Estructura Atómica

El átomo es la unidad fundamental de la materia, conservando las propiedades de un elemento químico. Está compuesto por un núcleo central denso, que contiene protones (partículas con carga positiva) y neutrones (partículas sin carga), y una región extranuclear donde se encuentran los electrones (partículas con carga negativa) moviéndose en orbitales. La masa del átomo se concentra principalmente en el núcleo.

El número atómico (Z) define a un elemento y corresponde al número de protones en su núcleo. El número másico (A) es la suma de protones y neutrones. Los isótopos son átomos del mismo elemento (igual Z) pero con diferente número de neutrones (diferente A).

El comportamiento de los electrones se describe mediante modelos atómicos. El modelo de Bohr introdujo niveles de energía cuantizados, pero el modelo mecánico-cuántico actual describe a los electrones en términos de orbitales, regiones de probabilidad donde es más factible encontrarlos, definidos por números cuánticos (principal, azimutal, magnético y de espín). La configuración electrónica, la distribución de electrones en estos orbitales, determina las propiedades químicas del átomo, especialmente a través de los electrones de valencia, que participan en los enlaces químicos.

Preguntas Estructura Atómica

Cuestionario sobre Estructura Atómica

1. Considere las siguientes especies isoelectrónicas: S^2-, Cl^-, Ar, K⁺, Ca²⁺. ¿Cuál de ellas presentará el menor radio iónico/atómico y por qué?

A) S^2-, porque tiene la menor carga nuclear efectiva para el mismo número de electrones. B) Ca²⁺, porque posee la mayor carga nuclear (mayor número de protones) atrayendo el mismo número de electrones con más fuerza. C) Ar, porque es un gas noble y por ende tiene un radio atómico inherentemente pequeño. D) Todas tendrán el mismo radio, ya que son isoelectrónicas.

Explicación de la respuesta correcta (B): Las especies isoelectrónicas tienen el mismo número de electrones. El radio disminuye a medida que aumenta la carga nuclear (número de protones). Ca²⁺ (Z=20) tiene la mayor cantidad de protones entre las especies listadas, por lo que su núcleo ejerce la atracción más fuerte sobre la nube electrónica compartida, resultando en el menor radio. S^2- (Z=16) tendrá el mayor radio.

2. Un átomo de un elemento X tiene un número másico de 35 y posee 18 neutrones en su núcleo. Si este átomo forma un ion X^-, ¿cuál será el número de protones y electrones en este ion?

A) Protones: 18, Electrones: 17 B) Protones: 17, Electrones: 17 C) Protones: 18, Electrones: 18 D) Protones: 17, Electrones: 18

Explicación de la respuesta correcta (D): Número másico (A) = Protones (Z) + Neutrones (N). 35 = Z + 18 => Z = 35 - 18 = 17 protones. El número de protones define al elemento y no cambia al formar un ion. El átomo neutro tendría 17 electrones. Al formar un ion X^-, gana 1 electrón. Por lo tanto, el ion X^- tiene 17 protones y 17 + 1 = 18 electrones.

3. ¿Cuál de las siguientes series de números cuánticos (n, l, m_l, m_s) NO es permitida para un electrón en un átomo?

A) (3, 2, -2, +1/2) B) (2, 1, 0, -1/2) C) (1, 0, 0, +1/2) D) (2, 2, 1, +1/2)

Explicación de la respuesta correcta (D): Las reglas para los números cuánticos son: n (principal): entero positivo (1, 2, 3...). l (azimutal): entero desde 0 hasta n-1. m_l (magnético): entero desde -l hasta +l, incluyendo 0. m_s (espín): +1/2 o -1/2. En la opción (D), n=2. Por lo tanto, l solo puede ser 0 o 1. Un valor de l=2 no es permitido para n=2. (A) es un orbital 3d. (B) es un orbital 2p. (C) es un orbital 1s. Todas son permitidas.

4. El Principio de Exclusión de Pauli establece que:

A) Los electrones llenan primero los orbitales de menor energía. B) En orbitales degenerados, los electrones se distribuyen ocupando el mayor número de orbitales posibles con espines paralelos. C) No pueden existir dos electrones en un mismo átomo con los cuatro números cuánticos idénticos. D) Es imposible conocer simultáneamente la posición exacta y el momento exacto de un electrón.

Explicación de la respuesta correcta (C): El Principio de Exclusión de Pauli es fundamental para entender la configuración electrónica. Implica que cada orbital puede contener como máximo dos electrones, y estos deben tener espines opuestos (m_s = +1/2 y m_s = -1/2). (A) describe el Principio de Aufbau. (B) describe la Regla de Hund. (D) describe el Principio de Incertidumbre de Heisenberg.

5. La primera energía de ionización del sodio (Na, Z=11) es significativamente menor que la del neón (Ne, Z=10), pero la segunda energía de ionización del sodio es drásticamente mayor que la primera. ¿Cuál es la explicación principal para esta gran diferencia en la segunda energía de ionización del sodio?

A) El segundo electrón que se extrae del sodio proviene de una capa interna completa (similar a la configuración del neón), que está mucho más fuertemente unida al núcleo. B) Al perder el primer electrón, el sodio se vuelve más pequeño, lo que dificulta la extracción de cualquier electrón adicional. C) El neón es un gas noble y, por lo tanto, todos sus electrones son muy difíciles de extraer. D) La extracción del segundo electrón del sodio implica romper un par de electrones apareados, lo cual requiere mucha energía.

Explicación de la respuesta correcta (A): El sodio (Na) tiene configuración 1s²2s²2p⁶3s¹. Su primera energía de ionización implica quitar el electrón 3s¹, relativamente fácil. El ion Na⁺ resultante tiene configuración 1s²2s²2p⁶, que es la configuración estable del neón. Para extraer un segundo electrón, se debe quitar uno de la capa 2p⁶, que es una capa interna completa, mucho más cercana al núcleo y con menor apantallamiento, lo que requiere una cantidad de energía drásticamente mayor.

6. Si un electrón en un átomo de hidrógeno transita del nivel de energía n=4 al nivel n=2, ¿qué sucede con la energía del átomo y qué se observa experimentalmente?

A) El átomo absorbe energía y se observa la emisión de un fotón. B) El átomo emite energía y se observa la absorción de un fotón. C) El átomo absorbe energía y se observa la absorción de un fotón. D) El átomo emite energía en forma de un fotón de una longitud de onda específica, correspondiente a la diferencia de energía entre los niveles.

Explicación de la respuesta correcta (D): Cuando un electrón transita de un nivel de energía superior (n=4) a uno inferior (n=2), el átomo pierde energía. Esta energía se libera en forma de un fotón, cuya energía (y por lo tanto, su longitud de onda y frecuencia) es exactamente igual a la diferencia de energía entre los dos niveles. Esto da lugar a las líneas espectrales características de los elementos.

7. El boro natural consta de dos isótopos: ¹⁰B (masa isotópica = 10.0129 uma, abundancia = 19.9%) y ¹¹B (masa isotópica = 11.0093 uma, abundancia = 80.1%). ¿Cuál es la masa atómica promedio del boro?

A) 10.5000 uma B) 10.8110 uma C) 11.0093 uma D) 10.0129 uma

Explicación de la respuesta correcta (B): La masa atómica promedio se calcula como la suma ponderada de las masas de sus isótopos: Masa promedio = (masa_isótopo1 * abundancia_isótopo1) + (masa_isótopo2 * abundancia_isótopo2) Masa promedio = (10.0129 uma * 0.199) + (11.0093 uma * 0.801) Masa promedio = 1.9925671 uma + 8.8184493 uma Masa promedio = 10.8110164 uma ≈ 10.8110 uma.

8. Las especies ³⁹K, ⁴⁰Ca y ⁴⁰Ar se relacionan como:

A) Isótopos, porque tienen diferente número de protones. B) Isótonos, porque tienen el mismo número de neutrones. C) ⁴⁰Ca y ⁴⁰Ar son isóbaros. ³⁹K no es isóbaro con ellos. D) Todas son isoelectrónicas debido a su proximidad en la tabla periódica.

Explicación de la respuesta correcta (C): Isóbaros: átomos con el mismo número másico (A) pero diferente número atómico (Z). ³⁹K: A=39, Z=19 ⁴⁰Ca: A=40, Z=20 ⁴⁰Ar: A=40, Z=18 ⁴⁰Ca y ⁴⁰Ar tienen el mismo número másico (40) pero diferente número atómico, por lo tanto, son isóbaros. ³⁹K tiene un número másico diferente. No son isótopos (diferente Z). Para ser isótonos, deberían tener el mismo número de neutrones (K: 20n; Ca: 20n; Ar: 22n), por lo que K y Ca son isótonos, pero no los tres entre sí. No son isoelectrónicos en estado neutro.

9. ¿Cuál es la configuración electrónica del ion Fe³⁺ (Z del Fe = 26)?

A) [Ar] 3d⁵ B) [Ar] 4s² 3d³ C) [Ar] 3d⁶ D) [Ar] 4s¹ 3d⁴

Explicación de la respuesta correcta (A): La configuración electrónica del Fe neutro (Z=26) es [Ar] 4s² 3d⁶. Para formar el ion Fe³⁺, el átomo de hierro pierde 3 electrones. Los electrones se pierden primero del orbital de mayor nivel de energía principal (n más alto). En este caso, los dos electrones 4s se pierden primero, y luego se pierde un electrón del orbital 3d. Pierde 2e^- de 4s: [Ar] 3d⁶ Pierde 1e^- más de 3d: [Ar] 3d⁵.

10. El modelo atómico de Rutherford, basado en el experimento de la lámina de oro, fue revolucionario porque propuso que:

A) Los electrones se mueven en órbitas cuantizadas alrededor del núcleo. B) El átomo es una esfera de carga positiva con electrones incrustados (modelo del "pudín de pasas"). C) Los átomos de un mismo elemento son idénticos y los de diferentes elementos son distintos. D) La mayor parte de la masa y toda la carga positiva del átomo están concentradas en un núcleo muy pequeño y denso, y el átomo es mayormente espacio vacío.

Explicación de la respuesta correcta (D): El experimento de Rutherford mostró que la mayoría de las partículas alfa atravesaban la lámina de oro sin desviarse, algunas se desviaban ligeramente y muy pocas rebotaban. Esto llevó a la conclusión de que el átomo no era una masa uniforme, sino que consistía en un núcleo diminuto, denso y cargado positivamente, donde se concentraba casi toda la masa, rodeado por electrones en un gran espacio vacío. (A) es del modelo de Bohr. (B) es el modelo de Thomson. (C) es parte de la teoría atómica de Dalton.

Tabla Periódica

La tabla periódica de los elementos es una disposición organizada de los elementos químicos en orden creciente de su número atómico (Z). Su estructura refleja la ley periódica, que establece que las propiedades físicas y químicas de los elementos tienden a repetirse de manera sistemática a medida que aumenta Z. Los elementos se organizan en filas horizontales llamadas periodos y columnas verticales llamadas grupos o familias.

Los periodos corresponden al nivel de energía principal más externo ocupado por electrones. Los grupos contienen elementos con configuraciones electrónicas de valencia similares, lo que resulta en propiedades químicas parecidas. Por ejemplo, los elementos del Grupo 1 (metales alcalinos) son altamente reactivos y tienden a formar iones +1, mientras que los del Grupo 17 (halógenos) son no metales muy reactivos que forman iones -1.

La tabla periódica permite predecir tendencias en propiedades como el radio atómico (aumenta hacia abajo y hacia la izquierda), la energía de ionización (aumenta hacia arriba y hacia la derecha), la afinidad electrónica y la electronegatividad. También clasifica los elementos en metales, no metales y metaloides, cada uno con características distintivas. Es una herramienta fundamental en química para comprender la reactividad y el comportamiento de los elementos.

Preguntas Tabla Periódica

Cuestionario sobre la Tabla Periódica

1. ¿Cuál de los siguientes elementos presenta la mayor energía de ionización?

A) Cesio (Cs) B) Flúor (F) C) Bario (Ba) D) Oxígeno (O)

Explicación de la respuesta correcta (B): La energía de ionización generalmente aumenta hacia arriba y hacia la derecha en la tabla periódica. El flúor (F) se encuentra en la esquina superior derecha (excluyendo los gases nobles que tienen las más altas, pero F es el más alto entre los reactivos). El cesio (Cs) y el bario (Ba) están en la parte inferior izquierda y tienen bajas energías de ionización. El oxígeno (O) tiene una energía de ionización alta, pero menor que la del flúor.

2. Un elemento X se encuentra en el periodo 4 y grupo 16 (VIA) de la tabla periódica. ¿Cuál es su configuración electrónica de valencia más probable?

A) 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ B) 4s² 4p⁴ C) 3s² 3p⁴ D) 4s² 3d⁴

Explicación de la respuesta correcta (B): El periodo 4 indica que el nivel de energía principal más externo es n=4. El grupo 16 (VIA) corresponde a los calcógenos, que tienen 6 electrones de valencia con la configuración ns²np⁴. Por lo tanto, para el periodo 4, la configuración de valencia es 4s²4p⁴. El elemento es el Selenio (Se). La opción A es un gas noble (Kriptón). La C es del periodo 3. La D no corresponde al grupo 16.

3. ¿Cuál de las siguientes afirmaciones describe correctamente la tendencia del radio atómico en la tabla periódica?

A) Aumenta de izquierda a derecha en un periodo y disminuye de arriba hacia abajo en un grupo. B) Disminuye de izquierda a derecha en un periodo y aumenta de arriba hacia abajo en un grupo. C) Aumenta de izquierda a derecha en un periodo y aumenta de arriba hacia abajo en un grupo. D) Disminuye de izquierda a derecha en un periodo y disminuye de arriba hacia abajo en un grupo.

Explicación de la respuesta correcta (B): En un periodo (de izquierda a derecha), el radio atómico disminuye debido al aumento de la carga nuclear efectiva, que atrae más fuertemente a los electrones de la misma capa. En un grupo (de arriba hacia abajo), el radio atómico aumenta porque se añaden nuevas capas electrónicas, lo que incrementa la distancia de los electrones de valencia al núcleo.

4. Los elementos del grupo 17 de la tabla periódica se conocen como halógenos. ¿Cuál de las siguientes propiedades es característica de este grupo?

A) Son metales altamente conductores de la electricidad. B) Tienen bajas energías de ionización y tienden a formar cationes +1. C) Son gases nobles muy poco reactivos. D) Son no metales muy reactivos con alta electronegatividad y tendencia a formar aniones -1 (haluros).

Explicación de la respuesta correcta (D): Los halógenos (F, Cl, Br, I, At) son no metales que tienen 7 electrones de valencia (ns²np⁵). Les falta un electrón para completar su octeto, por lo que son muy reactivos, tienen alta afinidad electrónica y alta electronegatividad, y tienden a ganar un electrón para formar iones con carga -1 (X^-).

5. ¿Cuál es la principal razón por la que los elementos de un mismo grupo (familia) en la tabla periódica tienden a tener propiedades químicas similares?

A) Tienen el mismo número de protones en su núcleo. B) Pertenecen al mismo periodo y, por lo tanto, tienen el mismo número de capas electrónicas. C) Poseen el mismo número de electrones de valencia y una configuración electrónica de valencia similar. D) Tienen masas atómicas muy parecidas.

Explicación de la respuesta correcta (C): Las propiedades químicas de un elemento están determinadas en gran medida por sus electrones de valencia, que son los que participan en los enlaces químicos. Los elementos de un mismo grupo tienen el mismo número de electrones en su capa más externa (electrones de valencia) y una distribución similar de estos electrones en los orbitales s y p de valencia, lo que les confiere una reactividad y un comportamiento químico similar.

6. El elemento con número atómico Z=35 es el Bromo (Br). ¿A qué grupo y periodo de la tabla periódica pertenece?

A) Periodo 3, Grupo 17 (Halógenos) B) Periodo 4, Grupo 7 (Manganeso y familia) C) Periodo 4, Grupo 17 (Halógenos) D) Periodo 5, Grupo 1 (Metales Alcalinos)

Explicación de la respuesta correcta (C): La configuración electrónica del Bromo (Z=35) es [Ar] 4s² 3d¹⁰ 4p⁵. El nivel de energía principal más alto ocupado es n=4, por lo tanto, pertenece al periodo 4. Tiene 2 (en 4s) + 5 (en 4p) = 7 electrones de valencia. Los elementos con 7 electrones de valencia pertenecen al Grupo 17 (Halógenos).

7. De los siguientes pares de elementos, ¿cuál presenta la mayor diferencia en electronegatividad?

A) Sodio (Na) y Cloro (Cl) B) Carbono (C) y Oxígeno (O) C) Nitrógeno (N) y Fósforo (P) D) Potasio (K) y Bromo (Br)

Explicación de la respuesta correcta (A): La electronegatividad aumenta hacia arriba y hacia la derecha. Se busca un par donde un elemento sea muy poco electronegativo (metal alcalino o alcalinotérreo, abajo a la izquierda) y el otro muy electronegativo (halógeno o calcógeno, arriba a la derecha). Na (electronegatividad ~0.93) y Cl (~3.16). Diferencia ≈ 2.23. C (~2.55) y O (~3.44). Diferencia ≈ 0.89. N (~3.04) y P (~2.19). Diferencia ≈ 0.85. K (~0.82) y Br (~2.96). Diferencia ≈ 2.14. La mayor diferencia se da entre Sodio y Cloro.

8. ¿Cuál de las siguientes especies químicas es más probable que tenga el radio iónico más grande?

A) Mg²⁺ B) Na⁺ C) F^- D) O^2-

Explicación de la respuesta correcta (D): Todas estas especies son isoelectrónicas con el Neón (10 electrones). Para especies isoelectrónicas, el radio disminuye a medida que aumenta la carga nuclear (número de protones) porque los electrones son atraídos más fuertemente. Mg²⁺ (Z=12), Na⁺ (Z=11), F^- (Z=9), O^2- (Z=8). O^2- tiene la menor carga nuclear para el mismo número de electrones, por lo tanto, la atracción es menor y el radio iónico es el más grande. Mg²⁺ tendrá el radio más pequeño.

9. Los elementos de transición (bloque d) se caracterizan principalmente por:

A) Ser gases a temperatura ambiente y formar compuestos iónicos exclusivamente. B) Tener electrones de valencia únicamente en orbitales s. C) Ser metales con múltiples estados de oxidación, formar compuestos coloreados y a menudo ser catalizadores. D) Tener sus orbitales p de valencia completamente llenos.

Explicación de la respuesta correcta (C): Los metales de transición (bloque d) se caracterizan por tener electrones en los orbitales d, que pueden participar en el enlace. Esto les confiere la capacidad de tener varios estados de oxidación (ej. Fe²⁺, Fe³⁺). Muchos de sus compuestos son coloreados debido a transiciones electrónicas d-d. También son conocidos por su actividad catalítica. Son metales, no gases (A). Sus electrones de valencia involucran orbitales d y a menudo s (B). Sus orbitales p de valencia generalmente no están implicados directamente de la misma manera (D).

10. La afinidad electrónica se define como el cambio de energía que ocurre cuando un átomo en estado gaseoso acepta un electrón. ¿Cuál es la tendencia general de la afinidad electrónica (considerando su valor absoluto o la energía liberada) en la tabla periódica?

A) Disminuye de izquierda a derecha en un periodo y aumenta de arriba hacia abajo en un grupo. B) Aumenta de izquierda a derecha en un periodo y disminuye de arriba hacia abajo en un grupo (con algunas excepciones). C) Permanece constante a lo largo de un periodo, pero varía significativamente en un grupo. D) Aumenta de izquierda a derecha en un periodo y aumenta de arriba hacia abajo en un grupo.

Explicación de la respuesta correcta (B): Generalmente, la afinidad electrónica (la energía liberada al ganar un electrón, por lo que valores más negativos o más positivos en valor absoluto indican mayor afinidad) aumenta al moverse de izquierda a derecha en un periodo, ya que la carga nuclear efectiva aumenta y hay más "deseo" de completar subniveles. Disminuye al bajar en un grupo porque el electrón entrante se añade a una capa más alejada del núcleo y con mayor apantallamiento. Hay excepciones notables (ej. los gases nobles tienen afinidades electrónicas positivas o cercanas a cero; los elementos del grupo 2 y 15 tienen afinidades bajas).

Enlaces químicos

Los enlaces químicos son las fuerzas de atracción que mantienen unidos a los átomos, iones o moléculas para formar compuestos químicos y materia estable. Se forman cuando los átomos interactúan para alcanzar una configuración electrónica más estable, generalmente completando su capa de valencia (regla del octeto). Existen tres tipos principales de enlaces primarios: iónico, covalente y metálico.

El enlace iónico resulta de la transferencia completa de uno o más electrones de un átomo (generalmente un metal) a otro (generalmente un no metal), formando iones con cargas opuestas (cationes y aniones) que se atraen electrostáticamente. El enlace covalente implica la compartición de pares de electrones entre dos átomos, típicamente no metales. Si los electrones se comparten de manera desigual debido a diferencias de electronegatividad, el enlace es covalente polar; si se comparten equitativamente, es covalente apolar.

El enlace metálico se encuentra en los metales y se caracteriza por una "nube" o "mar" de electrones de valencia deslocalizados que se mueven libremente entre una red de cationes metálicos, confiriendo propiedades como la conductividad eléctrica y térmica. Además, existen fuerzas intermoleculares más débiles (puentes de hidrógeno, fuerzas de Van der Waals) que influyen en las propiedades físicas de las sustancias.

Preguntas Enlaces Químicos

Cuestionario sobre Enlaces Químicos

1. ¿Cuál de las siguientes moléculas presenta un enlace predominantemente iónico?

A) CH₄ (Metano) B) NaCl (Cloruro de sodio) C) O₂ (Oxígeno molecular) D) H₂O (Agua)

Explicación de la respuesta correcta (B): El enlace iónico se forma típicamente entre un metal (Na, sodio) y un no metal (Cl, cloro) con una gran diferencia de electronegatividad. El sodio transfiere un electrón al cloro, formando Na⁺ y Cl^-, que se atraen electrostáticamente. CH₄ y H₂O tienen enlaces covalentes polares, y O₂ tiene un enlace covalente apolar.

2. En la molécula de N₂ (nitrógeno molecular), los dos átomos de nitrógeno están unidos por un enlace triple. ¿Cuántos pares de electrones se comparten en total en este enlace?

A) Un par de electrones. B) Tres pares de electrones. C) Dos pares de electrones. D) Seis pares de electrones.

Explicación de la respuesta correcta (B): Un enlace triple covalente implica la compartición de tres pares de electrones (un total de 6 electrones) entre los dos átomos unidos. Cada átomo de nitrógeno aporta tres electrones para formar estos tres pares compartidos, permitiendo que ambos alcancen la configuración de octeto.

3. La electronegatividad es una medida de la tendencia de un átomo a atraer electrones en un enlace químico. Si la diferencia de electronegatividad entre dos átomos enlazados es muy pequeña (cercana a cero), el enlace formado será predominantemente:

A) Iónico. B) Covalente polar. C) Covalente apolar (o no polar). D) Metálico.

Explicación de la respuesta correcta (C): Cuando la diferencia de electronegatividad es muy pequeña (típicamente < 0.4), los electrones compartidos en el enlace covalente son atraídos con fuerza similar por ambos núcleos, resultando en una distribución de carga casi simétrica y un enlace apolar. Si la diferencia es mayor, el enlace es polar, y si es muy grande (> 1.7-2.0), tiende a ser iónico.

4. ¿Cuál de las siguientes propiedades NO es característica de los compuestos iónicos?

A) Son sólidos cristalinos a temperatura ambiente. B) Conducen la electricidad en estado sólido. C) Tienen altos puntos de fusión y ebullición. D) Son generalmente solubles en solventes polares como el agua.

Explicación de la respuesta correcta (B): Los compuestos iónicos están formados por una red de iones fijos en posiciones específicas. En estado sólido, estos iones no pueden moverse libremente, por lo que no conducen la electricidad. Sin embargo, sí conducen la electricidad cuando están fundidos (líquidos) o disueltos en agua, ya que los iones se vuelven móviles. Las opciones A, C y D son propiedades características de los compuestos iónicos.

5. La molécula de agua (H₂O) es polar debido a:

A) La diferencia de electronegatividad entre el oxígeno y el hidrógeno, y su geometría molecular angular (doblada). B) La geometría molecular lineal y la igual electronegatividad del hidrógeno y el oxígeno. C) La presencia de enlaces iónicos entre el hidrógeno y el oxígeno. D) La capacidad del oxígeno para formar puentes de hidrógeno con otras moléculas de agua.

Explicación de la respuesta correcta (A): El oxígeno es significativamente más electronegativo que el hidrógeno, lo que hace que los enlaces O-H sean polares (con una carga parcial negativa en el O y positiva en los H). Además, la molécula de agua tiene una geometría angular debido a los dos pares de electrones no enlazantes en el oxígeno. Esta asimetría en la distribución de la carga y la forma de la molécula resulta en un momento dipolar neto, haciendo que la molécula sea polar. (D) es una consecuencia de la polaridad, no su causa.

6. El grafito y el diamante son alótropos del carbono con propiedades muy diferentes. El grafito es blando y conduce la electricidad, mientras que el diamante es extremadamente duro y aislante. Estas diferencias se deben principalmente a:

A) La presencia de diferentes isótopos de carbono en cada estructura. B) Que el grafito contiene enlaces iónicos y el diamante solo covalentes. C) La mayor electronegatividad del carbono en el diamante comparado con el grafito. D) La diferente estructura cristalina y el tipo de enlaces covalentes entre los átomos de carbono.

Explicación de la respuesta correcta (D): En el diamante, cada átomo de carbono está unido tetraédricamente a otros cuatro átomos de carbono mediante enlaces covalentes fuertes, formando una red tridimensional rígida. En el grafito, los átomos de carbono están dispuestos en capas planas hexagonales; dentro de cada capa los enlaces son covalentes fuertes, pero entre las capas las uniones son débiles (fuerzas de Van der Waals), y hay electrones deslocalizados que permiten la conductividad. Ambos tienen enlaces covalentes, no iónicos.

7. Los puentes de hidrógeno son un tipo especial de interacción intermolecular dipolo-dipolo que ocurre cuando el hidrógeno está unido a átomos muy electronegativos como N, O o F. ¿Cuál de las siguientes sustancias NO puede formar puentes de hidrógeno significativos consigo misma?

A) CH₄ (Metano) B) NH₃ (Amoniaco) C) H₂O (Agua) D) HF (Fluoruro de hidrógeno)

Explicación de la respuesta correcta (A): Para formar puentes de hidrógeno, el hidrógeno debe estar enlazado covalentemente a un átomo pequeño y muy electronegativo (N, O, o F). En el metano (CH₄), el hidrógeno está unido al carbono. El carbono no es lo suficientemente electronegativo, y la diferencia de electronegatividad entre C y H es pequeña, por lo que los enlaces C-H son solo ligeramente polares y no permiten la formación de puentes de hidrógeno significativos entre moléculas de metano. H₂O, NH₃ y HF sí forman puentes de hidrógeno.

8. ¿Qué tipo de enlace químico es el principal responsable de mantener unidos a los átomos en una muestra de cobre metálico?

A) Enlace iónico. B) Enlace covalente apolar. C) Puentes de hidrógeno. D) Enlace metálico.

Explicación de la respuesta correcta (D): El enlace metálico es característico de los metales. Consiste en una red de cationes metálicos inmersos en un "mar" de electrones de valencia deslocalizados que se comparten entre todos los átomos. Esta estructura explica propiedades como la alta conductividad eléctrica y térmica de los metales.

9. Al comparar la longitud del enlace C-C (simple), C=C (doble) y C≡C (triple), ¿cuál es la tendencia general?

A) El enlace simple es el más largo, seguido por el doble, y el triple es el más corto. B) El enlace triple es el más largo y el simple el más corto. C) Todos tienen la misma longitud, pero diferente energía de enlace. D) El enlace doble es el más corto, y los enlaces simple y triple tienen longitudes similares.

Explicación de la respuesta correcta (A): A medida que aumenta el orden de enlace (número de pares de electrones compartidos), la atracción entre los núcleos aumenta y la longitud del enlace disminuye. Por lo tanto, un enlace triple es más corto y más fuerte que un enlace doble, que a su vez es más corto y más fuerte que un enlace simple entre los mismos dos átomos.

10. Una molécula diatómica como el Cl₂ (cloro molecular) tiene un enlace covalente. ¿Qué tipo de orbitales moleculares se forman y cómo se distribuyen los electrones de enlace según la teoría de orbitales moleculares (TOM)?

A) Los electrones de valencia se transfieren completamente de un átomo de cloro al otro. B) Los orbitales atómicos originales no se modifican, y los electrones simplemente se comparten en el espacio entre los núcleos. C) Se forman únicamente orbitales moleculares de antienlace, y los electrones ocupan estos orbitales. D) Se forman orbitales moleculares de enlace (sigma y pi) que son ocupados por los electrones, resultando en una energía menor que la de los orbitales atómicos originales.

Explicación de la respuesta correcta (D): Según la Teoría de Orbitales Moleculares (TOM), cuando los orbitales atómicos se combinan, forman un número igual de orbitales moleculares: orbitales de enlace (de menor energía, que estabilizan la molécula) y orbitales de antienlace (de mayor energía, que desestabilizan). En Cl₂, los electrones de valencia llenan los orbitales moleculares de enlace (como σ_3p y π_3p) y los de antienlace correspondientes, de acuerdo con el principio de Aufbau y la regla de Hund. La ocupación neta de orbitales de enlace da como resultado un enlace estable.

Reacciones Químicas

Una reacción química es un proceso en el cual las sustancias (reactivos) se transforman en otras sustancias diferentes (productos) mediante la ruptura y formación de enlaces químicos. Este proceso implica una reorganización de los átomos y un cambio en la energía del sistema. Las reacciones se representan mediante ecuaciones químicas, que deben estar balanceadas para cumplir con la ley de conservación de la masa.

Existen diversos tipos de reacciones, como las de síntesis (A + B → AB), descomposición (AB → A + B), desplazamiento simple (A + BC → AC + B), desplazamiento doble o metátesis (AB + CD → AD + CB), y combustión (reacción con oxígeno que libera calor y luz). Las reacciones redox (óxido-reducción) involucran la transferencia de electrones, donde una especie se oxida (pierde electrones) y otra se reduce (gana electrones).

La velocidad de una reacción química depende de factores como la concentración de los reactivos, la temperatura, la presencia de catalizadores (sustancias que aceleran la reacción sin consumirse) y el área superficial de los reactivos sólidos. El estudio de estos factores y los mecanismos de reacción es el campo de la cinética química. Las reacciones también pueden ser exotérmicas (liberan energía) o endotérmicas (absorben energía).

Preguntas Reacciones Químicas

Cuestionario sobre Reacciones Químicas

1. La reacción 2 H₂O₂(ac) → 2 H₂O(l) + O₂(g) es catalizada por el ion yoduro (I^-). ¿Cuál es el papel principal del catalizador en esta reacción?

A) Consumirse durante la reacción para formar un intermediario estable. B) Disminuir la energía de activación de la reacción, proporcionando una ruta alternativa con menor energía. C) Desplazar el equilibrio de la reacción hacia los productos, aumentando el rendimiento. D) Aumentar la energía de activación de la reacción para que ocurra más rápido.

Explicación de la respuesta correcta (B): Un catalizador acelera una reacción química al disminuir su energía de activación. Lo hace proporcionando un mecanismo de reacción alternativo que tiene una barrera energética más baja, pero no altera la termodinámica de la reacción (no cambia el ΔH ni la posición del equilibrio) y se regenera al final del proceso.

2. En la reacción redox: MnO₄^- + 5 Fe²⁺ + 8 H⁺ → Mn²⁺ + 5 Fe³⁺ + 4 H₂O. ¿Qué especie actúa como agente oxidante y qué especie se oxida?

A) Agente oxidante: MnO₄^-; Se oxida: Fe²⁺ B) Agente oxidante: Fe²⁺; Se oxida: MnO₄^- C) Agente oxidante: H⁺; Se oxida: Fe³⁺ D) Agente oxidante: Mn²⁺; Se oxida: H₂O

Explicación de la respuesta correcta (A): El Mn en MnO₄^- tiene un estado de oxidación de +7 y se reduce a Mn²⁺ (estado de oxidación +2). Al reducirse, causa la oxidación de otra especie, por lo tanto, MnO₄^- es el agente oxidante. El Fe²⁺ tiene un estado de oxidación de +2 y se oxida a Fe³⁺ (estado de oxidación +3). Al oxidarse (perder electrones), reduce a otra especie. Por lo tanto, Fe²⁺ es la especie que se oxida.

3. La combustión completa del etano (C₂H₆) produce dióxido de carbono y agua. Si la ecuación balanceada es: 2 C₂H₆(g) + 7 O₂(g) → 4 CO₂(g) + 6 H₂O(g). ¿Cuántos moles de O₂ se necesitan para la combustión completa de 3 moles de C₂H₆?

A) 7 moles B) 21 moles C) 3.5 moles D) 10.5 moles

Explicación de la respuesta correcta (D): Según la ecuación balanceada, 2 moles de C₂H₆ reaccionan con 7 moles de O₂. La relación molar es C₂H₆ : O₂ = 2 : 7. Para 3 moles de C₂H₆: Moles de O₂ = (3 moles C₂H₆) * (7 moles O₂ / 2 moles C₂H₆) = 21 / 2 = 10.5 moles de O₂.

4. ¿Cuál de los siguientes factores generalmente NO aumenta la velocidad de una reacción química?

A) Aumento de la temperatura. B) Adición de un catalizador adecuado. C) Aumento de la concentración de los productos. D) Aumento del área superficial de un reactivo sólido.

Explicación de la respuesta correcta (C): Aumentar la concentración de los reactivos generalmente aumenta la velocidad de la reacción (más colisiones). Sin embargo, aumentar la concentración de los productos puede, en algunos casos (especialmente si la reacción es reversible), disminuir la velocidad neta de la reacción hacia adelante o incluso favorecer la reacción inversa. (A), (B) y (D) son factores que típicamente aumentan la velocidad de reacción.

5. La reacción: AgNO₃(ac) + NaCl(ac) → AgCl(s) + NaNO₃(ac) es un ejemplo de:

A) Reacción de doble desplazamiento (o precipitación). B) Reacción de descomposición. C) Reacción de desplazamiento simple. D) Reacción de síntesis.

Explicación de la respuesta correcta (A): En esta reacción, los iones de dos compuestos acuosos intercambian parejas: el catión Ag⁺ se une con el anión Cl^- para formar el precipitado AgCl(s), y el catión Na⁺ se une con el anión NO₃^- para formar NaNO₃(ac). Esto es característico de una reacción de doble desplazamiento. Como se forma un sólido insoluble (precipitado), también se puede clasificar como una reacción de precipitación.

6. Una reacción química alcanza el equilibrio químico cuando:

A) La velocidad de la reacción directa es igual a la velocidad de la reacción inversa, y las concentraciones netas de reactivos y productos permanecen constantes. B) Las concentraciones de reactivos y productos son iguales. C) Todos los reactivos se han consumido completamente. D) La reacción deja de ocurrir en ambas direcciones.

Explicación de la respuesta correcta (A): El equilibrio químico es un estado dinámico en el que las reacciones directa e inversa ocurren a la misma velocidad. Esto no significa que las concentraciones sean iguales (B), ni que los reactivos se consuman por completo (C, eso sería una reacción completa). La reacción continúa ocurriendo en ambas direcciones (D es incorrecto), pero no hay cambio neto en las concentraciones.

7. La ley de conservación de la masa, aplicada a las reacciones químicas, implica que:

A) El número total de moles de reactivos es siempre igual al número total de moles de productos. B) La energía total del sistema se conserva, aunque puede transformarse de una forma a otra. C) La masa total de los reactivos consumidos es igual a la masa total de los productos formados. D) El volumen total de los gases reactivos es igual al volumen total de los gases productos, si la reacción ocurre a P y T constantes.

Explicación de la respuesta correcta (C): La ley de conservación de la masa establece que la materia no se crea ni se destruye en una reacción química. Por lo tanto, la masa total al inicio de la reacción (reactivos) debe ser igual a la masa total al final de la reacción (productos). Esto se refleja en el balanceo de ecuaciones químicas, donde el número de átomos de cada elemento es el mismo en ambos lados. (A) no siempre es cierto (los moles pueden cambiar). (B) es la ley de conservación de la energía. (D) se relaciona con la ley de Gay-Lussac para volúmenes de gases, no directamente con la masa.

8. ¿Cuál de las siguientes reacciones representa una reacción de descomposición?

A) 2 Na(s) + Cl₂(g) → 2 NaCl(s) B) CaCO₃(s) → CaO(s) + CO₂(g) C) Zn(s) + 2 HCl(ac) → ZnCl₂(ac) + H₂(g) D) CH₄(g) + 2 O₂(g) → CO₂(g) + 2 H₂O(g)

Explicación de la respuesta correcta (B): Una reacción de descomposición es aquella en la que un solo compuesto se descompone en dos o más sustancias más simples. En la opción B, el carbonato de calcio (CaCO₃) se descompone en óxido de calcio (CaO) y dióxido de carbono (CO₂). (A) es síntesis. (C) es desplazamiento simple. (D) es combustión.

9. Una reacción exotérmica es aquella que:

A) Libera calor al entorno, resultando en un aumento de la temperatura del entorno y una entalpía de reacción (ΔH) negativa. B) Absorbe calor del entorno, resultando en una disminución de la temperatura del sistema. C) Requiere un catalizador para ocurrir y siempre es espontánea. D) Solo ocurre a temperaturas muy altas y produce un cambio de estado en los reactivos.

Explicación de la respuesta correcta (A): Las reacciones exotérmicas liberan energía, generalmente en forma de calor, al entorno. Esto significa que la entalpía de los productos es menor que la de los reactivos, por lo que el cambio de entalpía (ΔH) para la reacción es negativo. Una reacción endotérmica (B) absorbe calor y tiene un ΔH positivo.

10. El concepto de "mol" es fundamental en estequiometría. Un mol de cualquier sustancia contiene un número de entidades elementales (átomos, moléculas, iones) igual a:

A) La masa molar de la sustancia expresada en gramos. B) El volumen molar de un gas ideal en condiciones estándar (22.4 L). C) El número de átomos en 12 gramos de carbono-12. D) El número de Avogadro (aproximadamente 6.022 x 10²³ entidades/mol).

Explicación de la respuesta correcta (D): Por definición, un mol es la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales como átomos hay en 12 gramos de carbono-12 (opción C es la base de la definición). Este número es el Número de Avogadro, N_A ≈ 6.022 x 10²³ mol^-1. (A) es la masa de un mol, no el número de entidades. (B) es el volumen molar de un gas ideal en CNPT.

Soluciones y Concentraciones

Una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias, donde la sustancia presente en mayor proporción se denomina solvente (o disolvente) y la(s) sustancia(s) en menor proporción se llaman soluto(s). El proceso de formación de una solución se llama disolución. Las soluciones pueden existir en diferentes estados de agregación (sólidas, líquidas o gaseosas), siendo las soluciones acuosas (donde el agua es el solvente) de particular importancia en química y biología.

La concentración de una solución expresa la cantidad de soluto presente en una cantidad dada de solvente o de solución. Existen diversas unidades para expresar la concentración, tanto físicas como químicas. Entre las unidades físicas se encuentran el porcentaje en masa (% m/m), porcentaje en volumen (% v/v) y porcentaje masa-volumen (% m/v). Las unidades químicas, más utilizadas en cálculos estequiométricos, incluyen la molaridad (M, moles de soluto por litro de solución), la molalidad (m, moles de soluto por kilogramo de solvente) y la fracción molar (X).

La solubilidad de un soluto en un solvente dado depende de la naturaleza de ambas sustancias ("lo semejante disuelve a lo semejante"), la temperatura (generalmente aumenta para sólidos en líquidos) y la presión (significativa para gases en líquidos). Una solución puede ser insaturada, saturada o sobresaturada.

Preguntas Soluciones y Concentraciones

Cuestionario sobre Soluciones y Concentraciones

1. Se disuelven 20 g de NaCl (masa molar = 58.44 g/mol) en suficiente agua para obtener 250 mL de solución. ¿Cuál es la molaridad (M) de esta solución?

A) 1.369 M B) 0.342 M C) 0.080 M D) 80.0 M

Explicación de la respuesta correcta (A): 1. Calcular moles de NaCl: moles = masa / masa molar = 20 g / 58.44 g/mol = 0.3422 moles. 2. Convertir volumen de solución a litros: 250 mL = 0.250 L. 3. Calcular molaridad: M = moles de soluto / Litros de solución = 0.3422 moles / 0.250 L = 1.3688 M ≈ 1.369 M.

2. ¿Cuál de las siguientes unidades de concentración es independiente de la temperatura?

A) Molaridad (M) B) Molalidad (m) C) Porcentaje masa-volumen (% m/v) D) Normalidad (N)

Explicación de la respuesta correcta (B): La molalidad se define como moles de soluto por kilogramo de solvente. Tanto los moles como los kilogramos son unidades de masa, que no cambian con la temperatura. La molaridad, el % m/v y la normalidad dependen del volumen de la solución, y el volumen de los líquidos cambia con la temperatura (debido a la expansión o contracción térmica).

3. Si se tiene una solución saturada de un soluto sólido en un líquido y se aumenta la temperatura, ¿qué sucederá generalmente con la solubilidad del soluto?

A) La solubilidad disminuirá, y podría precipitar soluto. B) La solubilidad no cambiará, ya que la solución ya está saturada. C) El soluto se descompondrá químicamente debido al aumento de temperatura. D) La solubilidad aumentará, y se podrá disolver más soluto.

Explicación de la respuesta correcta (D): Para la mayoría de los solutos sólidos en solventes líquidos, la solubilidad aumenta con el incremento de la temperatura. Esto se debe a que el proceso de disolución suele ser endotérmico, y un aumento de temperatura favorece los procesos endotérmicos (principio de Le Chatelier, aunque también se relaciona con el aumento de energía cinética). Si la solución estaba saturada, al aumentar la temperatura se volverá insaturada y podrá disolver más soluto.

4. Se mezclan 50 mL de una solución de HCl 0.2 M con 150 mL de agua destilada. ¿Cuál será la molaridad de la solución resultante de HCl? (Asuma volúmenes aditivos).

A) 0.10 M B) 0.20 M C) 0.05 M D) 0.067 M

Explicación de la respuesta correcta (C): 1. Calcular moles de HCl iniciales: Moles = Molaridad * Volumen (L) = 0.2 mol/L * 0.050 L = 0.01 moles de HCl. 2. Calcular volumen final de la solución: V_final = 50 mL + 150 mL = 200 mL = 0.200 L. 3. Calcular nueva molaridad: M_final = Moles de HCl / V_final (L) = 0.01 moles / 0.200 L = 0.05 M. Alternativamente, usando la fórmula de dilución M₁V₁ = M₂V₂: (0.2 M)(50 mL) = M₂(200 mL) => M₂ = (0.2 M * 50 mL) / 200 mL = 0.05 M.

5. El principio "lo semejante disuelve a lo semejante" se refiere a que:

A) Las sustancias con polaridades similares tienden a ser miscibles o solubles entre sí. B) Solo los solutos sólidos se disuelven en solventes sólidos. C) Las soluciones solo se forman si el soluto y el solvente tienen la misma masa molar. D) Los gases solo se disuelven en otros gases.

Explicación de la respuesta correcta (A): Este principio general de solubilidad indica que los solventes polares (como el agua) tienden a disolver solutos polares o iónicos, mientras que los solventes apolares (como el hexano) tienden a disolver solutos apolares. Esto se debe a la naturaleza de las fuerzas intermoleculares. Si las fuerzas entre soluto-soluto y solvente-solvente son similares a las fuerzas soluto-solvente, la disolución es favorable.

6. ¿Cuál de las siguientes expresiones representa correctamente el cálculo del porcentaje en masa (% m/m) de una solución?

A) (Masa de soluto (g) / Volumen de solución (mL)) * 100 B) (Masa de soluto (g) / Masa de solución (g)) * 100 C) (Volumen de soluto (mL) / Volumen de solución (mL)) * 100 D) (Masa de soluto (g) / Masa de solvente (g)) * 100

Explicación de la respuesta correcta (B): El porcentaje en masa (% m/m) se define como la masa del soluto dividida por la masa total de la solución (masa de soluto + masa de solvente), multiplicada por 100. (A) es % m/v. (D) es incorrecto, debe ser masa de solución. (C) es % v/v.

7. Una solución sobresaturada es aquella que:

A) Contiene la máxima cantidad de soluto que puede disolverse a una temperatura dada. B) Es una mezcla heterogénea con partículas de soluto visibles. C) Puede disolver una cantidad adicional de soluto a la misma temperatura. D) Contiene más soluto disuelto del que normalmente podría disolverse a esa temperatura, y es inestable.

Explicación de la respuesta correcta (D): Una solución sobresaturada es un estado metaestable que contiene más soluto disuelto del que correspondería a su solubilidad a una temperatura dada. Estas soluciones son inestables y una pequeña perturbación (como añadir un cristal semilla o agitar) puede provocar la precipitación del exceso de soluto. (A) describe una solución saturada. (C) describe una solución insaturada. (B) describe una suspensión.

8. ¿Cómo afecta el aumento de la presión a la solubilidad de un gas en un líquido?

A) Aumenta la solubilidad del gas (Ley de Henry). B) No tiene un efecto significativo sobre la solubilidad del gas. C) Disminuye la solubilidad del gas. D) El efecto depende de si el gas es polar o apolar.

Explicación de la respuesta correcta (A): Según la Ley de Henry, la solubilidad de un gas en un líquido es directamente proporcional a la presión parcial del gas sobre el líquido. Por lo tanto, al aumentar la presión del gas, más moléculas de gas son forzadas a entrar en la solución, aumentando su solubilidad. Este principio se utiliza en las bebidas carbonatadas.

9. Si se prepara una solución disolviendo 1 mol de glucosa (C₆H₁₂O₆) y 4 moles de agua (H₂O), ¿cuál es la fracción molar del agua en la solución?

A) 0.20 B) 0.80 C) 0.75 D) 0.25

Explicación de la respuesta correcta (B): Moles de soluto (glucosa) = 1 mol. Moles de solvente (agua) = 4 moles. Moles totales en la solución = moles de soluto + moles de solvente = 1 mol + 4 moles = 5 moles. Fracción molar del agua (X_agua) = Moles de agua / Moles totales = 4 moles / 5 moles = 0.80.

10. Una propiedad coligativa de las soluciones, como el descenso del punto de congelación, depende principalmente de:

A) La naturaleza química (identidad) de las partículas de soluto. B) El color y la densidad de la solución formada. C) El número total de partículas de soluto disueltas en el solvente, independientemente de su naturaleza. D) La presión atmosférica sobre la solución.

Explicación de la respuesta correcta (C): Las propiedades coligativas (descenso del punto de congelación, elevación del punto de ebullición, presión osmótica, disminución de la presión de vapor) dependen de la concentración del soluto, específicamente del número de partículas de soluto (iones o moléculas) disueltas por unidad de solvente, y no de la identidad química del soluto (aunque para solutos iónicos, se debe considerar el número de iones que produce al disociarse).