS REGULAR 2014 – IIQUÍMICATEMA 2
4.	Partículas	Subatómicas	fundamentales
Como puedes notar el átomo posee una gran variedad de partículas (200) de las cuales 3 son las más importantes 
(p+, n°, e–) y por eso se llaman partículas fundamentales.
Características	de	las	partículas	subatómicas	fundamentales
PARTÍCULA PROTÓN NEUTRÓN ELECTRÓN
Símbolo p+ n° e–
Masa
g 1,672	× 10–24 1,675	× 10–24 9,1095 × 10–28
uma 1,0073 1,0087 0,00055
Carga
Absoluta +1,6022 × 10–19 C 0 +1,6022 × 10–19 C
Relativa +1 0 –1
Descubridor
E.	Rutherford
(1919)
T.	Chadwick
(1932)
J.	Thomson
(1897)
 Nota: masa neutrón > masa protón > masa electrón
u
d
u
–1/3
+2/3
(carga del protón)
Un protón está formado por 2 Quarks Up y un
Quark Down
qp = + 
2
3
 + 2
3
 – 1
3
 = + 1
Estructura	del	Protón
+2/3
qp	= +1
d
u
d
+2/3
–1/3
(carga del neutrón)
Un neutrón está formado por 2 Quarks Down 
y un Quark Up.
qn = + 
2
3
 – 2
3
 – 1
3
 = 0
Estructura	del	Neutrón
–1/3
qn = 0
5.	Representación	de	un	núclido
Se	llama	núclido	a	un	átomo	con	un	número	de	
p+	y	n°	definido.
EAZ
Donde:	A	=	Número	de	masa
 	Z	=	Número	atómico
											N	=	Número	de	neutrones	(#n°)
Z =	#p+
 
A = Z + N
 
N = A – Z
Ejemplo:
 
K3919
A = 39
Z = 19
#P+=19
N = 20
#e–=19
Si: Se tiene:
Observación:
1. En todo átomo neutro se cumple:
#p+ =	#e– = Z
2. Cuando un átomo no es neutro se le llama ión.
Ión
Catión (x+), perdió electrones
Anión (x–), ganó electrones
Ejemplos:
Al27 +313
A	=	27
Z = 13
#P+=13
N = 14
#e–=13–3 = 10
Si: Se tiene:
Cl37 –17
A	=	37
Z	=	17
#P+=17
N = 20
#e–=17+1	=	18
Si: Se tiene:
Nota:
Se	llama	número	atómica	al	número	de	protones.
Se	 llama	número	de	masa	al	número	de	partículas	
fundamentales	en	el	núcleo.
II. CLASIFICACIÓN DE NÚCLIDOS
A. Isótopos(Hílidos)
Poseen igual "Z" y pertenecen al mismo elemento 
ÁTOMO - NÚMEROS CUÁNTICOS
55SAN MARCOS REGULAR 2014 – II QUÍMICA TEMA 2
químico. Los isótopos poseen propiedades químicas 
iguales y propiedades físicas diferentes.
Ejemplo: 
Isótopos	del	hidrógeno.
H11 H
2
1 H
3
1
Abundacia
Forma
Protio
99,985%
Agua 
común
Agua 
pesada
Agua 
super pesada
H2O D2O T2O
Deuterio
0,015%
Tritio
10–15%
B. Isóbaros
Poseen igual "A", tienen propiedades físicas y químicas 
diferentes.
Ejemplo:
 Ca
40
20 Ar
40
18
 A = 40 A = 40
C. Isótonos
Poseen igual "N", tienen propiedades físicas y 
químicas diferentes.
Ejemplo:
 Na
23
11 Mg
24
12
 N = 12 N = 12
III. ESPECIES ISOELECTRÓNICAS
 Son aquellas especies químicas que poseen igual cantidad 
de electrones.
 Ejemplo:
N –37 Na
+1
11
#e–	=	7	+	3	=	10 #e– = 11 – 1 = 10
Nota:
#e– = Z– (Carga del ión)
NÚMERO CUÁNTICO PRINCIPAL (N)
Determina el nivel principal de energía para un electrón y el 
tamaño del orbital.
Define	 el	 tamaño	 del	 orbital,	 porque	 a	mayor	 "n"	mayor	
tamaño".
1 s
1s
n = 2n = 1
K
n=1 n=2 n=3 n=4 n=5 n=6 n=7
Capas
Núcleo
Niveles
+
L M N O P Q
AUMENTA ESTABILIDAD
AUMENTA ENERGÍA
Se cumple:
#max		e– = 2n
2
 nivel
Si: n = 3
#maxe– = 2(3)
2 = 18
I. NÚMERO CUÁNTICO SECUNDARIO (l)
	 También	se	denomina	número	cuántico	azimutal		o	del	
momento angular, designa para el electrón el subnivel de 
energía donde este debe encontrarse dentro de un nivel 
"n"	y	define	para	el	orbital	la	forma	geométrica.
l = 0, 1, 2, 3, ..., (n – 1)
 Relación de subniveles para cada valor de L.
l Subnivel Nombre
0
1
2
3
s
p
d
f
Sharp
Principal
Difuso
Fundamental
Ejemplos:
•	 n	=	1	 	 					•	 n	=	3
 l = 0 l = 0, 1, 2
 ↓ ↓ ↓ ↓ 
 s s p d
•	 n	=	2	 	 					•	 n	=	4
 l = 0, 1 l = 0, 1, 2, 3
 ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓
 s p s p d f
ÁTOMO - NÚMEROS CUÁNTICOS
66 SAN MARCOS REGULAR 2014 – IIQUÍMICATEMA 2
FORMAS DE LOS ORBITALES
Orbital	"s" Orbital	"p" Orbital	"d" Orbital	"f"
y
x
z
x
z
y
x
II. NÚMERO CUÁNTICO MAGNÉTICO (ml)
 Determina para el electrón el orbital donde se encuentra dentro de un cierto subnivel de energía, determina para el orbital, 
la orientación espacial que adopta cuando es sometido un campo magnético externo.
ml = –l1, ... , –1, 0, +1, ..., + l
Valores para "ml":
l Subnivel Orbitales
Número de 
orbitales	(2l + 1)
Número de máximo 
de e–	(4l + 2)
0 s 
PS
s
ml 0
1 2
1 p 
PS
Px 
PS
Py 
PS
Pz
ml –1 0 +1
3 6
2 d 
PS
dxy 
PS
dxz 
PS
dz2 
PS
dyz 
 PS
dx2–y2
ml –2 –1 0 +1 +2
5 10
3 f ml 
PS
–3 
PS
–2 
PS
–1 
PS
0 
PS
+1 
PS
+2 
PS
+3
7 14
Gráficas	de	los principales orbitales atómicos
	 a)	 Orbital	"s"
x
z
y
	 b)	 Orbitales	p	(forma	dilobular)
x
x
Px
Py
Pz
x
z
z
z
y
y
y
Gráficas	de	los	orbitales	"p":
	 c)	 Orbitales	d		(forma	tetralobular)
dyz dxz
dxy
dz2dx2 – y2
ÁTOMO - NÚMEROS CUÁNTICOS
77SAN MARCOS REGULAR 2014 – II QUÍMICA TEMA 2
III. NÚMERO CUÁNTICO DEL ESPÍN MAGNÉTICO (ms)
	 Define	el	sentido	de	rotación	de	un	electrón	alrededor	de	su	eje	imaginario.
Giro Antihorario Giro Horario
P S
Eje 
imaginario
ms = + 1/2 ms = – 1/2
Problema	1
Determina	 el	 número	 de	 nucleones	
fundamentales (A), si: A + Z + N = 100
SAN MARCOS 
NIVEL FÁCIL
A) 10 B) 20 C) 30
D) 40 E) 50
Resolución:
 A + Z + N = 100
 14243
 A + A = 100
 2A = 100
 \ A = 50
Respuesta:		50
Problema	2
Sea el átomo: E
33 1
x+1 x+2
Halla la carga nuclear (Z).
A) 14 B) 15 C) 16
D)	 17	 E)	 18
SAN MARCOS
NIVEL INTERMEDIO
Resolución:
A = Z + N
33 = x + 1 + x + 2
33 = 2x + 3
x = 15
Se cumple ⇒ p+ = e– = Z = x + 1
\ Z = 16
Respuesta:		16
Problema	3
Halla el N° de masa (A) de un átomo que 
posee	38	neutrones	y	su	configuración	
es [Kr]5s1.
A)	 70	 B)	 75	 C) 80
D) 85 E) 90
SAN	MARCOS	1990
NIVEL FÁCIL
Resolución:
Datos: N° n° = 38 
 C.E.: [Kr]5s1
Sabemos: 
Z(Kr) = 36 
⇒ Zátomo = N° p
+ = 36 + 1 = 37
→ A = p+ + n° → A = 38 +	37	=	75
\	El	número	de	masa	es	75
Respuesta:		75
PROBLEMAS RESUELTOS
PROBLEMAS DE CLASE
EJERCITACIÓN
1. Respecto	a	 los	átomos,	según	
la Teoría Actual, es falso: 
I. El neutrón es la partícula 
más pesada en el átomo.
II.	 El	núcleo	concentra	la	casi	
totalidad de la masa del 
átomo.
III. Loa electrones poseen una 
carga negativa
IV. Todos los átomos de un 
mismo elemento son idénticos.
V. Los electrones se encuentran 
fuera	del	núcleo,	desplazándose	
en reg iones de máx ima 
probabilidad.
A) Solo I B) II y III
C) III y V D) Solo IV
E) IV y V
2. Un catión divalente presenta 43 
neutrones	 y	 un	 número	 de	masa	
que excede en una unidad al doble 
de	su	número	atómico.
 Indique el valor de la carga nuclear.
A) 40 B) 42 C) 44
D) 46 E) 48
3. En	 el	 núcleo	 de	 un	 átomo	 existe	
neutrones equivalentes al doble de 
los	protones,	si	la	suma	del	número	
de	 masa,	 el	 número	 atómico	 y	
el	 número	 de	 neutrones	 es	 108.	
¿Cuántos neutrones posee el 
átomo?
ÁTOMO - NÚMEROS CUÁNTICOS
88 SAN MARCOS REGULAR 2014 – IIQUÍMICATEMA 2
A) 36 B) 34 C) 38
D) 32 E) 18 
4. Si un catión (+2) tiene 30 electrones 
y	34	neutrones	en	su	núcleo.	Hallar	
su	número	másico.
A) 60 B) 62 C) 64
D) 66 E) 58
5. Si la suma de protones de los iones 
A+2 y B–3 es 38. Determinar la 
suma	de	los	números	atómicos	de	
los iones A–2 y B+5.
A) 35 B) 36 C) 37
D) 38 E) 34
PROFUNDIZACIÓN
6.	 La	suma	de	los	números	atómicos	
de dos isóbaros es 100 y la suma 
de	 sus	 números	 de	 neutrones	 es	
120.	Hallar	el	número	de	masa	de	
los isóbaros.
A) 100 B) 105 C) 110
D) 115 E) 120
7.	 Se tiene los átomos “J”, “L” y “Q”, 
los cuáles tienen carga nuclear 
consecutiva	 y	 dichos	 átomos	
son isóbaros. Si la suma de sus 
nucleones neutros es 69 y sus 
nucleones fundamentales suman 
132. Determine el valor de su 
carga nuclear del átomo con mas 
neutrones.
A) 21 B) 20 C) 22
D) 23 E) 24
8. ¿Cuál de los siguientes subniveles 
tiene más energía?
A) 4f B) 3d C) 4s
D) 5s E) 5p
9. ¿Qué	significa	la	notación	5d5?
A) Cinco orbital “d” incompletos 
cuyos	números	cuánticos	n= 5 
y l = 2.
B) Cinco electrones que consti-
tuyen 3 orbítales “d” cuando 
n = 4
C) Cuatro orbítales “d” completos 
orientados	según	cinco	valores	
de “m” 
D) Cuatro electrones en los orbíta-
les “d” cuando “n” es igual a 4
E) N.A.
SISTEMATIZACIÓN
10.	 ¿Cuál de las siguientes combinaciones 
no representa un orbital permitido?
I. 3 0 1 – 1/2
II. 2 2 0 + 1/2
III. 4 3 –4 – 1/2
IV. 2 2 –2 – 1/2
V. 5 2 2 + 3/2
A) Sólo III
B) IV y V
C) III, IV y V
D) II, IV y V
E) todos
11. Determine la combinación de 
números	cuánticos	para	el	último	
electrón distribuido para un átomo 
que	presenta	127	nucleones	de	los	
cuales	74	son	neutrones.
A) 5; 1; 0; –1/2
B) 5; 1; 0; +1/2
C) 5; 1; +1; –1/2
D) 5; 1; –1; +1/2
E) 5; 1; –1; –1/2
12. Cada uno de los siguientes grupos 
de	números	cuánticos	describe	un	
electrón en un átomo. Señale el de 
menor energía?.
A) 3; 2; –1; –1/2
B) 5, 1; –1; +1/2
C) 2; 0; 0; +1/2
D) 4; 2; –1; +1/2
E) (1; 0; 0; –1/2)
11SAN MARCOS REGULAR 2014 – II QUÍMICA TEMA 3
SNII2Q3
QUÍMICA
TEMA 3
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Y 
TABLA PERIÓDICA
DESARROLLO DEL TEMA
Consiste en distribuir los electrones de un átomo en niveles, 
subniveles y orbitales.
I. PRINCIPIO DE AUFBAU (CONSTRUIR)
 Consiste en distribuir los electrones en función a la energía 
relativa (ER) creciente.
ER = n + l
 Ejemplo:
Subnivel n l ER
4p
5d
4s
4
5
4
1
2
0
5
7
4
Observación:
Cuando los subniveles poseen igual energía relativa se 
les llama subniveles "degenerados", en este caso se 
usara el orden de energía absoluta el cual se efectúa 
con el valor de "n".
Ejemplo: 
Subnivel n l ER
3d
4p
3
4
2
1
5
5
El ordenamiento será:
3d 4p
Mayor energía
menor estabilidad
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
II. REGLA DE MOLLIER (REGLA DEL SERRUCHO)
 
Nivel 1 2 3 4 5 6 7
Subniveles
s s s s s s s
p p p p p p
d d d d d
f f f f
Capacidad teórica 2n2 2 8 18 32 50 72 98
Capacidad real 2 8 18 32 32 18 8
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Y 
TABLA PERIÓDICA
22 SAN MARCOS REGULAR 2014 – IIQUÍMICATEMA 3
 Ejemplo:
	 Realizar	la	configuración	electrónica	del	17Cl
 17Cl → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
III. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA 
ABREVIADA
 2He: 1s
2 → [He]
 10Ne: 1s
2 2s2 2p6 → [Ne]
 18Ar: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 → [Ar]
 36Kr: 1s
2 ................ 4p6 → [Kr]
 54Xe: 1s
2 ................ 5p6 → [Xe]
 86Rn: 1s
2 ................ 6p6 → [Rn]
 Ejemplo:
 35Br → 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p
 1444442444443
 18Ar
	 									→ [Ar] 4s2 3d10 4p5
IV. DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA DE 
IONES
A. Anión
Para	realizar	la	configuración	electrónica	de	un	anión	
primero se calcula el número de electrones y luego 
realizar la distribución electrónica.
Ejemplo:
8
–2 1s2 2s2 2p6 #e– = 8 + 2 = 10
B. Catión
En	 este	 caso	 primero	 se	 realiza	 la	 configuraciónelectrónica y después se sacan los electrones del 
último nivel, luego del penúltimo nivel.
Ejemplo:
 
26Fe [Ar] 4s 
2 3d 6
El electrón que falta sale
del subnivel “d”
Primero salen 2e– del nivel
más alto (4s)
 26Fe
+3 [Ar] 4s0 3d5 = [Ar] 3d5
V. PRINCIPIO DE MÁXIMA MULTIPLICI-
DAD O DE HUND
 Cuando se llenan los orbitales de un subnivel no se puede 
llenar el segundo electrón de un orbital si es que antes 
no se ha llenado cada orbital al menos con un electrón.
 Ejemplo:
 Realizar el diagrama orbital para el 8O
 8O →	 1s
2 2s2 2p4
	 	 		123	 123	 14444244443
 PS PS PS PS
 __ __ ___ ___ ___ Incorrecto
 1s 2s 2px 2py 2pz 
 
 PS PS PS P P
 __ __ ___ ___ ___ Correcto
 1s 2s 2px 2py 2pz 
VI. PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI
 Un átomo no puede tener 2 electrones con sus 4 números 
cuánticos iguales.
Observación:
Orbital lleno: PS
Orbital semilleno: P
Orbital vacío: P
VII. CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS 
ESPECIALES
1.	 Una	 configuración	 electrónica	 no	 puede	 terminar	
en d4 o d9 porque es inestable, para que estas 
configuraciones	sean	estables	deben	pasar	a	d5 o d10.
ns 2 (n – 1)d 4 ns1 (n – 1) d5
1e–
ns 2 (n – 1)d 9 ns1 (n – 1) d10
1e–
 Ejemplo:
 
1e–
	 •		24Cr → [18Ar] 4s 
2 3d4 → [18Ar] 4s
1 3d5 ¡Estable!
Una manera práctica de hacer la secuencia sin escribir la regla del serrucho es:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6
Si Soy Pamer Soy Pamer Soy de Pamer Soy de Pamer
6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6
Soy fuerza de Pamer Soy fuerza de Pamer
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Y 
TABLA PERIÓDICA
33SAN MARCOS REGULAR 2014 – II QUÍMICA TEMA 3
 1e
–
	 •		79Au → [54Xe] 6s 
2 4f145d9 
 → [54Xe] 6s
14f145d10 ¡Estable!
2. Regla de by pass
	 Cuando	 una	 configuración	 electrónica	 termina	 en	
subnivel “f” se tiene que pasar un electrón del 
subnivel “f” al siguiente subnivel d, para lograr mayor 
estabilidad. Ejemplo:
 
	 •		92U → [86Rn] 7s
2 5f 4 6d0 → [86Rn] 7s
25f36d1 ¡Estable!
VIII. PROPIEDADES DEL ÁTOMO
A. Paramagnetismo
Presentan electrones desapareados y son atraidos 
por un campo magnético externo, pero cuando se 
retira	el	campo	magnético	no	manifiesta	propiedades	
magnéticas.
B. Diamagnetismo
Presentan electrones apareados y son debilmente 
repelidos por un campo magnético manifestando 
propiedades magnéticas aunque se hubiera retirado 
el campo magnético.
TABLA PERIÓDICA
I. CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS 
ELEMENTOS QUÍMICOS
A. Triadas de Dobereiner (1817)
El químico alemán Johan Dobereiner agrupó los 
elementos en series de 3, donde los elementos 
que pertenecen a una triada poseen propiedades 
químicas similares y se cumple que el peso atómico del 
elemento central de una triada es aproximadamente 
igual a la semisuma de los pesos atómicos de los 
elementos extremos.
 PA { 
Li Na K
7 23 39
 PA(Na) = 7 + 39
2
 = 23
 PA { 
Ca Sr Ba
40 87,6 137
 PA(Sr) = 40 + 137
2
 = 88,5
B. Octavas de Newlands (1864)
Ordenó los elementos en grupos de siete en función 
a sus pesos atómicos crecientes. A este ordenamiento 
se le conoció como octavas porque el octavo elemento 
presentaba propiedades químicas similares al primer 
elemento del grupo anterior.
Ejemplo:
 PA PA
 64748 64748
Li 7 Na 23
Be 9 Mg 24
B 11 Al 27
C 12 Si 28
N 14 P 31
O 16 S 32
F 19 Cl 35,5
C. Tabla periódica corta de Dimitri Mendeleiev 
 (1869)
Ordenó los elementos químicos en función a su peso 
atómico en series y grupos, donde los elementos de un 
mismo grupo poseen la misma valencia y propiedades 
semejantes.
Su insistencia en que los elementos con características 
similares se colocaran en las mismas familias le 
obligo a dejar espacios en blanco en su tabla. Por 
ejemplo predijo la existencia del galio y el germanio 
llamándolos eka – aluminio y eka – silicio.
EKALUMINIO (GALIO) EKASILICIO (GERMANIO)
PRONOSTICADA DESCUBIERTA PRONOSTICADA DESCUBIERTA 
PROPIEDAD 1871 1875 1871 1886
PESO ATÓMICO (uma) 68 69,9 72 72,33
DENSIDAD (g/mL) 5,9 5,93 5,5 5,47
VALENCIA 3 3 4 4
FÓRMULA DEL ÓXIDO R2O3 Ga2O3 RO2 GeO2
FÓRMULA DEL HIDRURO RH3 GaH3 RH4 GeH4
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Y 
TABLA PERIÓDICA
44 SAN MARCOS REGULAR 2014 – IIQUÍMICATEMA 3
TABLA PERIÓDICA CORTA DE MENDELEIEV
SERIES
GRUPO I
R2O
GRUPO II
RO
GRUPO III
R2O3
GRUPO IV
RH4
RO2
GRUPO V
RH3
R2O5
GRUPO VI
RH2
RO3
GRUPO VII
RH
R2O7
GRUPO VIII
RO4
1 H=1
2 Li=7 Be=9,4 B=11 C=12 N=14 O=16 F=19
3 Na=23 Mg=24 Al=27,3 Si=28 P=31 S=32 Cl=35,5
4
K=39 Ca=40 –=44 Ti=48 V=51 Cr=52 Mn=55 Fe=56 Co=59
Ni=59 Cu=63
5 (Cu=63) Zn=65 –=68 –=72 As=75 Se=78 Br=80
6
Rb=85 Sr=87 ?Yt=88 Zr=90 Nb=94 Mo=96 –=100
Ru=104 Rh=104
Pd=106 Ag=108
7 (Ag=108) Cd=112 In=113 Sn=118 Sb=122 Te=125 I=127
8 Cs=133 Ba=137 ?Di=138 ?Ce=140 – – – – – – –
9 (–) – – – – – –
10
– – ?Er=178 ?La=180 Ta=182 W=184 –
Os=195 Ir=197
Pt=198 Au=199
11 (Au=199) Hg=200 Tl=204 Pb=207 Bi=208 – –
12 – – – Th=231 – U=240 – – – – –
II. TABLA PERIÓDICA MODERNA (TPM)
 Diseñado en 1915 por el 
químico Alemán Alfred 
Werner, tomando en cuenta 
la ley periódica moderna de 
Moseley y la distribución 
electrónica de los elementos.
 En la tab la per iód ica 
moderna, los elementos 
están ordenados en función 
al número atómico creciente 
en donde se pueden apreciar 
filas	 horizontales	 llamadas	
periodos y columnas verticales denominadas grupos.
A. Periodo
•		 Son	las	filas	horizontales	que	están	enumeradas	
del 1 al 7.
•		 El	 orden	 de	 cada	 periodo	 indica	 el	 número	 de	
niveles	de	energía	de	la	configuración	electrónica	
o el último nivel (capa de valencia). 
Orden del periodo = Capa de valencia
B. Grupo
•	 Son	 las	 columnas	 verticales	 que	 contienen	 a	
elementos de propiedades químicas similares.
•	 Son	16	grupos	de	los	cuales	8	tienen	la	denominación	
"A" llamados elementos representativos, y 8 
tienen la denominación "B" llamados metales de 
transición. Cabe hacer notar que la designación 
de grupo A y B no es universal. En Europa se 
utiliza B para los elementos representativos y A 
para los metales de transición que es justamente 
lo opuesto al convenio de los Estados Unidos de 
América. La IUPAC recomienda enumerar las 
columnas de manera secuencial con números 
arabigos, desde 1 hasta 18.
GRUPOS A (Elementos representativos)
GRUPO
ELECTRONES DE 
VALENCIA
DENOMINACIÓN
1A ns1 Metales Alcalino (excepto el H)
2A ns2 Metales Alcalinos Térreos
3A ns2np1 Boroides o Térreos
4A ns2np2 Carbonoides
5A ns2np3 Nitrogenoides
6A ns2np4 Calcógenos o Anfígenos
7A ns2np5 Halógenos
8A
ns2np6
He = 1s2 (excepción)
Gases Nobles
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Y 
TABLA PERIÓDICA
55SAN MARCOS REGULAR 2014 – II QUÍMICA TEMA 3
GRUPOS B (Metales de transición)
GRUPO
LA CONFIGURACIÓN 
ELECTRÓNICA 
TERMINA EN LOS 
SUBNIVELES
DENOMINACIÓN
1B
ns1(n–1) d10 Familia de cobre
(metales de acuñación)
2B
ns2(n–1) d10 Familia del zinc
(elementos puente)
3B ns2(n–1) d1 Familia del escandio
4B ns2(n–1) d2 Familia del titanio
5B ns2(n–1) d3 Familia del vanadio
6B ns1(n–1) d5 Familia del cromo
7B ns2(n–1) d5 Familia del manganeso
8A
ns2(n–1) d6
ns2(n–1) d7
ns2(n–1) d8
Elementos Ferromagné-
ticos: (Fe, Co, Ni)
Nota:
En la tabla periódica moderna los elementos se 
ordenan en función al número atómico creciente.
Los elementos de transición interna (Lantánidos 
y Actínidos) tienen incompleto el subnivel «f» y 
pertenecen al grupo 3B, se caracterizan por ser muy 
escasos.
C.	 Clasificación	de	los	elementos	por	bloques
Los	elementos	químicos	se	clasifican	en	4	bloques	(s,	
p, d, f) y esto depende del subnivel en el que termina 
su	configuración	electrónica.
ns
Lantanidos
Actínidos
n–p
(n–1)d
(n–2)f 4f5f
D. Ubicación de un elemento en la tabla perió-
dica
GRUPO A
LA CONFIGURACIÓN 
ELECTRÓNICA TERMINA EN:
ORDEN DEL 
GRUPO A
PERIODO
nsa a n
nsanpb a + b n
nsa(n–1)d npb a + b n
nsa (n–2) f (n–1)d npb a + b n
Ejemplo:
Indicar el Grupoy Periodo de:
•	 17Cl: 1s
22s22p63s 23p5 
2 + 5 = 7
n = 3
a b GRUPO 7A
PERIODO = 3





•	 34Se: 1s
22s22p63s23p64s23d104p4 
2+4=6
n = 4
a b GRUPO 6A
PERIODO=4





Nota:
El orden del grupo A, indica el número de electrones 
de valencia.
GRUPO A
LA CONFIGURACIÓN 
ELECTRÓNICA TERMINA EN:
ORDEN DEL 
GRUPO B
PERIODO
nsa(n–1) db a + b n
nsa (n–2) f (n–1) db a + b n
 Tener en cuenta el siguiente cuadro: 
GRUPO 8B 1B 2B
a + b 8 9 10 11 12
 Ejemplo
 Indicar el grupo y periodo de:
•	 26Fe: 1s
22s22p63s23p64s23d 6 
2+6=8
n = 4
a b GRUPO 8B
PERIODO=4





•	 30Zn: 1s
22s22p63s23p64s23d 10 
2+10=12
n = 4
a b GRUPO 2B
PERIODO=4





Nota:
Para conocer el número de grupo de un elemento 
cuya	 configuración	 electrónica	 termina	 en	 subnivel	
p simplemente suma dos unidades al número de 
electrones de dicho subnivel "p".
E. Carácter metálico y carácter no metálico
1. Carácter Metálico (C. M.)
Llamado también electropositividad, es la capacidad 
de un átomo para perder electrones (oxidación).
2. Carácter No Metálico (C. N. M)
Es la capacidad de un átomo para ganar electrones 
(reducción).
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Y 
TABLA PERIÓDICA
66 SAN MARCOS REGULAR 2014 – IIQUÍMICATEMA 3
La variación del C. M. y C.N.M. en la tabla periódica 
es como se muestra a continuación.
Periodo
Periodo
Aumenta
C.N.M.
Aumenta
C.M.
G
r
u
p
o
G
r
u
p
o
F. Metales, no metales y metaloides
1. Metales
•	 Buenos	conductores	del	calor	y	electricidad.
•	 Son	dúctiles	y	maleables.
•	 A	 temperatura	 ambiental	 se	 encuentran	 en	
estado sólido, excepto el mercurio que es 
líquido.
•	 Presentan	brillo	metálico.
•	 En	las	reacciones	químicas	pierden	electrones,	
es decir se oxidan.
•	 Casi	 todos	 los	 óxidos	metálicos	 son	 sólidos	
iónicos con carácter básico.
Nota:
El metal que mejor conduce la corriente eléctrica es 
la plata, luego el cobre y después el oro.
Cu > Ag > Au 
2. No Metales
•	 No	conducen	el	calor	ni	la	electricidad.
•	 No	tienen	lustre.
•	 Los	 sólidos	 suelen	 ser	 quebradizos,	 algunos	
duros y otros blandos.
•	 En	 reacciones	 químicas	 ganan	 electrones	
convirtiéndose en aniones.
•	 La	mayor	parte	de	los	óxidos	no	metálicos	son	
sustancias moleculares que forman soluciones 
ácidas.
3. Metaloides
Los metaloides tienen propiedades intermedias 
entre metales y no metales. Podrían tener algunas 
propiedades características de los metales, pero 
carecer de otras. Por ejemplo el silicio es metal, 
pero es quebradizo en lugar de ser maleable y 
no conduce el calor y ni la electricidad, tan bien 
como los metales. Varios de los Metaloides son 
semiconductores eléctricos y constituyen como 
el silicio los principales elementos empleados en 
la fabricación de circuitos integrados y chips para 
computadoras. Los metaloides son 8 elementos: 
B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po, At.
III. PROPIEDADES PERIÓDICAS DE UN 
ELEMENTO QUÍMICO
A. Radio Atómico (RA)
Se	define	 como	 la	mitad	de	 la	distancia	 entre	dos	
átomos idénticos adyacentes enlazados químicamente.
+
d
RA RA
RA= d
2
+
B. Radio Iónico (RI)
Es el radio de un anión o catión monoatómico.
Se cumple que:
RI(Anión) > RA(Átomo neutro) > RI(Catión)
Ejemplo:
Sean las especies químicas del elemento carbono (C)
I. 6C
4+ → # e– = 6 – 4 = 2
II. 6C → #e– = 6
III. 6C
4 – → #e– = 6 + 4 = 10
Entonces, se cumple que:
RIIII > RAII > RII
Nota:
Para especies isoelectrónicas se cumple que el número 
atómico es inversamente proporcional al radio iónico.
Ejemplo:
Sean las especies isoelectrónicas
I. 12Mg
2+ →	# e– = 12 – 2 = 10
II. 10Ne →	#e
– = 10
III. 8O
2– →	#e– = 8 + 2 = 10
Entonces, se cumple que: RIIII > RIII > RII
C. Energía de Ionización (EI) o Potencial de Io-
nización (P.I.)
Es la energía mínima necesaria para eliminar un 
electrón del nivel externo de un átomo en estado 
gaseoso y así transformarse en un catión.
La magnitud de la energía de ionización es una medida 
de que tan fuertemente se encuentra unido el electrón 
al átomo, cuando mayor es la energía de ionización 
es más difícil arrancar un electrón.
X(g) + EI1 → X
+
(g) + 1e
– 
X+(g) + EI2 → X
2+
(g) + 1e
–
X2+(g) + EI3 → X
3+
(g) + 1e
–
Donde: 
EI1: Primera Energía de Ionización
EI2: Segunda Energía de Ionización
EI3: Tercera Energía de Ionización
Se cumple: EI3 > EI2 > EI1 
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Y 
TABLA PERIÓDICA
77SAN MARCOS REGULAR 2014 – II QUÍMICA TEMA 3
Nota:
•	 Siempre	es	más	fácil	quitar	el	primer	electrón	en	
una ionización.
•	 Electroafinidad	(EA)	
D.	 Afinidad	Electrónica	(A.	E.)	Ó	Electroafinidad	
(EA)
Es el cambio de energía que ocurre cuando un átomo 
en estado gaseoso, acepta un electrón para formar 
un anión. Generalmente este proceso es exotérmico 
(libera energía) pero en algunos casos especiales es 
endotérmico (absorbe energía)
X(g) ± AE + 1e
– → X–(g)
 
E. Electronegatividad (EN)
Es la capacidad de un átomo para atraer hacia sí los 
electrones de un enlace químico.
Según la escala de Linus Pauling; el Fluor es el 
elemento más electronegativo de la TPM.
Valor Máximo: EN (F) = 4,0
Valor Mínimo: EN (Fr) = 0,7
F. Variación de las propiedades periódicas
AUMENTA
AUMENTARI
RA
AU
M
EN
TA
AU
M
EN
TA
EN
EI
AE
Nota:
Recuerda que los no metales poseen mayor EI, AE y 
EN que los metales.
IV. TENDENCIAS GENERALES DE LAS PRO-
PIEDADES EN LOS GRUPOS
A. Grupo 1A: Metales Alcalinos
Los metales alcalinos son sólidos metálicos blandos, 
son muy reactivos por lo que no se encuentran 
libres en la naturaleza. Reaccionan con agua para 
producir el hidrógeno gaseoso y el hidróxido metálico 
correspondiente.
B. Grupo 2 A: Metales Alcalinos Térreos
Los metales alcalinos térreos son sólidos pero más 
duros y densos que los metales alcalinos. Son menos 
reactivos que los metales alcalinos y su reactividad 
con el agua es variable, el berilio no reacciona con el 
agua, el magnesio lo hace lentamente con el vapor de 
agua, el calcio, estroncio y bario en cambio reaccionan 
con el agua fría.
C. Grupo 7 A: Halógenos
Los Halógenos presentan gran reactividad por lo 
que no se encuentran en estado elemental en la 
naturaleza. El astato es extremadamente raro y 
radiactivo, muchas de sus propiedades todavía no 
se conocen.
D. Grupo 8 A: Gases Nobles
Son no metales gaseosos a temperatura ambiente, 
todos el los son monoatómicos, presentan 
gran estabilidad por lo que su reactividad es 
excepcionalmente baja.
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Y 
TABLA PERIÓDICA
88 SAN MARCOS REGULAR 2014 – IIQUÍMICATEMA 3
Problema 1
Señale	la	configuración	electrónica	para	
el ion sulfuro. Dato el numero atómico 
del azufre (Z=16).
A) [Ne] 3s23p6 B) [Ne] 2d4
C) [Ar] 4s23d3 D) [Kr] 3s24d8
E) [Ar] 3d5
NIVEL FÁCIL
Resolución:
El ion sulfuro es S–2 vamos determinar 
la cantidad total de electrones que 
presenta mediante la siguiente ecuación; 
e– = z–carga
e– = 16–(–2)=18
Luego procedemos la determinar su 
configuración	electrónica:
CE: [Ne] 3s23p6
Respuesta: [Ne] 3s23p6
Problema 2
¿A qué grupo de la tabla periódica 
pertenece un elemento cuyo Z=23?
A) 5A B) 3B C) 4B
D) 8B E) 5B
NIVEL INTERMEDIO
Resolución:
Z=23 →	1S22S22P63S23P64S23d3 
Elemento se encuentra en el grupo 5B.
Respuesta: 5B
Problema 3
Un elemento se encuentra en el cuarto 
periodo y grupo 6A de la tabla periódica. 
calcula su número de masa si tiene 36 
neutrones.
A) 36 B) 40 C) 25
D) 70 E) 72
NIVEL DIFÍCIL
Resolución:
Datos del elemento: Periodo: 4, Grupo: 6A
CE: 1S22S22P63S23P64S23d104P4
Z=34
Luego reemplazamos en la ecuación: 
A= Nº + Z ⇒	A=36+34 =70
Respuesta: 70
PROBLEMAS RESUELTOS
PROBLEMAS DE CLASE
EJERCITACIÓN
1. ¿Qué serie contiene un metal 
alcalino-térreo, un metaloide y un 
no metal, en ese orden?
A) Mg –As – S
B) Sr – O – As
C) K – S – As 
D) Li – Sb – F
E) Na – Ca – F
2. ¿Cuál de los siguientes elementos 
se encuentra en estado líquido?
A) Mercurio 
B) Bromo
C) Sodio 
D) Yodo
E) A y B
3. El elemento tiene la siguiente 
con f i gu rac i ón e l e c t r ón i ca : 
1s22s22p5	se	puede	afirmar	que:
A) Presenta mayorradio atómico 
que el átomo de sodio (Na).
B) Los números cuánticos (“n” y 
“l”) de los electrones desapa-
reados son 3 y 2.
C) Se encuentra en la familia de 
los nitrogenados VA 
D) Es más electronegativo que el 
oxígeno.
E) forma enlace covalente con el 
potasio (19K)
4. Coloque verdadero o falso según 
corresponda en el paréntesis:
•	 El	número	de	periodo	en	la	tabla	
periódica es igual al número de 
niveles de energía que tienen 
los elementos que pertenecen 
a ese periodo. ( )
•	 El	tercer	periodo	consta	de	18	
elementos. ( )
•	 Los	gases	noble	son	monoató-
micos. ( )
•	 En	 un	 grupo	 los	 elementos	
químicamente son similares. ( )
A) VVVV B) VFVF C) FFFF
D) FVFV E) VFVV
5. En la siguiente configuración 
electrónica: 1s22s22p63s23p64s23d2 
son correctas: 
I.	 Es	la	configuración	de	un	catión.
II. Corresponde a un elemento de 
transición.
III. Representa a un elemento con 
22 neutrones.
IV. Tiene dos electrones en el 
último nivel de energía.
A) Todas B) II y IV 
C) I D) III
E) IV
PROFUNDIZACIÓN
6. ¿Cuál es la proposición incorrecta 
respecto a los metales alcalinos 
(Na, K, Li)?
A) Reaccionan con el agua, libe-
rando hidrógeno.
B) Reaccionan violentamente con 
el agua.
C) Son muy reactivos y reaccionan 
con casi todos los elementos 
D) son agentes reductores muy 
poderosos
E) Se encuentran libres (puros) en 
la naturaleza.
7. La distribución electrónica de un 
elemento termina en 5d10 ¿En 
qué grupo de la tabla periódica se 
encuentra?
A) IB B) IIIA C) IVA 
D) VB E) VIIIB
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Y 
TABLA PERIÓDICA
99SAN MARCOS REGULAR 2014 – II QUÍMICA TEMA 3
8. Respecto a los elementos Y (Z=39) 
y As (Z=33), determine la relación 
que no corresponde:
A) Pertenecen a familias diferen-
tes.
B) Pertenecen a periodos dife-
rentes.
C) El As posee cinco electrones de 
valencia.
D) El elemento Y es un metal, 
porque no posee carácter no 
metálico 
E) Ninguno de ellos es transuránidos
9. Relacione las propiedades periódicas 
con	su	significado	adecuado:
I. Electronegatividad
II. Energía de Ionización
III.	Afinidad	electrónica
a. Energía transferida para que el 
átomo en fase gaseosa gane un 
electrón.
b. Fuerza relativa con que el 
átomo atrae electrones de 
enlace al núcleo.
c. Energía absorbida por un átomo 
en fase gaseosa, para perder su 
electrón externo.
A) Ic–IIa–IIIb
B) Ib–IIc–IIIa 
C) Ia–IIc–IIIb 
D) Ia–IIb–IIIc 
E) Ib–IIa–IIIc 
SISTEMATIZACIÓN
10. El número de masa de un átomo 
“D” es doble, de su número atómico 
mas diez unidades, además 
posee 50 neutrones, entonces su 
configuración	electrónica	es:
A) [Kr] 5d10
B) [Ne] 2d4
C) [Ar] 4d10
D) [Kr] 3s24d8
E) [Ar] 4s23d10
11. Los átomos de cierto elemento de 
transición del cuarto periodo presenta 
tres electrones desapareados, 
determinar a que grupo de la tabla 
pertenece, considerando la máxima 
configuración	posible.	
A) IB B) VIIIB 
C) IVA D) VB 
E) VIA
12. Si la carga absoluta del núcleo 
de un elemento es +3.2×10–18C, 
determine el grupo al cual pertenece 
dicho elemento.
A) IA, 1 B) IIA, 2 
C) IIIA, 3 D) IB, 2
E) VIA.5
11SAN MARCOS REGULAR 2014 – II QUÍMICA TEMA 4
SNII2Q4
QUÍMICA
TEMA 4
ENLACE QUÍMICO Y FUERZAS 
INTERMOLECULARES
DESARROLLO DEL TEMA
I. ENLACE QUÍMICO INTERATÓMICO
 Es aquella fuerza de atracción entre dos o más átomos 
que resulta como consecuencia de la transferencia o 
compartición mutua de uno o más pares de e–, entre los 
átomos participantes. 
 Este tipo de enlace define las propiedades químicas 
de la sustancia, como: la clase de sustancia, 
valencia(s) del elemento, forma geométrica de la 
estructura, además estabiliza la estructura de la 
nueva sustancia liberando energía en su formación; 
osea los átomos libres poseen mayor energía que los 
átomos unidos por enlaces.
ENLACE QUÍMICO
Capa de Valencia ns1 ns1 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 ns2np6
Grupo 1A 2A 3A 4A 5A 6A 7A 8A
Elementos Li
Na
Be
Mg
B
Al
C
Si
N
P
O
S
F
Cl
Ne
Ar
•	 Octeto de Lewis: "Todo átomo, al formar un 
enlace químico, adquiere, pierde o comparte tantos 
electrones	hasta	alcanzar	la	configuración	electrónica	
de un gas noble: , es decir cada átomo debe poseer 
8 , en su última capa".
•	 Kernel: Es todo lo que queda de un átomo al no 
tomar en cuenta su última capa.
•	 Simbolo de Lewis: Es la notación de los electrones 
de valencia alrededor del símbolo de un elemento 
representativo (grupo A). Lewis planteó la 
representación de estos electrones mediante puntos 
o aspas.
Nota:
La valencia no tiene signo, simplemente es un número 
que indica cuántos electrones debe compartir ganar o 
perder el elemento antes de que se sature.
A. Valencia
Es la capacidad de saturación o combinación con la 
que un elemento se enfrenta a otro para cumplir con 
el octeto de Lewis.
B. Carga iónica
Es el estado que adopta un átomo cuando ha perdido 
o ganado electrones (catión o anión). 
Ejemplo:
•	 12Mg: Núcleo, 1s
2, 2s2, 2p5, 3s2 ⇒
Kernel
 
•	 Valencia=2 ⇒ Mg2+ ⇒ catión
carga=0 Valencia=0
 carga=2+
Mg
 
•	 O ⇒ ( O )2 ⇒ anión
•	 18Ar:Núcleo,1s
2,2s2,2p6,3s2 ,3px py pz ⇒
Kernel
 
 Ar
Valencia = 0
Carga = 0
 
ENLACE QUÍMICO Y FUERZAS INTERMOLECULARES
22 SAN MARCOS REGULAR 2014 – IIQUÍMICATEMA 4
Nota:
Hay algunos elementos que no cumplen con el octeto 
de Lewis: 1H; 2He; 4Be; 5Be; etc.
Para los elementos representativos (Grupo "A"), el 
orden del grupo coincide con el # de e– de la última 
capa.
Ejemplo:
VIA: O ; S ; etc
xx
x
xx
x
 
VIIA: Cl ; F ; etc
xx
xx
x
xx
IA: K; Na; etc
II. CLASES DE ENLACE INTERATÓMICO 
 Son 3: Iónico, Metálico y Covalente.
A. Enlace iónico o electrovalente
Es la atracción electrostática entre 2 iones debido a la 
transferencia de del metal al no metal posiblemente, 
siempre que la 1,7.
Ejemplo 1
•	 IA:	Na → val = 1 EN(Cl) = 3,0
•	 VIIA:	 Cl
xx
xx
x
xx → val = 1; EN(Na) = 0,9
 ∆ EN = 2,1
El enlace es iónico
Nota:
Para hallar la fórmula se coloca del menos al más 
electronegativo.
⇒ Na+ ( Cl )– 
catión anión
Enlace iónico
xx
xx
x x
x
Unidad fórmula = NaCl
Atomicidad = 1 + 1 = 2 
Ejemplo 2
•	 IA:	K	→ val = 1; EN (N) = 3,04 
•	 VA:	 N
xx
x
x x → val = 3; EN (K) = 0,82 
 ∆ = 2,22 
∴ El enlace es iónico
K+ – N – +K
K+
xx
x
x x o también: 3K+ ( N
xx
x
x x)3–
Unidad fórmula = K3 N
Atomicidad = 3 + 1 = 4
Nota:
La valencia de un elemento indica el número de 
átomos del otro.
Características de un compuesto iónico
•	 Generalmente	existen	en	estado	sólido.
•	 Su	mínima	porción	es	la	celda	cristalina	unitaria,	
no presentan moléculas. 
Ejemplo:
•	 En	la	naturaleza	son	sólidos.
•	 Poseen	alto	punto	de	fusión	y	ebullición.
•	 Son	duros	y	frágiles.
•	 El	CaO	presenta	mayor	Tebullición	que	el	.	
•	 En	estado	 sólido	 son	malos	 conductores	del	
calor y la electricidad, pero cuando están 
fundidos o disueltos en agua sí son buenos 
conductores.
B. Enlace metálico
 Es la fuerza de atracción entre la nube electrónica 
circundante y los cationes metálicos sumergidos en 
el océano de electrones. 
 Ejemplo:
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
: Catión Metálico
 Enlace Metálico
: Flujo de Electrones
+
Características de una sustancia metálica
•	 Son	relativamente	blandos,	pero	tenaces.
•	 Temperatura	de	fusión	y	ebullición	variables.
•	 Excelentes	conductores	del	calor	y	electricidad.
•	 La	mayoría	son	dúctiles	y	maleables.
•	 Todo	metal	es	muy	electropositivo	(puede	perder	
fácilmente electrones).
•	 Todos	son	sólidos	(excepto	el	Hg).
•	 Su	mínima	porción	es	la	celda	cristalina	unitaria	y	
no la molécula.
ENLACE QUÍMICO Y FUERZAS INTERMOLECULARES
33SAN MARCOS REGULAR 2014 – II QUÍMICA TEMA 4
C. Enlace covalente
Por lo general es la atracción electromagnética entre 
2 átomos, en lo posible no metálicos, debido a la 
compartición mutua de uno o más pares de electrones 
entre los átomos participantes. Este enlace ocurre 
siempre que la ∆EN < 1,7.
Existen 2 clases: normal y coordinado.
1. Enlacecovalente normal
 Resulta cuando del total de e– compartidos, cada 
átomo aporta la mitad, a su vez puede ser de 2 
clases:
a. Enlace covalente polar
 Se da entre no metales de diferente naturaleza 
siempre que la ∆EN ≠ 0, el o los pares de e– se 
comparten por desigual, es atraido mejor por 
el no metal mas electronegativo. 
 Ejemplo:
 Pero:
•	 VIIA:	 Cl
xx
xx
x
xx → val = 1; EN (O) = 3,44
•	 VIA: O → val = 2; EN (Cl) = 3,16 
 ∆ EN = 0,28 ≠ 0 
⇒ Cl
xx
xx
x
x Cl
xx
xx
x
x
O
x x
 ⇒ Cl Cl
s s
O
 
Conclusiones
•	 Presenta	 2	 enlaces	 covalentes:	 normales	
polares y simples (2).
•	 Presenta	8	orbitales	solitarios	o	8	pares	de	
electrones libres.
•		 Unidad	fórmula	=	
•	 Atomicidad	=	3.	
•		 Tiene	20	e–	de	valencia.
b. Enlace covalente apolar 
 Se da entre no metales tal que la EN = 0 y ello 
ocurre generalmente entre no metales de la 
misma naturaleza, los pares de e– se comparten 
equitativamente.
Ejemplo:
•	 VIIA:	 F F ⇒ F – F ⇒ F2
 hay un enlace simple
•		 VIA:	 O O ⇒ O = O ⇒ O2x
x
x
xx
x x
x x
xx
x 
 hay un enlace doble
•	 VA:	 N N ⇒ N ≡ N ⇒ N2 
 hay un enlace triple
Nota:
El H no cumple con el octeto de Lewis, pero sí con el 
dueto, al igual que el He.
Se llaman enlaces múltiples al enlace doble (D) y 
enlace triple (T).
Fuerza de enlace: T > D > S.
Longitud de enlace: S > D > T.
2. Enlace covalente coordinado o dativo
Es aquel enlace donde sólo uno de los átomos 
(dador) aporta un par de a compartirse y el 
otro simplemente los acepta (aceptor) para 
que ello ocurra se deben seguir las siguientes 
indicaciones:
•	 Recordar	 el 	 orden	 del	 grupo	 de	 cada	
elemento.
•	 La	disposición	de	los	átomos	y	de	la	estructura	
debe ser lo más simétrico posible.
•	 El	"H"	jamás	va	en	el	medio	de	2	elementos,	
siempre va en una esquina y por lo general 
pegado al oxígeno.
•	 Átomos	de	la	misma	naturaleza	en	lo	posible	no	
deben estar juntos.
•	 En	 lo	 posible	 los	 e–	 libres	 de	 un	 átomo	
intermedio colocables a un sólo lado, no entre 
enlaces.
Ejemplos: 
Halla la estructura de Lewis de las siguientes 
sustancias químicas:
I. H Cl O4 ⇒ O Cl O ⇒ O Cl O
H
O
O
x
xx
x x
x x
IA
VIA
VIIA
Conclusiones:
•		 Hay	 5	 orbitales	 covalentes	 (2	 normales	
polares/ 3 coordinados o dativos)
•		 Hay	11	orbitales	libres.
•		 Hay	32		de	valencia.
•		 Todos	los	enlaces	son	simples	(5).
II. ⇒ O
OO
sxx xx
x x
O
O
O
Conclusiones:
•			Hay	 2	 enlaces	 (1	 normal	 apolar	 doble	 /	 1	
coordinado)
•	 Hay	 6	 orbitales	 solitarios	 o	 6	 pares	 de	
electrones antienlazantes.
•		 Hay	18	e– de valencia
•	 Hay	2	enlaces	sigma	(s) y un enlace pi (p) 
ENLACE QUÍMICO Y FUERZAS INTERMOLECULARES
44 SAN MARCOS REGULAR 2014 – IIQUÍMICATEMA 4
Características de una sustancia covalente 
•	 La	mayoría	 de	 ellos	 presentan	 como	mínima	
porción a la molécula.
•	 En	su	estructura	por	 lo	general	hay	puros	no	
metales.
•	 Las	 sustancias	 moleculares	 presentan	 bajo	
punto de fusión y ebullición.
•	 Son	 malos	 conductores	 del	 calor	 y	 la	
electricidad.
•	 Pueden	encontrarse	en	estado	sólido,	líquido	y	
gaseoso, a condiciones ambientales.
•	 Por	lo	general	la	mayoría	de	sólidos	son	blandos	
y frágiles.
3. Parámetros del enlace covalente
a. Energía de enlace (E)
 Es la energía que se requiere para romper una 
unión o enlace covalente, o como la que se 
libera cuando se forma un enlace covalente, 
generalmente expresada en función de una mol 
de enlaces.
 Curva de energía potencial para el 
hidrógeno
 
En
er
gí
a 
po
te
nc
ia
l (
KJ
.m
ol
–1
)
Distancia internuclear
Energía de 
disociación 
de enlace
(pm)74
H2
0
0
H + H
 
 
 En la disociación o ruptura del enlace hay 
absorción de energía.
 
H + HH H + 432 kJ. mol–1 → 
 
 En la formación del enlace hay liberación de 
energía.
 
H + H → H – H + 432 kJ. mol–1
Energía de formación
del enlace
 
b. Longitud de Enlace (L)
Es la distancia promedio de separación entre 
los núcleos de dos átomos enlazados en una 
mólecula.
Variación
– La longitud de enlace varía en relación directa 
con el número atómico.
– A mayor unión química, menor longitud de 
enlace.
– A menor longitud de enlace, mayor es la 
energía de disociación.
Ejemplo:
Enlace L(pm) E(kJ.mol–1)
– C – C –
154 348
C = C
134 614
– C ≡ C – 120 839
c. Ángulo de enlace 
 Es el ángulo formado por las líneas imaginarias 
que unen los núcleos de un átomo central 
enlazados a otros dos átomos.
 Ejemplo: 
 En el agua (H2O).
 
L = 96 pm
HH
a
a = 104,5°
Nota:
Los electrones libres del átomo central (oxígeno) se 
van a un solo punto y oprimen a los electrones de 
enlace haciendo a la molécula asimétrica, el polo 
negativo	 se	manifiesta	 en	 el	 lugar	 donde	 hay	más	
concentración (> densidad electrónica). 
ENLACE QUÍMICO Y FUERZAS INTERMOLECULARES
55SAN MARCOS REGULAR 2014 – II QUÍMICA TEMA 4
FUERZAS INTERMOLECULARES
Fuerzas de London Fuerzas dipolo-dipolo Puente de hidrógeno
•	 Entre	moléculas	apolares.
 (H2, O3, CO2, CH4, etc.)
•		 Entre	moléculas	polares.
•		 Entre	átomos	de	gases	nobles.
Cl – Cl Cl – Cl
d+ d– d+ d–
Cl2 **** Cl2
•		 Entre	moléculas	polares:
 (HCl, H2S; HBr, SO2, etc.)
H – Cl H – Cl
d+ d– d+ d–
HCl **** HCl2
•		 Entre moléculas polares.
•		 El	 hidrógeno	 de	 una	molécula	
interactúa con átomos de F, O o 
N de otra molécula.
H – F --- H – F --- H – F
 Puente de hidrógeno
HF **** HF 
Dispersión de LondonDipolo - dipolo
Puente de hidrógeno
+ – + –
Puente de hidrógeno
....H
H
O .... H
H
O H
H
O
Atracciones 
electrostáticas
Átomo	
1
Átomo	
2
2+2+
e–
e– e–
e–
Problema 1
¿Qué compuestos tiene enlace iónico?
A) C6H12O6 B) CH3OH
C) H2O D) KI 
E) C12H12O11
NIVEL FÁCIL
Resolución:
K I
metal alcalino
halógeno (no metal)
Forman enlace iónico
Respuesta: KI
Problema 2
Indicar la notación Lewis para un átomo 
con (z = 7)
A) x B) x C) x
D) x E) x
NIVEL INTERMEDIO
Resolución:
z = 7 : 1s2 2s2 2p 3 +2
grupo:VA
notación: x
Respuesta: x
Problema 3
¿Qué enlace forma x(z = 12), y(z = 35)?
A) iónico B) covalente C) apolar
D) dativo E) metálico
NIVEL INTERMEDIO
Resolución:
12X: 1S
2 2S2 2P6 3S2
grupo: IIA (metal alcalino)
35y[Ar]4s2 3d10 4p5
grupo: VIIA (halógeno no metal)
Forman un enlace iónico
Respuesta: Iónico
PROBLEMAS RESUELTOS
ENLACE QUÍMICO Y FUERZAS INTERMOLECULARES
66 SAN MARCOS REGULAR 2014 – IIQUÍMICATEMA 4
PROBLEMAS DE CLASES
EJERCITACIÓN
1. De la relación mostrada:
I. H2O IV. CaCl2
II. HCl V. MgO
III. KF VI. NH3
 ¿Cuáles son compuestos iónicos?
A) I y II 
B) II y III
C) III y IV 
D) III, IV y V
E) Todas
2. Con respecto a las propiedades de 
los compuestos covalentes, indique 
verdadero (V) o falso (F) en las 
siguientes proposiciones:
I. Son gases, líquidos o sólidos a 
temperatura ambiente.
II. Muchos no se disuelven en 
líquidos polares como el agua.
III. Generalmente poseen bajos 
puntos de fusión.
A) VVF B) FVV 
C) VVV D) FFF
E) VFV
3. ¿Qué compuestos de los que se 
indican abajo tendrá todos sus 
enlaces esencialmente covalentes?
A) NaOH
B) MgCℓ2
C) CH3CH2OH
D) CuCO3
E) CH3COONa
4. Respecto a la molécula del cloruro 
de aluminio:
 
Al
Cl
ClCl
 ¿Cuántas	afirmaciones	son	correctas?
I. El átomo central completa el 
octeto.
II. Existen 18 electrones libre.
III. Se comparten 3 pares de 
electrones.
A) Solo I B) Solo II
C) II y III D) I y II
E) I, II y III
5. ¿En qué sustancia no existe enlace 
puente de hidrógeno?
A) H2O B) NH3 C) CH3OH
D) HBr E) HF
PROFUNDIZACIÓN
6. ¿Qué fórmula posee el compuesto 
que se forma de la unión de un 
elemento "X" del grupo VA con un 
elemento "Y" del grupo VIA?
A) XY B) X3Y2
C) X2Y3 D) X3Y4
E) XY3
7. Teniendo en cuenta las electrone-
gatividades, ¿qué molécula presen-
ta mayor polaridad?
 
H F Cl Br I
2,1 4,0 3.0 2,8 2,5
A) HF B) HCℓ
C) HBr D) HI
E) Igual
8. Indicar cuál o cuáles de las 
siguientes moléculas son polares:
I. CO2 II. HBr
III. H2O IV. BeCℓ2
V. BF3
A) Solo II B) I; II y III
C)Solo III D) II y III
E) IV y V
9. Con respecto a las fuerzas 
intermoleculares:
I. Se les llama fuerzas de Van der 
Walls.
II. CO2: interacción dipolo – dipolo.
III. C4H10: Fuerzas de London.
IV CH3OH: Puente de hidrógeno.
V. H2S: Puente de hidrógeno 
fuerte.
Son incorrectas:
A) II y V B) II y IV
C) I, III y V D) II, IV y V
E) Todos
SISTEMATIZACIÓN
10. De las proposiciones:
I. En el SO2 se comparten 3 pares 
de electrones.
II. En	el	Cℓ2O7 se tiene 6 enlaces 
covalentes coordinados.
III. En el HNO3 no existe enlace 
múltiple.
Es(son) correcta(s):
A) Solo I B) Solo II
C) Solo III D) I y II
E) II y III
11. Ordene en forma creciente según 
su fuerza de interacción:
 Puente de hidrógeno (PH)
 Enlace covalente (C)
 Fuerza de London (L)
 Fuerza dipolo–dipolo (D – D)
A) PH < C < L < D – D
B) L < D – D < PH < C
C) L > PH > D – D > C
D) PH < C < D – D < L
E) D – D > L > PH > C
12. ¿Cuántos de los s igu ientes 
compuestos se disuelven en el 
agua?
( ) NH3 ( ) CH4
( ) HBr (	)	KCℓ
(	)	Cℓ2 ( ) N2
A) 1 B) 2 C) 3 
D) 4 E) 5
11SAN MARCOS REGULAR 2014 – II QUÍMICA TEMA 5
SNII2Q5
QUÍMICA
TEMA 5
NOMENCLATURA INORGÁNICA
DESARROLLO DEL TEMA
Básicos = M+2O2 = M2O2
Ácidos = x–4O2 = x2O2
M–a(OH)–1 – M(OH)2
Metálicos = M+aH–2 = MH2
No metálicos = H–1x–3
II. IV . VA H
antes
VIA, VIIA
Después
NOMENCLATURA 
INORGÁNICA
Óxidos
Hidróxidos Bases
Hidruros
No MetalMetal
Óxido Básico
Hidróxido
Hidrácido
No metal
Óxido Ácido
Oxácido
Neutras
Ácidas
Básica
Dobles, mixtas
Hidruro
Metal
NOMENCLATURA INORGÁNICA II
Oxígeno
Combinaciones binarias del oxígeno
Oxisal
Agua
Haloidea
Hidrógeno
NOMENCLATURA INORGÁNICA
22 SAN MARCOS REGULAR 2014 – IIQUÍMICATEMA 5
Problema 1
Formular el fosfato de bario.
A) Ba3P2 B) Ba3(PO4)2
C) Ba3(PO3)2 D) BaO
E) BaO2
NIVEL FÁCIL
Resolución:
 
PO
Ba
Ba
Ba3 (PO4)2
fosfato
bario
(PO4)
3–
2+
2+ 3–
4
144424443
fosfato de calcio
Respuesta: Ba3(PO4)2
Problema 2
Determine el número de oxidación del 
plomo y cobre respectivamente en:
PbO2; CuSO4.
A) +2, +2 
B) –2; –2 
C) +4; +2
D) –2; +4 
E) +4; –1
NIVEL INTERMEDIO
Resolución:
PbO2
CuSO4
+4
+2 +6 –2
+4
–2
–2
Respuesta: +4; +2
Problema 3
Determine la atomicidad del ácido 
bórico.
A) 1 
B) 2 
C) 3
D) 4 
E) 7
NIVEL INTERMEDIO
Resolución:
Ácido bórico
H3BO3
Atomicidad = 3 + 1 + 3
Atomicidad = 7
Respuesta: 7
PROBLEMAS RESUELTOS
PROBLEMAS DE CLASE
EJERCITACIÓN
1. El ácido sulfúrico:
A) Al2(SiO3)3 B) Ca3(PO4)2
C) CaCO3 D) H2SO4
E) KNO3
2. Identifique el óxido ácido.
 Corresponde al anión poliatómico 
dihidrogenofosfato.
A) Cl2O7 B) NAOH
C) CO2 D) P2O5
E) HCl
3. El nombre correcto según la 
nomenclatura IUPAC, para el 
compuesto covalente es:
A) N2O3: Anhídrido nitroso
B) Fe3O2: Dihidróxido de trihierro
C) CuO: Óxido cúprico
D) SO2: Dióxido de azufre (IV)
E) N2O5: Pentóxido de dinitrógeno
4. Si el carbonato CO2–3 se combina con 
el ión Fe3+; entonces el compuesto 
formado es:
A) (HCO3)3Fe 
B) Fe2(CO3)3
C) Fe3(HCO3) 
D) Fe(HCO3)3
E) FeHCO3
5. Formular el óxido plumboso.
A) Pb(ClO4)2 B) PB(CLO)2
C) Pb(ClO2)4 D) Pb(ClO3)2
E) PbO
PROFUNDIZACIÓN
6. Relacione las siguientes sustancias 
con sus respectiva función e indique 
lo correcto.
A) P2O3: Óxido ácido 
B) Pb(ClO)2: Sal haloidea
C) FeH3: ácido oxácido
D) H2SO4: Saloxisal
E) NH4Cl: hidruro metálico
7. Formular el sulfato cúprico 
A) Al2(CO3)3 B) Cu2O
C) CuO D) CuSO4
E) Cu2SO4
8. La fórmula que corresponde a un 
compuesto iónico es:
A) CO2 B) N2O3 C) KL
D) NH3 E) HCl
9. ¿Cuál es la fórmula del carbono de 
sodio?
A) NaCO3 B) NA2CO3
C) NaCO2 D) NA3CO2
E) Na4CO2
SISTEMATIZACIÓN
10. Si la fórmula el dircromato de niquel 
(III) es Ni2(Cr2O7)3, entonces la 
fórmula del dicromato de hierro (II) 
es:
A) Fe2Cr2O7 B) FeCr3O7
C) Fe(Cr2O7) D) Fe4(Cr2O7)
E) Fe2(Cr2O7)3
11. Determina la atomicidad del 
hipoclorito de sodio.
A) 1 B) 2 c) 3
D) 4 E) 5
12. Formular el óxido férrico:
A) FeO B) FeClO C) FeBr3
D) Fe2O3 E) Fe2O4
11SAN MARCOS REGULAR 2014 – II QUÍMICA TEMA 6
SNII2Q6
QUÍMICA
TEMA 6
UNIDADES QUÍMICAS DE MASA Y 
COMPOSICIÓN CENTESIMAL
DESARROLLO DEL TEMA
I. MOL
1 mol < > 1NA de partículas discretas
 Donde:
•	 NA = Constante de avogadro
•	 NA = 6,02 . 10
23
•	 Partículas	discretas	pueden	ser:
 átomos, moléculas, iones,... etc.
 
Ejemplo:
A) 1 mol Ca 
Contiene
 NA de átomos de Ca
 < > 6,022.1023 átomos de Ca
 < > 6,02 . 1023 Ca
B) 1,8 mol H2O 
Contiene
1,8 Na de moléculas de H2O
 < > 1,8 (6,02.1023 moléculas de H2O)
 < > 1,8 (6,02 .1023 H2O)
II. UNIDAD DE MASA ATÓMICA (u)
 Equivale a la doceava parte del átomo patrón (isótopo 
carbono –12)
1u
1u
1u
1u
1u
1u1u
1u
1u
1u
1u
1u
Átomo
patrón
 1u = 
masa del carbono–12
x
 
 1u = 1
12
 MC–12
 1u = 1,66 . 10–24 g
 Observación:
 1u = 1g
NA
 
 Esta unidad es apropiada para medir la masa de partículas 
discretas.
III. MASA ISOTÓPICA O MASA RELATIVA 
DE UN ÁTOMO
 
( ) ii
A
A
24 1
masa absoluta gramos de Jm.A. J
1,66.10 g.u– –
=
Aplicación 
 Determine la masa atómica del isótopo cloro – 37 si su 
masa absoluta es 6,138 . 10–23 gramos.
Resolución
 
( )
37
37
24
23
24 1
masa absoluta Cm.A. C
1,66 .10
6,138.10 g
1,66.10 g.u
36, 98u


–
–
– –
=
=
=
IV. MASA ATÓMICA PROMEDIO O MASA 
APARENTE DE UN ELEMENTO
Isótopos
1A
zJ 1
A
zJ ... 1
A
zJ
N° de masa A1 A2 ... An
Masa isotópica mA1 mA2 ... mAn
Abundancia relativa a1 a2 ... an
 A. mA (J) Aproximada ......................... (u)
 
( ) 1 1 2 2 n nAprox
1 2 n
a .A a .A ... a .A
mA J
a a ... a
+ + +
=
+ + +
 B. mA (J)Exacta ......................... (u) 
 
( ) 1 1 2 2 n nEx
1 2 n
a .mA a .mA ... a .mA
mA J
a a ... a
+ + +
=
+ + +
UNIDADES QUÍMICAS DE MASA Y 
 COMPOSICIÓN CENTESIMAL
22 SAN MARCOS REGULAR 2014 – IIQUÍMICATEMA 6
Problema 1
El azul de prusia es una sal compleja, 
si un alumno lo escribe de la siguiente 
forma Fe4[Fe(XY)6]3 y recuerda que el 
peso molecular era 860. Determinar el 
peso molecular de XY. 
(Dato	P.A	Fe	=	56)
A) 26 B) 28 C) 24
D) 30 E) 32
Resolución:
Para	hallar	Mxy requerimos sus pesos 
atómicos a partir del dato:
MFe4[Fe(XY)6]3 = 860
4 ×	56	+	(56	+ (XY)6)3 = 860
168 + 18XY = 860 – 224
168 + 18XY = 636
18XY = 636 – 168
M(XY) = 468
18
 = 26
Respuesta: 26
Problema 2
Se tiene 1026 g de azúcar (C12H22O11). 
Calcular	cuántas	moléculas	de	hidrógeno	
contiene.
A) 11NA 
B) 22NA 
C) 30NA 
D) 33NA 
E) 44NA
Resolución:
Nos piden # moléculas (H2) en:
PROBLEMAS RESUELTOS
 Aplicación: 
	 Para	el	cloro:
 Cl
35
17 Cl
35
17
 (liviano) (pesado)
 mA1	=	35,11	i	 	 mA2 = 36,98 u
 a1	=	75%	 	 	 a2	=	25%
 
 Determine la masa aparente en unidades de masa 
atómica (u) de este elemento de forma aproximada 
y exacta.
 
 Resolución:
 
( )
( ) ( )
( )
( ) ( )
1 1 2 2
Aprox
1 2
1 1 2 2
Ex
1 2
a A a .A
mA C
a a
75% 35 25% 37
75% 25%
35,5u
a .mA a .mA
mA C
a a
75% 35,11 25% 36,98
75% 25%
35,58u


+
=
+
+–
+
=
+
=
+
+
=
+
=
 
V. MASA MOLECULAR (M)T
 Es la masa de una molécula expresada en unidades de 
masa atómica (u).
 Ejemplo:
1. Mo3 = 3MA(O) = 3(16u) = 48 u
2. MH2O = 2MA(H) + 1mA(O) 
 = 2(1 u) + 1(16 u)
 = 18 u
3. MH2SO4 = 2MA(H) + 1mA(S) + 4mA(0)
 = 2(1u) + 1(32) + 4(16u)
 = 98 u
VI. MASA FÓRMULA (mF)
 Es la masa en u de una sola unidad fórmula (especie 
iónica).
 Ejemplo:
1. ( ) ( )NaCmF 1mA Na 1mA C
23u 35,5u
58,5u


+ –= +
= +
=
2. ( ) ( )
( )
( )
3CaCOmF 1mA Ca 1mA C
3mA O
40u 12u 3 16u
100u
= +
=+
= + +
=
VII. MASA MOLAR (M)
 Es la masa de una mol es decir de un NA de partículas 
discretas. Ejemplos:
1. MO3 = 48 g/mol
2. MH2O = 18 g/mol
3. MH2SO4 = 98 g.mol
–1
4. MNaCl	=	58,5	g.mol
–1 
VIII. NÚMERO DE MOLES (n)
J J
J
A mJ
m VNºpartículas Jn
N VM
= = =
 
	 CN	significa:	Condiciones	normales	es	decir:	P	= 1 
atm; T = 0ºC.
 Luego a C.N. se cumple.
Vgas = ngas.Vm
CN
 V
m
CN = 22,4 L/mol
UNIDADES QUÍMICAS DE MASA Y 
 COMPOSICIÓN CENTESIMAL
33SAN MARCOS REGULAR 2014 – II QUÍMICA TEMA 6
1 mol-gC12H22O11 = (M)g= 12×12+22(1)+16×11
 = 342 g → 22at - gH
 = 11 mol – gH2
 144424443
 11NA moléculas H2
1026g → x
⇒	 x = 
1026 × 11NA
342
 x = 33 NA moléculas de H2
Respuesta: 33 NA
Problema 3
¿Cuánto pesa una molécula de
CH3 – (CH2)16 – COOH?
(P.A.	C	=	12;	O	=	16)
A) 1,41 × 10–21g
B) 9,43 × 10–22g 
C) 4,71 × 10—22g 
D) 9,43 × 10–22g
E) 1,66 × 10–23g
Resolución:
Hallando el peso molecular del compuesto:
MCH3(CH2)16COOH = 12+3(1)+(12+2) 
16+12+16×2+1
MCH3(CH2)16COOH = 284
1mol-gCH3(CH2)16COH = 284 g
6,023 × 1023 moléculas
x ← 1 molécula
⇒		x = 
284
6,023 × 1023
x = 4,71 × 10–22 g
Respuesta: 4,71 x 10–22 g
PROBLEMAS DE CLASE
EJERCITACIÓN
1. Cierto elemento presenta dos 
isótopos 40E, 39E.	 Si	 por	 cada	 5	
átomos ligeros existen 3 átomos 
pesados, determinar el peso 
atómico.
A) 39,4 B) 39,5	 C) 39,6
D) 39,8 E) 39,9
2. ¿Cuánto pesan 3 moles de sodio?
 P.A.	(Na	= 23)
A) 69g B) 32g C) 23g
D) 46g E) 96g 
3. ¿Cuántos	átomos	hay	en	120g	de	
magnesio?
 P.A.	(Mg	= 24)
A) 10 B) 5
C) 5.1023 D) 3×1024
E) 18.10–23
4. ¿Cuántas	moles	 hay	 en	 160g	 de	
calcio?
 P.A.	(Ca	= 40)
A) 0,25	 B) 4 C) 16
D) 2 E) 0,4
5. ¿Cuánto pesan 3×1023 átomos de 
litio?	P.A.	(Li	= 7)
A) 2,5g	 B) 5g	 C) 10g
D) 1,25g	 E) 3,5g
PROFUNDIZACIÓN
6. ¿Cuántos	 átomos	 hay	 en	 10g	 de	
neón?	P.A.	(Ne	=	20)
A) 6.1023 B) 3.1023
C) 0,5	 D) 42
E) N.A.
7. ¿Cuánto pesa un átomo de Al?
 P.A.	(Al	= 27)
A) 0,19.10–22 0g
B) 3.1023
C) 0,16.10–23
D) 5,3.10–23
E) 4,5.10–23
8. Calcular el peso molecular de un 
alcaloide (compuesto químico) 
presente en la planta de la 
marihuana.	(C21H30O2)
 P.A.	(C	= 12, O = 16)
A) 310 B) 311 C) 312
D) 313 E) 314
9. ¿Cuántas	 moles	 hay	 en	 90g	 de	
agua? (O = 16) 
A) 15	 B) 8 C) 5
D) 10 E) 20
SISTEMATIZACIÓN
10. ¿Cuál es el número de moléculas 
que	hay	en	8	gramos	de	metano	
(CH4)?
 P.A.	(C	= 12, H = 1)
A) 0,5	 B) 2
C) 6.1023 D) 3.1023
E) 1,5.1023
11. Hallar	la	masa	existente	en	0,5	mol	
de	anhídrido	carbónico	(CO2).
 P.A.	(C	= 12, O = 16)
A) 88g B) 44g
C) 22g D) 11g 
E) 98g
12. Un elemento “L” está constituido 
por 3 isótopos L–110; L–112; 
L–116; el isótopo L–110 es 4 veces 
más abundante que el isótopo 
L–112 y además la abundancia de 
L–116	es	20%.	Determinar	la	masa	
atómica promedio del elemento “L”
A) 89,6 B) 118,5
C) 111,5	 D) 200,06
E) 40,08
11san marcos rEGULar 2014 – II qUímIca TEma 7
SnII2Q7
qUímIca
TEma 7
EsTado GasEoso - mEzcLa dE GasEs
DESARROLLO DEL TEMA
I. DEFINICIÓN
 Es uno de los estados de agregación de la materia y se 
caracteriza porque sus moléculas están en constante 
movimiento ya que posee alta energía cinética.
 Debido a esta característica los gases poseen forma y 
volumen variable.
 En el estado gaseoso sus moléculas están sometidas a 
dos fuerzas moleculares: la fuerza de repulsión (FR) que 
son mayores que las fuerzas de atracción o cohesión (FA).
 
FR
FA
F > FR A
Analizando una molécula gaseosa:
 Ejemplo de gases: N2, O2, F2, Cl2, gases nobles (He, Ne, 
Ar, Kr, Xe, Rn) CO, CO2, SO2, HCl, CH4.
II. PROPIEDADES DE LOS GASES
A. Expansibilidad
Todo gas trata de ocupar el máximo volumen que le 
sea permitido. Se expande fácilmente por un aumento 
de temperatura, es decir el volumen aumenta.
B. Compresibilidad
Todo gas se puede comprimir, es decir, disminuir su 
volumen al aplicarle una fuerza externa.
Ejemplo:
 
C. Difusión
Todo gas puede difundirse, es decir, trasladarse a 
través de otro gas o de un líquido.
Ejemplo:
Aroma
D. Efusión
Todo gas puede pasar a través de orificios pequeños 
o poros, es decir pasan de una presión alta a una 
presión baja.
Globo Globo
Presión
alta
Presión
baja
III. PARÁMETROS DEL ESTADO GASEOSO
 Son aquellas variables que alteran las características 
físicas de los gases.
 
 Son: 
P
V
T
Tanque de
hospital
 P = presión 
 T = temperatura
 V = volumen
IV. GAS IDEAL
• Es un gas hipotético que cumple con las leyes de 
Boyle, Charles y Gay-Lussac.
• Las características para gas ideal son:
– Baja presión.
– Elevada (alta) temperatura.
– Elevada energía cinética entre sus moléculas.
– Las fuerzas intermoleculares de repulsión y 
atracción son nulas.
– El volumen de cada una de sus moléculas es igual 
a cero.
estado gaseoso - mezcla de gases
22 san marcos rEGULar 2014 – IIqUímIcaTEma 7
V. ECUACIÓN UNIVERSAL DE LOS GASES 
IDEALES
 Se denomina también ecuación de estado de los gases 
ideales, porque nos permite establecer una relación de 
parámetros (variables) de estado.
 
P
V
T
n
 
Nemotécnia
P a V o R a= T on
P.V R.T.n⇒ =
 
 Donde:
 P = presión absoluta (atm, mmHg, Torr, KPa)
 V = volumen (litros)
 T = temperatura absoluta (°K)
 n = número de moles del gas
R = constante universal de los gases ideales o constante 
de Regnault.
 Valores de R
 R = 0,082 
mmHg.Latm.L kPa.L62, 4 8,3
mol.K mol.K mol.K
= =
 Equivalencias
 
{ 31 atm 760 mmHg 760 TorrP 1 KPa 1000 Pa 10 Pa= == =
 
3 3
3
1 L 1000 ml 1000 cm ldmV
1 m 1000 L
 = = =
 =
 
{ K C 273T R F 460° = ° +° = ° +
 
{1kg 1000gmasa 1libra 1 lb 453,6g= = =
VI. FÓRMULA PARA CALCULAR EL PESO 
MOLECULAR (M) DE UN GAS
 De: P.V. R.T.n= ... (1)
 Además: mn
M
= ... (2)
 (2) en (1): m RTmP.V. R.T. M
P.V.M
 = ⇒ = 
 
VII. FÓRMULA PARA CALCULAR LA DEN-
SIDAD (D) DE UN GAS
 De: P.V. R.T.n= ... (1)
 Además: 
mn
M
= ... (2)
 (2) en (1): ( )

D
m mP.V. R.T. P .M R.T
VM
 = ⇒ = 
 
 
P.MD
R.T
=
Nota:
• Un gas ideal es un modelo hipotético cuyas 
 características se basan en la Teoría Cinética 
 Molecular (T.C.M).
• Al aumentar la temperatura y disminuir la presión 
 de un gas, su densidad aumenta.
• Temperatura absoluta son los grados Kelvin y para 
 hallarlo se calcula usando la fórmula: 
• Un gas ideal es un modelo hipotético cuyas 
 características se basan en la Teoría Cinética 
 Molecular (T.C.M).
• Al aumentar la temperatura y disminuir la presión 
 de un gas, su densidad aumenta.
• Temperatura absoluta son los grados Kelvin y 
 Ranking
VIII.GAS A CONDICIONES NORMALES 
(C.N.)
 Un gas se encuentra a condiciones normales cuando 
cumpla lo siguiente:
 P = 1 atm = 760 mmHg = 101,3 KPa
 T = 0°C = 273°K
V L22, 4
n mol
=
Nota:
Para usar la constante "R" debes tener cuidado en 
identificar los datos de presión:
Si "P" esta en atmósfera R = 0,082
Si "P" esta en mmHg R = 62,4
IX. ECUACIÓN GENERAL DE LOS GASES 
IDEALES (LEy DE CLAUSIUS)
• Las condiciones de un gas (P, V, T) en un momento 
dado pueden cambiar, debido a que no son estáticos.
• La ecuación general relaciona los cambios que sufre 
una misma masa del gas (proceso isomásico), por 
tanto se cumplirá
 
estado gaseoso - mezcla de gases
33san marcos rEGULar 2014 – II qUímIca TEma 7
 
1 1 2 2
1 2
P .V P .V
....... constante
T T
= = =
 Nemotécnia: 
P a V i T o
 Como: 
1
1 1
vm 1D
V m D
= ⇒ = y 2
2 2
V 1
m D
= 
 Reemplazando en la ecuación general:
1 2
1 1 2 2
P P
..... constante
D .T D .T
= = =
X. PROCESOS GASEOSOS RESTRINGIDOS
 Son los cambios que experimenta un gas, manteniendo 
constante la masa y cualquiera de las variables de estado 
(P, V ó T).
A. Ley de Boyle-Mariotte (Proceso isotérmico, 
"T" constante)
"Si la temperatura (T) es constante, el volumen 
(V) de una misma masa gaseosa es inversamente 
proporcional a su presión absoluta (P)".
De: 1 1
1
P V
T
2 2
2
P V
T
= 1 1 2 2P .V P .V⇒ = 
Temperatura
constanteT = 
 
B. Ley de Charles (Proceso isobárico, "P" cons-
tante)
"Si la presión (P) es constante, el volumen (V) de una 
misma masa gaseosa es directamente proporcional a 
su temperatura absoluta (T)".
De: 
P 11
1
V P
T
= Presión22 1 2 constante
2 1 2
V V V
P
T T T
⇒ = = 
 
C. Ley de Gay-Lussac (Proceso Isocórico Isomé-
trico, "V" constante)
"Si el volumen (V) es constante, la presión absoluta 
(P) de una misma masa gaseosa es directamente 
proporcional a su temperatura absoluta (T)".
De: 
P 11
1
V P
T
= Presión22 1 2 constante
2 1 2
V V V
P
T T T
⇒ = =
 
Nota:
Recordar para los procesos gaseosos:
− =
=
−