Profundizando en el área de la química (página 15)

C)      
Dimitri Mendeleiv.

D)      
Lothar Meyer.

         20. Un
átomo cuya estructura externa es [Ar] 4s2 3d10 corresponde a un
elemento que se clasifica como

A)        
del grupo del nitrógeno.

B)        
representativo.

C)        
alcalinotérreo.

D)        
de transición.

        21. Los
siguientes elementos,

          se
ubican en los bloques denominados, respectivamente

A)              
representativo, representativo,
representativo.

B)              
representativo, representativo, de
transición.

C)              
de transición, de transición,
representativo.

D)             
lantánidos, de transición,
representativo.

      22. Se presenta la siguiente estructura
electrónica.

¿A cuál grupo de la tabla
periódica pertenece el elemento representado en el recuadro?

A)      
Alcalino.

B)      
Halógenos.

C)      
Alcalinotérreos.

D)      
Grupo del boro.

23.  Para el siguiente proceso:

¿Cómo se denomina la energía representada anteriormente?

A)              
Electroafinidad.

B)              
Electronegatividad.

C)              
Afinidad electrónica.

D)              
Energía de ionización.

   
24. Observe la siguiente información.

Con base en la
información presentada, a medida que aumenta el número atómico la
electronegatividad

         A)    
y el radio atómico aumentan.

 B)     y el radio atómico disminuyen.

 C)     disminuye y el radio atómico aumenta.

 D)     aumenta y el radio atómico disminuye.

      25. En el compuesto: H3PO4
el número de oxidación del fósforo y del hidrógeno son, en orden respectivo,

         26. Observe la siguiente
representación:

¿Cuál es el número de
electrones de valencia que posee el elemento representado?

A)   
15

B)   
 5

C)   
 3

D)   
 2

          27. La
persona que formuló la primera Tabla Periódica, según la ley periódica, donde
deja espacios para elementos no descubiertos, se denominó

A)        
Döbereiner.

B)        
Mendeleiev.

C)        
Newlands.

D)       
Dalton.

          28.
¿Cuál de las siguientes afirmaciones corresponde a los aportes dados por
Newlands a la organización de los elementos de la Tabla Periódica?

A)      Informó que existía cierta relación entre los pesos atómicos de
los elementos químicamente análogos cuando se agrupan en tríadas.

B)      Propuso una ley periódica: “cuando los elementos se estudian en
orden creciente de sus pesos atómicos, la similitud de las propiedades ocurre
periódicamente”.

C)      Clasificó los elementos en ocho grupos que corresponden a
columnas verticales; dichos elementos fueron seleccionados considerando la
composición de sus óxidos comunes.

D)      Señaló que al ordenar los elementos de acuerdo con sus pesos
atómicos, el octavo elemento repite las propiedades del primero.

         29.
Observe la siguiente estructura electrónica:

¿A cuál bloque de la Tabla Periódica
corresponde el elemento a que pertenece dicha configuración?

A)       
Lantánidos.

B)       
Tierras raras.

C)       
De transición.

D)       
Representativos.

30. Analice la información de la siguiente tabla.

¿Cuál es la forma correcta de relacionar la información anterior?

A)      1a,  2c, 
3b  y  4d

B)      1a,  2d, 
3c  y  4b

C)      1c,  2a, 
3d  y  4b

D)       
1c,  2b, 
3a  y  4d

         31. Un
elemento metálico ubicado en el tercer periodo puede pertenecer a cualquiera de
los grupos denominados

A)        
alcalino, de transición o térreo.

B)        
lantánido, actínido o halógeno.

C)      alcalino, alcalinotérreo o
térreo.

D)      alcalinotérreo, de transición
o halógeno.

         32. ¿Cuál de los siguientes
grupos de nombres de elementos se encuentra ordenado en forma decreciente de
acuerdo con sus radios atómicos?

A)   
Azufre, silicio, bromo, cesio.

B)   
Flúor, silicio, aluminio, sodio.

C)   
Cesio, calcio, magnesio, cloro.

D)     Oxígeno, carbono, litio, potasio.

33. Analice el siguiente gráfico.

De acuerdo con el gráfico, y la posición de los elementos representados en la Tabla Periódica,
la energía de ionización en el periodo 3, por lo general aumenta

A)      con el carácter metálico.

B)      cuando aumenta el radio atómico.

C)      cuando disminuye la masa atómica.

D)      cuando aumenta el número atómico.

         34.
Observe las siguientes fórmulas de compuestos químicos.

         35. El
litio y el azufre poseen respectivamente las siguientes cantidades de
electrones de valencia

A)      0 y 5

B)      1 y 4

C)      1 y 6

D)      1 y 8

          36. Observe la siguiente sección de la Tabla periódica.

Los números, en el orden 1, 2 y 3, corresponden respectivamente a

A)        
período,  grupo y 
bloque.

B)        
grupo,  bloque y 
período.

C)        
período,  bloque y 
grupo.

          D)      bloque,  bloque y 
grupo.

          37. Lea las siguientes
proposiciones sobre algunos elementos químicos, identificadas con números

1-       El potasio es un elemento
halógeno.

2-       El calcio es un elemento
alcalinotérreo.

3-       El europio ( Eu ) es un
elemento lantánido.

4-       El californio ( Cf ) es un
elemento actínido.

          Las proposiciones
correctas se identifican con los números

A)      1, 2 y 4

B)      2, 3 y 4

C)      Sólo 2 y 3

D)      
 Sólo 2 y 4

              
38. Observe las siguientes configuraciones electrónicas de elementos
químicos.

¿En cuál de las siguientes opciones se indica el grupo a que pertenecen los
elementos representados, en orden respectivo?

A)        
1-Lantánido, 2-actínido,
3-tierras raras, 4-representativo.

B)        
1-Transición, 2-lantánido,
3-transición, 4-representativo.

C)        
1-Actínido, 2-transición, 3-
transición, 4-representativo.

D)       
1-Actínido, 2-transición,
3-actínido, 4-representativo.

39. Lea el siguiente texto.

Cuando a un
átomo de sodio en estado gaseoso, se le suministra la energía suficiente para
“arrancar” un electrón de valencia, se produce un ion sodio junto con un
electrón libre.

El texto hace referencia a la propiedad periódica
denominada

A)           
radio iónico.

B)           
electronegatividad.

C)           
afinidad electrónica.

                        D)        energía de ionización.

          40.
Lea la siguiente información relacionada con algunas propiedades periódicas de
dos elementos  X y Y.

En relación con
la información, ¿cuál de las siguientes afirmaciones es correcta?

A)        
Ambos elementos presentan gran
tendencia a perder electrones.

B)        
El elemento X presenta mayor
carga nuclear y por ello su radio atómico es mayor.

C)              
El elemento X desprende mayor
energía cuando gana, en estado gaseoso, un electrón.

D)       
El elemento Y desprende mayor
energía cuando gana, en estado gaseoso, un electrón.

          41. Observe las siguientes
representaciones estructurales de compuestos químicos.

42. Observe las siguientes representaciones de átomos.

De acuerdo con las representaciones señaladas con 1 y 2, ¿cuántos
electrones de valencia presentan respectivamente?

A)        
2 
y  2

B)        
3 
y  6

C)        
11 
y  14

D)       13  y 
16

          43. Analice el siguiente gráfico.

Con base en el gráfico anterior ¿cómo varía el primer potencial de
ionización a medida que disminuye el número atómico?

A)        
Aumenta.

B)        
Disminuye.

C)        
Se mantiene constante.

D)       
No hay tendencia general.

44. Observe la información que se
ofrece en el siguiente recuadro.

La energía  liberada en el proceso anterior recibe el
nombre de

A)   
electronegatividad.

B)   
afinidad electrónica.

C)   
energía de activación.

D)   
energía de ionización.

          45.
Cuando se forma el compuesto,  cuya
fórmula es MnO, los números de oxidación de cada elemento, en orden respectivo,
se ubican en la opción

A)        
1+  y  1 -.

B)        
2+  y  2 -.

C)        
2+  y  4 -.

D)       
2+  y  6 -.

          46. Observe los siguientes elementos,
identificados por su símbolo.

¿Cuántos electrones de valencia posee cada uno de los elementos, en orden
respectivo?

A)        
2, 1, 2, 4, 5

B)        
1, 1, 2, 4, 5

C)        
2, 3, 4, 6, 7

D)       
1, 3, 4, 6, 7

47. Observe la siguiente
representación

.

Esta corresponde a un elemento que se clasifica como

A)      actínido.

B)   
    lantánido.

C)   
   de transición.

D)   
   representativo.

48. Observe la siguiente tabla, en la cual se presentan elementos químicos
y sus respectivos grupos, identificados con números y letras respectivamente.

¿Cuál es la forma correcta de asociar la información
anterior?

A)        
1 – a, 2 – c, 3 – b y 4 – d.

B)        
1 – b, 2 – a, 3 – c y 4 – d.

C)        
1 – c, 2 – a, 3 – b y 4 – d. 

D)       
1 – c, 2 – a, 3 – d y 4 – b.

         49. En el siguiente esquema se ofrecen
símbolos de algunos elementos Representativos y se indica la energía de
ionización en kJ / mol, de cada uno de ellos.

Con base en la información suministrada se puede afirmar que la  energía 
de ionización

A)         aumenta  de arriba hacia abajo en los grupos.

B)         disminuye  de arriba hacia abajo en los periodos.

C)         disminuye conforme aumenta
el número atómico en los grupos.

D)        aumenta conforme aumenta el
número atómico  en los periodos.

          50.
Un elemento Térreo (grupo del boro) posee ___ electrones de valencia.   ¿Cuál es el número que completa
correctamente el espacio anterior?

A).         
2.

B).         
3.

C).         
4.

D).         
7.

51. Lea la siguiente información.

¿Cuál es la forma correcta de asociar el número que identifica al apellido
del científico, con la letra que corresponde a 
su  aporte a la tabla periódica?

A)        
1a,  2b, 
3c.

B)        
3a, 1b,  2c.

C)        
2a, 1b,  3c.

D)       
1a,  3b, 2c.

          52.
Lea la siguiente lista de nombres de elementos químicos.

¿Cuáles pertenecen a un mismo
periodo?

A)        
Nitrógeno, flúor y cesio.

B)        
Litio, potasio y cesio.

C)        
Potasio, flúor y litio.

D)       
Berilio, boro y flúor.

          53.
Lea las siguientes afirmaciones; identificadas con números.

1.-  Medida de la tendencia de un
átomo para ganar o atraer electrones de otro átomo.

2.- Es la energía necesaria para desprender un electrón a un átomo en
estado gaseoso.

3.-  Cantidad de energía que se
libera o absorbe cuando a un átomo gaseoso se le adiciona un electrón.

Los números que identifican las propiedades periódicas denominadas
electronegatividad  y energía de ionización,
se ubican en la opción

A)         1 y 2

B)         1 y 3

C)       2 y 3

D)       3 y 2

54. Observe el siguiente esquema en
el que se ofrece nombres de elementos

representativos.

¿Cuál es el  grupo o familia al que pertenecen estos
elementos químicos, ubicándolos de izquierda a derecha?

A)        
Gases nobles –
calcógenos – alcalinos – alcalino térreos.

B)        
Alcalinos –
alcalino térreos – calcógenos – gases nobles.

C)        
Gases nobles –
halógenos – alcalinos – alcalino térreos.

D)       
Alcalinos –
alcalino térreos – halógenos – gases nobles.

          55. Lea las siguientes
características, identificadas con números.

1.-  Están
constituidos por no metales.

2.-  Solamente
completan el subnivel d.

3.-  Se
representan en columnas verticales en la tabla periódica.

4.-  Poseen el
mismo número y orden de electrones en los subniveles más externos.

¿Cuáles números señalan
características de los grupos o familias de los elementos en la tabla periódica
?

A)           
1 y 4.

B)           
1 y 3.

C)           
2 y 3.

D)          
3 y 4.

          56.
Observe las siguientes representaciones de átomos de elementos químicos.

            De
estos se puede afirmar que

A)           
los tres son elementos
Transición.

B)           
los tres son  elementos Representativos.

C)           
uno es de Transición y dos son
Representativos.

D)          
dos son  elementos de Transición y uno es
Representativo.

       57. Observe el
siguiente gráfico.

De acuerdo con el gráfico anterior, ¿en cuál de las opciones siguientes, se
ubican algunos de los elementos analizados, de menor a mayor tendencia para
atraer electrones?

A)        
Li, Be, B, C.

B)        
N, O, F, Be.

C)        
Be, F, O, N.

D)       
B, Be, C, N.

          58. Observe la información que se
ofrece en el siguiente recuadro.

La energía
indicada en el proceso anterior recibe el nombre de

A)   
electronegatividad.

B)   
afinidad electrónica.

C)   
energía de activación.

D)   
energía de ionización.

          59.
¿Cuál opción hace referencia a una característica de la propiedad periódica
denominada  potencial de ionización?

            A)         Energía necesaria para separar un
electrón periférico de un átomo gaseoso.

B)       
  Energía que se desprende cuando un átomo
gaseoso,  gana un electrón.

C)       
  Medida de la atracción de un átomo por los
electrones de otro.  

D)       
  Medida de la carga nuclear efectiva.

          60. De las proposiciones que se
ofrecen en los siguientes recuadros:

Las que hacen referencia a características de las propiedades periódicas
denominadas electronegatividad y afinidad electrónica se identifican,  en orden respectivo, con los números

A)         3  y  1

B)         4  y  2

C)         3  y  2

D)        4  y  1

          61. Analice las siguientes
estructuras.

          62.
¿En cuál opción se ubican los números de oxidación de los átomos de fósforo y
oxígeno en el compuesto P2O3, en orden respectivo?

A)        
3+    y  2

B)        
3+  y  2-

C)        
2+ y  3-

D)      3 
y  2

63. Se le presentan las siguientes afirmaciones;
identificadas con números.

1.-  Medida de la tendencia de un
átomo para ganar o atraer electrones de otro átomo.

2.- Energía necesaria para desprender un electrón de un átomo en
estado  gaseoso.

3.- Cantidad de energía que se libera 
o absorbe cuando a un átomo gaseoso, se le adiciona un electrón.

Los números que identifican las propiedades periódicas denominadas afinidad
electrónica y energía de ionización, en orden respectivo, se ubican en la
opción

A)         1 y 2.

B)         1 y 3.

C)       2 y 3.

D)       3 y 2.

          64.
¿En cuál opción se ubican los números de oxidación de los átomos de fósforo y
oxígeno en el compuesto P2O3, en orden respectivo?

         A)       3+    y  2

         B)       3+ 
y  2-

         C)       2+ y  3-

D)        3  y  2

          65. El número de oxidación del hierro
en  los compuestos representados
seguidamente,

corresponde a los valores

A)       
I-  2 +  y 
II-  1+

B)       
I-  3 +  y 
II-  2 +

C)      
I-  2 -   y 
II-  1-

D)      
I-  3 -   y  II-
2 –

          66.
¿En cuál de las siguientes opciones se presentan las estructuras del Ga y el
Se, en el orden respectivo?

         67. Analice el siguiente texto.

            Propiedad periódica que tiende a aumentar,
en la Tabla
Periódica, cuando se baja en cada columna o grupo y a
disminuir dentro de cada fila (periodo) conforme se ubican de izquierda a
derecha en la tabla periódica.  Es el
resultado de dos factores: el tamaño de la nube electrónica y la acción de la
carga nuclear efectiva.

El texto hace referencia a características de la propiedad periódica
denominada

A)        
energía  de ionización.

B)        
energía  de activación.

C)        
afinidad  electrónica.

D)       
radio  atómico.

          68. Los elementos cuyos símbolos
aparecen a continuación,

se ubican en la
tabla periódica, respectivamente, en los bloques denominados

A)        
representativo  y  de
transición.

B)        
representativo  y 
lantánido.

C)        
de transición  y 
lantánido.

D)       
de transición  y 
actínido.

         
69. Lea la información que se ofrece en el siguiente recuadro.

El bromo al convertirse en ion bromuro libera energía.

¿A qué propiedad periódica hace referencia el texto?

A)        
Electropositividad.

B)        
Electronegatividad.

C)        
Afinidad electrónica.

D)       
Energía de ionización.

          70. El siguiente gráfico,
representa la variación del radio atómico en el periodo 3.

 La tendencia
general de esta propiedad periódica, a medida que aumenta el número atómico es
que

A)        
aumente.

B)        
disminuya.

C)        
se mantenga constante.

D)       
no se pueda observar cambio alguno.

          71.
Observe la siguiente estructura electrónica.

Se puede afirmar que el elemento cuya estructura se representa posee

     A)    
4 electrones de valencia y su electrón diferenciante se ubica en 4p4

     B)    
2 electrones de valencia y el electrón diferenciante se ubica en 4p4

     C)    
6 electrones de valencia y su electrón diferenciante se ubica en 4p4

     D)    
16 electrones de valencia y su electrón diferenciante se ubica en 4s2

          72.
El número de oxidación de cada uno de los elementos que constituyen el
compuesto representado,

          73. Los siguientes números
de oxidación:

Corresponden a los elementos que
constituyen al compuesto representado en la opción

A)     CdS

B)     CdS2

C)     Cd2S

D)      CdS4

                        74. Lea la
siguiente información.

AZUFRE – OXÍGENO – SODIO – CESIO

En relación con
los elementos citados y su ubicación en la tabla periódica,

¿cuál
afirmación es correcta?

A)      Los no metales se ubican en un mismo
periodo y los metales  en un mismo grupo.

B)      Los no metales se ubican en un mismo grupo
y los metales en un mismo periodo.

C)      Los metales se ubican en un mismo periodo
y los no metales en otro.

D)      Los metales se ubican en un grupo y los no
metales en otro.

          75. Lea la información que
se ofrece en el siguiente recuadro.

El bromo para convertirse en ion
bromuro desprende

324 kJ/mol.

                 ¿A qué propiedad
periódica hace referencia el texto?

A)     Electropositividad.

B)     Electronegatividad.

C)     Afinidad electrónica.

D)     Energía de ionización.

76. Lea la
siguiente información.

Su valor aumenta conforme
aumentan los niveles de energía en un grupo y disminuye de izquierda a derecha

 en los períodos.

                           La información suministrada en
el texto se refiere a la propiedad periódica denominada

A)   
energía de ionización.

B)   
afinidad electrónica.

C)   
electronegatividad.

D)  
radio atómico.

77. ¿Cuál de las siguientes
opciones corresponde a la propuesta de Döbereiner para ordenar los elementos en
la Tabla
Periódica?

A)       
Se disponen en orden ascendentes
de su número atómico.

B)       
Se clasifican en electronegativos
y electropositivos.

C)      
Sus propiedades se repiten cada
ocho elementos.

D)      
Sus propiedades se repiten cada
tres elementos.

78. Lea el siguiente texto.

Clasificó los elementos conocidos
y observó que al formar filas de 7 elementos, el octavo elemento, es decir el
primero de la siguiente fila se parecía al número uno en cuanto a sus
propiedades y que existían semejanzas entre los miembros de una misma columna.

El texto anterior se refiere a la propuesta de

A)       
John Alexander Newlands.

B)       
Johann Döbereiner.

C)      
Dimitri Mendeleiv.

D)      
Henry Moseley.

79.. La siguiente configuración electrónica,

          pertenece
a un elemento, del bloque denominado

A)        
actínidos.

B)        
transición.

C)        
lantánidos.

D)       
representativos.

          80. De
los siguientes símbolos de elementos: K, Ca, Cd, Ga, Rb y Hg, los que se
encuentran en el mismo nivel corresponden a

A)    Ca, Cd y Ga

B)   
K, Ca, y Ga

C)   
K, Ca y Hg

D)   
Cd, K y Rb

          81. Observe los siguientes símbolos
químicos.

¿A cuál grupo representativo pertenecen cada uno de los símbolos de los
anteriores elementos, en el orden 1,2 y 3?

A)       
Alcalino térreo, grupo del
oxígeno, halógeno.

B)       
Alcalino térreo, halógeno, grupo
del oxígeno.

C)      
Halógeno, alcalino, grupo del
oxígeno.

D)      
Alcalino, halógeno, grupo del
oxígeno.

    82.  Lea los siguientes ejemplos y características, señalados con números y el
grupo al que corresponden, identificado con letras.

La forma correcta de asociar los ejemplos y características de los
elementos, con  el grupo al que
pertenecen, se ubica en la opción

A)         1a,  2b,  3a 
y  4b.

B)         1b,  2b,  3a 
y  4a.

C)         1a,  2a,  3b 
y  4b.

D)        1b,  2a,  3a 
y  4b.

   83. ¿En cuál opción se encuentran
los valores que corresponden a las valencias del plomo?

A)           
3+ y 4+

B)           
2+ y 4+

C)           
2+ y 3+

D)          
1+ y 2+

TEMA IV

Enlace químico

  OBJETIVO:

-       Analizar las teorías que explican cómo se unen los átomos
para formar las moléculas, conglomerados iónicos y los metales que determinan
las propiedades de los compuestos iónicos, moleculares y de los metales.

-       Analizar las propiedades de los compuestos iónicos a
partir del tipo de enlaces que presentan.

       Un enlace químico es
la fuerza entre los átomos que los mantiene unidos en las
moléculas. Cuando dos o más átomos se acercan lo suficiente, se
puede producir una fuerza de atracción entre los electrones de los átomos
individuales y el núcleo de otro u otros átomos. Si esta fuerza es lo
suficientemente grande para mantener unidos los átomos, se dice que se ha
formado un enlace químico. Todos los enlaces químicos resultan de la atracción
simultánea de uno o más electrones por más de un núcleo.

Compuesto Químico

      Un compuesto químico, es una
sustancia formada por dos o más
elementos que se combinan en proporción invariable. El agua (H2O),
formada por hidrógeno y oxígeno, y la sal, formada por cloro y sodio (NaCl),
son ejemplos de compuestos químicos comunes. Tanto los elementos como los
compuestos son sustancias puras.

     Como se estudió, hay 114
elementos, la mayoría de los cuales, no se encuentran libres en la naturaleza,
debido a que no son muy estables. Para alcanzar estabilidad, se combinan unos
con otros, formando los compuestos. Se han identificado más de 25 millones de
compuestos (naturales o sintéticos), estos se dividen en compuestos orgánicos y
compuestos inorgánicos. Los compuestos orgánicos, se encuentran en mayor
cantidad, son todos aquellos que contienen carbono (con excepción de: CO,  CO2, CO32-  y HCO31-)  y forman, en su mayoría, los organismos vivos
y el resto forma parte de los compuestos inorgánicos.

            Los compuestos se unen
siguiendo las leyes de las Proporciones Definidas o de la Composición Constante
y la ley de las Proporciones Múltiples

Moléculas

    
Es la partícula más pequeña de una sustancia, que mantiene las
propiedades químicas específicas de esa sustancia. Si una molécula se divide en partes aún más pequeñas, éstas tendrán una
naturaleza diferente de la sustancia original. Por ejemplo, una muestra de agua
puede dividirse en dos partes, y cada una dividirse a su vez en muestras de
agua más pequeñas.

      El proceso de división y
subdivisión finaliza al llegar a la molécula simple de agua, que si se divide
dará lugar a algo que ya no es agua: hidrógeno y oxígeno.

     Las moléculas de los compuestos
están constituidas por átomos de los elementos que los forman. Se dice que una
molécula es diatómica cuando está
compuesta por dos átomos y poli atómica
si tiene gran número de átomos.

MODELO MOLECULAR

     
Indica la forma como están formadas las moléculas en el espacio en tres
dimensiones

Reacción Química:

  
  Es un proceso en el que una o
más sustancias —los reactivos— se
transforman en otras sustancias diferentes —los productos de la reacción. Un ejemplo de reacción química es la
formación de óxido de hierro III (Fe2O3) producida al
reaccionar el oxígeno del aire con el hierro formando el herrumbre.

    
En una reacción química se conserva el número de átomos y la masa
original, pero se redistribuye el material en nuevas estructuras. Por ejemplo,
un precipitado sólido amarillo, el yoduro de plomo (Pbl2), se forma
por la reacción de dos líquidos, el yoduro de potasio (KI) y el nitrato de
plomo (Pb (NO3) 2).

ECUACIONES QUÍMICAS

        Los
símbolos y fórmulas químicas sirven para describir las reacciones químicas, al
identificar las sustancias que intervienen en ellas. Tomemos como ejemplo la
reacción química en la que el metano (CH4) o el gas natural arde con
oxígeno (O2) formando dióxido de carbono (CO2) y agua (H2O).
Si consideramos que sólo intervienen estas cuatro sustancias, la fórmula (en
general, formas abreviadas de sus nombres) sería:

    
Las cargas eléctricas y el número de cada clase de átomos se conservan.

Leyes de conservación

    
Afirman que en un sistema cerrado que experimenta un proceso físico,
determinadas cantidades medibles permanecen constantes.  En el siglo XVIII, Antoine Lavoisier fue el
primero en formular una de estas leyes, la ley de conservación de la materia o
masa.

1. Ley de conservación de la materia o masa:

    
En una reacción química, la masa total de los reactivos, más los
productos de la reacción, permanece constante. El principio se expresó
posteriormente en una forma más general, que afirma que la cantidad total de
materia en un sistema cerrado permanece constante.

2. Ley de conservación de la energía:

     
Esta ley, que afirma que la suma de las energías cinética, potencial y
térmica en un sistema cerrado permanece constante, se conoce en la actualidad
como primer principio de la termodinámica. Otra ley de conservación importante
es la ley de conservación de la carga eléctrica que establece que las cargas
eléctricas permanecen constantes.

    
En 1905, Albert Einstein demostró en su teoría de la relatividad
especial que establece que la masa y la energía son equivalentes (E=m x c2), donde c=
velocidad de la luz en el vacio= 300000 Km/s. Como consecuencia, las leyes de conservación de la masa y de
la energía se formularon de modo más general como ley de conservación de la energía y masa totales.

Ley de las proporciones definidas o de la composición
constante

      Establece que los elementos de un compuesto
están todos presentes en una proporción fija en masa, independientemente de
cómo se prepare el compuesto. Un compuesto dado contiene siempre los mismos
elementos unidos en las mismas proporciones

    
Las ecuaciones se ajustan no sólo respecto a la carga y número de cada
clase de átomos, sino también respecto a su peso o, más correctamente, a su
masa.

El sistema periódico recoge las
masas atómicas siguientes: C = 12,01; H = 1,01; O = 16,00, por lo que

    
Así, tenemos que 16,05 unidades de masa atómica (uma) de CH4
reaccionan con 64,00 uma de O2 para producir 44,01 uma de CO2
y 36,04 uma de H2O; o, lo que es lo mismo, un mol de metano
reacciona con dos moles de oxígeno para producir un mol de dióxido de carbono y
dos moles de agua. La masa total a cada lado de la ecuación se conserva.

    
De este modo, se conservan tanto la masa como la carga y los átomos.

LEY DE LA COMPOSICIÓN CONSTANTE                    (PROPORCIONES DEFINIDAS)

SIEMPRE QUE SE FORMA UN COMPUESTO LOS
ELEMENTOS

SE UNEN EN UNA PRPORCIÓN CONSTANTE O FIJA
DE MASA

     Por ejemplo, para formar la
molécula de ácido sulfúrico  H2SO4
el hidrógeno, azufre y oxígeno siempre se 
unirán en la relación de: 2: 1: 4      

2 ÁTOMOS DE H: 1 ÁTOMO DE S: 4 ÁTOMOS DE O

Ley de las proporciones múltiples:

    
Establece que cuando dos elementos se combinan para formar más de un
compuesto, las masas de un elemento que se combina con una masa fija del otro
elemento, en los diferentes compuestos, guardan una relación de números enteros
y pequeños.

Ejemplos:

LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES

    
CUANDO DOS ELEMENTOS SE UNEN PARA FORMAR 
MÁS DE UN COMPUESTO, LA
MASA DE UNO DE LOS ELEMENTOS QUE SE COMBINA CON UNA MASA FIJA
DEL OTRO, EN LOS DIFERENTES COMPUESTOS, GUARDAN UNA RELACIÓN DE NÚMEROS ENTEROS
Y PEQUEÑOS.

            El carbono y el oxígeno
forman dos compuestos diferentes

            En el primer compuesto 12 gramos de carbono se
combinan con 16 gramos
de oxígeno; la relación es de 1 parte de carbono por 1,33 partes de oxígeno. En
el segundo compuesto 12
gramos de carbono se combinan con 32 gramos de oxígeno; la
relación es de 1 parte de carbono por 2,66 partes de oxígeno. Entonces la
relación de oxígeno que se combina con el carbono en el primer compuesto al de
oxígeno en el segundo compuesto es de 1: 2 (números enteros y pequeños).

FORMÚLAS QUÍMICAS

    
La mayoría de las sustancias son compuestos formados por combinaciones
de átomos. La fórmula del agua, H2O, indica que por cada dos átomos
de hidrógeno está presente un átomo de oxígeno.

     
La fórmula muestra así mismo que el agua es eléctricamente neutra, e
indica también que (debido a que las masas atómicas son H = 1,01, O = 16,00)
2,02 unidades de masa de hidrógeno se combinan con 16,00 unidades de masa de
oxígeno para producir 18,02 unidades de masa de agua. Puesto que las masas
relativas permanecen constantes, las unidades de masa pueden ser expresadas en
toneladas, kilogramos, libras o cualquier otra unidad siempre que la masa de
todas las sustancias sea expresada en las mismas unidades.

    
En forma similar, la fórmula del dióxido de carbono es CO2;
la del octano, C8H18; la del oxígeno, O2 y la
de la cera de velas (parafina) CH2. En cada caso, los subíndices
(dado por supuesto que significa 1 si no aparece ningún subíndice) muestran el
número relativo de átomos de cada elemento en la sustancia. El CO2
tiene 1 C
por cada 2 O, y el CH2 tiene 1 C por cada 2 H.

     
Pero, ¿por qué escribir O2 y C8H18 en
lugar de escribir simplemente O y C4H9, que indican las
mismas relaciones atómicas y de masas? Los experimentos demuestran que el
oxígeno atmosférico no consiste en átomos individuales (O), sino en moléculas
formadas por parejas de átomos (O2); la relación entre el carbono y
el hidrógeno en las moléculas de octano es de C 8 y H 18 y no otra combinación
de átomos de carbono y de hidrógeno. Las fórmulas del oxígeno atmosférico y del
octano son ejemplos de fórmulas moleculares. El agua está formada por moléculas
de H2O, y el dióxido de carbono por moléculas de CO2. Por
eso el H2O y el CO2 son fórmulas moleculares.

    
Sin embargo, la cera de las velas (CH2), por ejemplo, no está
formada por moléculas que contienen un átomo de carbono y dos átomos de
hidrógeno, sino que en realidad consiste en cadenas muy largas de átomos de
carbono, en las cuales la mayoría de éstos están unidos a dos átomos de
hidrógeno además de estar unidos a los dos átomos de carbono vecinos en la
cadena. Estas fórmulas, que expresan la composición atómica relativa correcta,
pero no la fórmula molecular, se llaman fórmulas
empíricas.

    
Se puede decir que todas las fórmulas que son múltiplos de proporciones
más simples, representan moléculas: las fórmulas H2O2 y C2H6
representan a los compuestos peróxido de hidrógeno y etano. Y a su vez puede
decirse que las fórmulas que presentan relaciones atómicas simples son fórmulas
empíricas, a menos que la evidencia muestre lo contrario. Por ejemplo, las
fórmulas NaCl y Fe2O3 son empíricas; la primera
representa al cloruro de sodio (sal común) y la última al óxido de hierro III
(orín), pero en esos compuestos no están presentes moléculas individuales de
NaCl o Fe2O3.

TIPOS DE FORMULAS

1. FÓRMULA EMPÍRICA O SIMPLE:

    
Indica la clase de átomos que forman la molécula y la proporción en que
se hayan combinados. Ej. CH3, H2O, NH3, HO, CH

2. FORMULA MOLECULAR:

    
Indica el tipo de átomos y la proporción exacta en que se haya
combinados. Ej. C2H6, H2O, NH3, C12H22O11,
H2O2, C6H6.

3. FORMULA ESTRUCTURAL:

    
Indica el tipo de átomos, la proporción, el tipo de enlace y una
representación gráfica de la misma en forma plana.

4. FORMULA ELECTRÓNICA O ESTRUCTURA DE
LEWIS:

    
Indica los electrones de valencia mediante puntos.

REGLA DEL OCTETO

    
En la mayoría de los átomos, muchos de los electrones son atraídos con
tal fuerza por sus propios núcleos que no pueden interaccionar de forma
apreciable con otros núcleos. Sólo los electrones del “exterior” de un átomo
pueden interaccionar con dos o más núcleos. A éstos se les llama electrones de valencia.

  
El número de electrones de valencia de un átomo es igual al número de su
familia (o grupo) en la tabla periódica, usando sólo la antigua numeración
romana. Así, tenemos un electrón de valencia para los elementos de los grupos 1
(o IA)(X*) y 11 (o IB); dos electrones de valencia para los elementos de los
grupos 2 (o IIA) y 12 (o IIB) (X:)  y
cuatro para los elementos de los grupos 4 (o IVB) y 14 (o IVA) (:X:). Todos los
átomos de los gases nobles excepto el helio (o sea: neón, argón, criptón, xenón
y radón) tienen ocho electrones de valencia.

     
Los elementos de las familias (grupos) cercanas a los gases nobles
tienden a reaccionar para adquirir la configuración de ocho electrones de
valencia de los gases nobles. Esto se conoce como la regla del octeto de Lewis,
que fue enunciada por el químico estadounidense Gilbert N. Lewis.

     
El helio es el único que tiene una configuración de dos electrones de
valencia (He:). Los elementos cercanos al helio tienden a adquirir una
configuración de valencia de dos: el hidrógeno ganando un electrón, el litio
perdiéndolo, y el berilio (:Be:) perdiendo dos electrones. El hidrógeno suele
compartir su único electrón con un electrón de otro átomo formando un enlace
simple, como en el cloruro de hidrógeno, 
H *+ Cl. El cloro, que originalmente tiene siete electrones de valencia,
pasa a tener ocho. Las estructuras de N2 y CO2 se pueden
expresar ahora como :N :::  N : y             : O :: C :: O : Estas estructuras
de Lewis muestran la configuración de ocho electrones de valencia de los gases
nobles para cada átomo. Probablemente el 80% de los compuestos covalentes
pueden ser representados razonablemente por las estructuras electrónicas de
Lewis.

ENLACE QUÍMICO

    
Es la fuerza entre los átomos que los mantiene unidos en las moléculas.
Cuando dos o más átomos se acercan lo suficiente, se puede producir una fuerza
de atracción entre los electrones de los átomos individuales y el núcleo de
otro u otros átomos. Si esta fuerza es lo suficientemente grande para mantener
unidos los átomos, se dice que se ha formado un enlace químico. Todos los
enlaces químicos resultan de la atracción simultánea de uno o más electrones
por más de un núcleo.

    
Una teoría de enlace debe explicar lo siguiente:

a. 
El porque las moléculas presentan diferentes formas geométricas

b. 
El porqué los compuestos poseen formulas definidas.

c. El porqué se forman los enlaces
químicos y el porque los compuestos tienen propiedades diferentes.

TIPOS DE ENLACE

1. Enlace metálico

    
La plata, un metal típico, consiste en una formación regular de átomos
de plata que han perdido cada uno un electrón para formar un ion plata. Los
electrones negativos se distribuyen por todo el metal formando enlaces no
direccionales o des localizados con los iones plata positivos. Esta estructura,
conocida como enlace metálico, explica las propiedades características de los
metales: son buenos conductores de la electricidad al estar los electrones
libres para moverse de un sitio a otro, y resultan maleables porque sus iones
positivos se mantienen unidos por fuerzas no direccionales.

     
Si los átomos enlazados son elementos metálicos, el enlace se llama
metálico. Los electrones son compartidos por los átomos, pero se pueden mover a
través del sólido proporcionando conductividad térmica y eléctrica, brillo,
maleabilidad y ductilidad. 

 2. Enlace covalente

    
En un enlace covalente, los dos átomos enlazados comparten electrones. Se da entre átomos que tienen alta
electronegatividad y la diferencia entre sus valores es poca (<1.7 o
0).Forman uniones muy fuertes pero la atracción entre las moléculas es débil.
Se tienen tres tipos: no polar, polar y coordinado.

          Para la formación de iones estables y
enlace covalente, la norma más común es que cada átomo consiga tener el mismo
número de electrones que el elemento de los gases nobles —grupo 18— más cercano
a él en la tabla periódica. Los metales de los grupos 1 (o IA) y 11 (o IB) de
la tabla periódica tienden a perder un electrón para formar iones con una carga
positiva; los de los grupos 2 (o IIA) y 12 (o IIB) tienden a perder dos
electrones para formar iones con dos cargas positivas, y de la misma forma los
de los grupos 3 (o IIIB) y 13 (o IIIA) tienden a formar iones con tres cargas
positivas. Por la misma razón, los halógenos, grupo 17 (o VIIA), tienden a
ganar un electrón para formar iones con una carga negativa, y los elementos del
grupo 16 (o VIA) a formar iones con dos cargas negativas. Sin embargo, conforme
aumenta la carga neta de un ion, éste tiene menos estabilidad, así que las
cargas aparentemente mayores serían minimizadas compartiendo los electrones en
enlaces covalentes.

1. Enlace perfecto puro o no polar:    

   
Cuando los átomos unidos por un enlace covalente son iguales, ninguno de
los átomos atrae a los electrones compartidos con más fuerza que el otro; este
fenómeno recibe el nombre de enlace covalente
no polar o apolar.

    
Si los átomos enlazados son no metales e idénticos (como en N2
o en O2), los electrones son compartidos por igual por los dos
átomos, y el enlace se llama covalente
apolar.

    
El enlace covalente se forma cuando ambos átomos carecen del número de
electrones del gas noble más cercano. El átomo de cloro, por ejemplo, tiene un
electrón menos que el átomo de argón (17 frente a 18). Cuando dos átomos de
cloro forman un enlace covalente compartiendo dos electrones, uno de cada átomo
(Cl:Cl), ambos consiguen el número 18 del argón. Es común representar un par de
electrones compartido por medio de un guión entre los átomos individuales:
Cl:Cl se escribe      Cl-Cl.

    
De forma similar, el nitrógeno atómico tiene tres electrones menos que
el neón (diez), pero cada nitrógeno puede conseguir el número de electrones del
gas noble si comparten seis electrones: N=N o N ::: N. Esto se denomina
enlace triple. Análogamente, el azufre puede conseguir el número del argón
compartiendo cuatro electrones en un enlace doble, S :: S o S=S. En el dióxido
de carbono, tanto el carbono (con sus seis electrones) como el oxígeno (con ocho)
consiguen el número de electrones del neón (diez) compartiéndolos en enlaces
dobles: O=C=O. En todas estas fórmulas, sólo se representan los electrones
compartidos.

2. Enlace covalente polar:

    
Si los átomos del enlace covalente son de elementos diferentes, uno de
ellos tiende a atraer a los electrones compartidos con más fuerza, y los
electrones pasan más tiempo cerca de ese átomo; a este enlace se le conoce como
covalente polar.

    
Si los átomos son no metales pero distintos (como en el óxido nítrico,
NO), los electrones son compartidos en forma desigual y el enlace se llama
covalente polar —polar porque la molécula tiene un polo eléctrico positivo y
otro negativo, y covalente porque los átomos comparten los electrones, aunque
sea en forma desigual. Estas sustancias no conducen la electricidad, ni tienen
brillo, ductilidad o maleabilidad.

3. Enlace covalente
coordinado o dativo:

     Los enlaces son
covalentes de tipo dativo si los dos electrones del enlace provienen de uno
sólo de los átomos implicados en el enlace. El átomo que aporta los 2
electrones se llama donante y el que los recibe aceptor.

Ejemplos;

EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO

     Algunos átomos tienen menos de ocho
electrones a su alrededor formando moléculas deficientes como H2
tiene 2 e- , Be en el BeCl o BeH2 que tiene 4 e-, B en el BF3
o BCl3 que tiene 6 e- . Otras tienen más de ocho electrones formando
un octeto expandido como P en el PCl5 donde tiene 10 e- y el Si en
el radical o ión poli atómico (SiF6)2- donde el Si tiene
12 e-.

PROPIEDADES DEL ENLACE COVALENTE

1. Se da
   entre no metales con una alta y parecida afinidad electrónica y
   electronegatividad.
2. Se da
   por compartimiento de electrones.
3. La
   atracción va de un átomo a otro.

PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTES

1. Sólidos, líquidos o gases.
2. Puntos de fusión y ebullición bajos.
3. Conducen poco en solución
4. Forman compuestos orgánicos
5. Solubles en disolventes orgánicos Ej Benceno C6H6
   , gasolina, éter.
6. Moléculas independientes en forma de vapor.
7. Son blandos.
8. Combustibles e inflamables
9. Sólidos suaves y quebradizos

3. Enlace iónico: sales iónicas

    
El enlace entre los átomos en la sal común (cloruro de sodio) (NaCl) es
un típico enlace iónico. En el enlace que se forma, el sodio se transforma en
catión (ion de carga positiva) entregando su electrón de valencia al cloro, que
se convierte en anión (ion de carga negativa). Este intercambio de electrones
se refleja en la diferencia de tamaño entre los átomos antes y después del
enlace (izquierda). Atraídos por fuerzas electrostáticas (derecha), los iones
se organizan formando una red cristalina en la que cada uno es fuertemente
atraído hacia un grupo de ‘vecinos próximos’ de carga opuesta y, en menor
medida, hacia todos los demás iones de carga opuesta a través de todo el cristal.

     
Cuando una molécula de una sustancia contiene átomos de metales y no
metales, los electrones son atraídos con más fuerza por los no metales, que se
transforman en iones con carga negativa; los metales, a su vez, se convierten
en iones con carga positiva. Entonces, los iones de diferente signo se atraen
electrostáticamente, formando enlaces iónicos. Las sustancias iónicas conducen
la electricidad cuando están en estado líquido o en disolución acuosa, pero no
en estado cristalino porque los iones individuales son demasiado grandes para
moverse libremente a través del cristal.

Enlace iónico: sal

    
El enlace entre los átomos en la sal común (cloruro de sodio) es un
típico enlace iónico. En el enlace que se forma, el sodio se transforma en catión
(ion de carga positiva) entregando su electrón de valencia al cloro, que se
convierte en anión (ion de carga negativa). Este intercambio de electrones se
refleja en la diferencia de tamaño entre los átomos antes y después del enlace
(izquierda). Atraídos por fuerzas electrostáticas (derecha), los iones se
organizan formando una red cristalina en la que cada uno es fuertemente atraído
hacia un grupo de ‘vecinos próximos’ de carga opuesta y, en menor medida, hacia
todos los demás iones de carga opuesta a través de todo el cristal.

   
El enlace iónico se da por la transferencia de electrones entre átomos
de baja energía de ionización que son átomos que pierden electrones es decir se
oxidan (oxidación) a átomos de alta afinidad electrónica que son átomos que
ganan electrones es decir se reducen (reducción).

CARACTERISTICAS DEL ENLACE IONICO

1. Se origina por la atracción
electrostática entre iones de carga opuesta

2. La atracción se ejerce en todas
direcciones

3. Se da entre átomos de baja
energía de ionización a átomos de alta afinidad electrónica.

4. Forman redes cristalinas.

PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS

1. Sólidos
2. Altos
   puntos de fusión (>400ºC)
3. Conducen
   la electricidad, en disolución acuosa o fundidos (iones)
4. Solubles
   disolventes polares como H2O y orgánicos como la gasolina y el
   alcohol.
5. Cristales
   frágiles y duros.
6. Insolubles
   en disolventes no polares.

Nota: 

      Un enlace iónico ocurre cuando
se unen dos átomos cuya diferencia de electronegatividad es igual o mayor de
1.7

               Cuando los electrones son compartidos
simétricamente, el enlace puede ser metálico o covalente apolar; si son
compartidos asimétricamente, el enlace es covalente polar; la transferencia de
electrones proporciona enlace iónico. Generalmente, la tendencia a una
distribución desigual de los electrones entre un par de átomos aumenta cuanto
más separados están en la tabla periódica.

    
Un átomo electronegativo tiende a tener una carga parcial negativa en un
enlace covalente, o a formar un ion negativo por ganancia de electrones.

    
Dos átomos con electronegatividades muy diferentes forman un enlace
iónico. Pares de átomos con diferencias pequeñas de electronegatividad forman
enlaces covalentes polares con la carga negativa en el átomo de mayor electronegatividad.

       El comportamiento químico de los
sólidos, líquidos y gases que nos rodean está determinado por las formas en que
los átomos se unen entre sí, lo que a su vez depende de las interacciones entre
sus electrones más externos. Los electrones pueden transferirse de un átomo a
otro (enlace iónico), compartirse entre átomos vecinos (enlace covalente) o
moverse libremente de átomo en átomo (enlace metálico). El moderno conocimiento
de la estructura y comportamiento de la materia a escala atómica explica con
éxito las propiedades de la materia a gran escala.