Ejercicios de química general

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QUIMICA GENERAL I 2020 - FCQ - U.N.C. 
 
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QUÍMICA GENERAL I 
 
 
GUÍA DE ACTIVIDADES 
de EJERCICIOS y PROBLEMAS 
 
Año 2020 
 
 
 
Cuerpo Docente: 
 
 Profesores: 
- Dra. Gabriela Inés LACCONI 
- Dr. Gustavo Gerardo PALANCAR 
- Dr. Sergio Alberto DASSIE 
 
Auxiliares Docentes: 
 
- Dra. Victoria BENAVENTE LLORENTE 
- Qco. Andrés Felipe CRUZ ORTIZ 
- Lic. Franco EROLES 
- Lic. Federico FIORAVANTI 
- Lic. Guadalupe FIRPO 
- Dra. María Laura MARTIN 
- Qca. Karen NAVARRO 
- Lic. Walter Emmanuel OLMEDO 
- Qco. Wilkendry RAMOS CERVANTES 
- Ing. Qca. Nadia YSEA 
 
 La presente Guía ha sido preparada por el personal docente de la asignatura Química General I, 
del Departamento de Físicoquímica, Facultad de Ciencias Químicas, Universidad Nacional de 
Córdoba. Su propósito es proporcionar al alumno una orientación en el estudio de la asignatura. La 
Guía contiene el Programa Analítico de la asignatura, la bibliografía recomendada, el cronograma 
de las Actividades del año en curso, y las Series de Ejercicios y Problemas correspondientes a cada 
unidad del programa. 
 
 
 
 
UNIVERSIDAD NACIONAL DE CÓRDOBA 
 
FACULTAD DE CIENCIAS QUÍMICAS 
 
QUIMICA GENERAL I 2020 - FCQ - U.N.C. 
 
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 ÍNDICE Química General I Página 
- Objetivos 3 
- Programa Analítico 3 
- Bibliografía Recomendada 5 
- Actividades de Clases (Horarios) 6 
- Cronograma y Temario a Desarrollar 7 
- Prólogo al estudio de la asignatura 9 
- Plan de Acciones y Herramientas para prevenir, atender y sancionar las 
Violencias de Género en el ámbito de la UNC 
11 
- Series de Ejercicios y Problemas 15 
- Serie Nº 0: Guía de Ejercitación de Repaso 17 
- Serie Nº 1: Capítulo I: Estructura del Átomo 25 
- Serie Nº 2: Capítulo II: Estructura Electrónica 33 
- Serie Nº 3: Capítulo III: Enlace Químico Parte A 39 
- Serie Nº 4: Capítulo III: Enlace Químico Parte B 41 
- Serie Nº 5: Capítulo IV: el Estado Gaseoso 45 
- Serie Nº 6: Capítulo V: Fase condensada: el Estado Líquido 51 
- Serie Nº 7: Capítulo VI: Fase condensada: el Estado Sólido 55 
- Serie Nº 8: Capitulo VII: Termoquímica 59 
- Serie Nº 9: Capítulo VIII: Equilibrio Físico 67 
- Apéndice 75 
 
 
 
QUIMICA GENERAL I 2020 - FCQ - U.N.C. 
 
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QUIMICA GENERAL I 
 
OBJETIVOS 
 
 El curso de Química General I tiene como objetivo introducir al alumno en el estudio de la 
materia, sus propiedades y transformaciones, las reacciones químicas, teniendo en cuenta los 
factores que hacen a la comprensión de las mismas. 
 Para alcanzar tal objetivo, se ha estructurado el programa comenzando con una visión 
microscópica de la materia (Capítulos I, II y III), desde la estructura del átomo hasta los conceptos 
fundamentales del enlace químico. 
 En los capítulos siguientes (IV al VI), sobre la base de los anteriores y con la introducción del 
concepto de las fuerzas intermoleculares, se dan los estados de agregación de la materia. En el 
Capítulo VII, se introducen los conceptos de entalpia y se analizan los cambios energéticos que 
acompañan a las reacciones químicas. Por último (Capítulo VIII), se introducen los conceptos del 
equilibrio físico, analizando en profundidad los cambios de estado, las propiedades de las 
soluciones y las propiedades coligativas. 
 
 
 
 
PROGRAMA ANALÍTICO de QUÍMICA GENERAL I 
 
 
 
CAPÍTULO I: ESTRUCTURA DEL ÁTOMO 
 La estructura del átomo. Estructura básica. Experimento de Thompson y experimento de 
Millikan. Modelo nuclear del átomo. Descubrimiento de la radioactividad. Partículas elementales. 
Dispersión de partículas alfa. La estructura del núcleo. La espectrometría de masa y los pesos 
atómicos. Los electrones en los átomos. La naturaleza ondulatoria de la luz. La cuantización de la 
energía y los fotones. 
 La teoría de Bohr para el átomo de hidrógeno: Los espectros de líneas y los postulados de Bohr. 
La mecánica cuántica: La relación de De Broglie. El Principio de incertidumbre. Los números 
cuánticos y los orbitales atómicos. 
 
CAPÍTULO II: LA ESTRUCTURA ELECTRÓNICA 
 La estructura electrónica de los átomos y la periodicidad de los elementos. El spin del electrón y 
el principio de exclusión de Pauli. La configuración electrónica de los átomos y la tabla periódica. 
Diagrama de orbitales atómicos. La regla de Hund. Las propiedades magnéticas de los átomos. 
Algunas propiedades periódicas: los radios atómicos, la energía de ionización y la afinidad 
electrónica, otras propiedades. 
 
CAPÍTULO III: ENLACE QUÍMICO 
 Conceptos fundamentales del enlace químico. Descripción del enlace iónico. Energías 
involucradas. Configuraciones electrónicas de los iones. Radio iónico. Enlace covalente, 
descripción. Enlace covalente coordinado. Regla del octeto. Enlace deslocalizado. Resonancia. 
Energía de enlace, polaridad y electronegatividad. 
 La geometría molecular y la teoría del enlace químico: los enlaces dirigidos. Modelo de la 
repulsión de los pares de electrones de valencia. Momento dipolar y geometría molecular. Teoría 
del enlace de valencia. Orbitales híbridos. Enlaces múltiples. Enlaces deslocalizados. 
 
 
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CAPÍTULO IV: EL ESTADO GASEOSO 
 El estado gaseoso. Propiedades de los gases. La ecuación de estado de los gases ideales. Mezcla 
de gases y presiones parciales. Aplicaciones a cálculos de reacciones químicas. La teoría cinético-
molecular de los gases y la interpretación cualitativa de las leyes de los gases ideales. Velocidades 
moleculares. Difusión y efusión. Desviaciones del comportamiento ideal. Ecuación de van der 
Waals. 
 
CAPÍTULO V: FASE CONDENSADA. EL ESTADO LÍQUIDO 
 El estado líquido. Descripción cinético-molecular de los líquidos. Las fuerzas intermoleculares 
para expresar las propiedades de los líquidos. Fuerzas de dispersión de London, fuerzas dipolo-
dipolo y “puente hidrógeno”. Fuerzas ion-dipolo. 
 
CAPÍTULO VI: FASE CONDENSADA. EL ESTADO SÓLIDO 
 El estado sólido. Propiedades de los sólidos, comparación con los líquidos y gases. Distintos 
tipos de fuerzas de atracción. Estructuras de los sólidos. Sólidos: redes y celda unidad de algunos 
sólidos cristalinos, moleculares e iónicos. Sólidos covalentes. 
 Los materiales modernos como ejemplos de materiales con propiedades que dependen de los 
diferentes tipos de enlaces: cristales líquidos, polímeros, productos cerámicos y películas delgadas. 
 
CAPÍTULO VII: TERMOQUÍMICA 
 Termoquímica. Energía. Unidades. Energía cinética, potencial y energía interna. Ley de la 
conservación de la materia. Calor de reacción: definición. Procesos exotérmicos y endotérmicos. 
Concepto de entalpía. Cambios de entalpía. Ecuaciones termoquímicas. Medición de los calores de 
reacción. Uso de los calores de reacción: Ley de Hess. Entalpías estándar de formación. Cambio de 
entalpía de las reacciones químicas a partir de las energías de enlace. Las reacciones químicas como 
recursos energéticos: combustibles, alimentos etc. 
 
CAPÍTULO VIII: EQUILIBRIO FÍSICO 
 Cambios de estado: cambios de energía que acompañan a los cambios de estado. Presión de 
vapor. Principio de Le Chatelier. Punto de congelación y punto de ebullición. Curvas de 
calentamiento. Diagrama de fases para el agua y el dióxido de carbono. 
 Propiedades de las soluciones. Proceso de disolución. Distintos tipos de soluciones. Soluciones 
saturadas y solubilidad. Factores que afectan la solubilidad. Ley de Henry. 
 Propiedades coligativas: Ley de Raoult, descenso de la presión de vapor, ascenso del punto de 
ebullición y descenso del punto de congelación. Desviaciones. Osmosis. Determinación de pesos 
moleculares. 
 Coloides: propiedades generales. 
 
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BIBLIOGRAFÍA RECOMENDADA: 
 
“De todos los instrumentos del hombre, el más asombroso es sin duda, el libro. Los demás 
son extensiones de su cuerpo. El microscopio, el telescopio, son extensiones de su vista; el teléfonoes extensión de su voz; luego tenemos el arado y la espada, extensiones de su brazo. Pero el libro 
es otra cosa: el libro es la extensión de la memoria y de la imaginación.” 
Jorge Luis Borges 
 
 
- P. Atkins y L. Jones. Principios de Química. 3ra Ed. Editorial Médica Panamericana. 2006. 
 
- T. L. Brown, H. E. LeMay Jr. y B. E. Bursten. Química. La Ciencia Central. 11va. Ed. Prentice 
Hall Hispanoamericana, S.A. 2009. 
 
- R. H. Petrucci y W. S. Hardwood. Química General. Principios y Aplicaciones. 8va. Ed. 
Prentice Hall. 2003. 
 
- R. Chang. Química. 10ma. Ed. Mc Graw Hill Interamericana 2010. 
 
- K. W. Whitten, R. E. Davis, M. L. Peck y G. G. Stanley. Química. 8va. Ed. Cengage Learning. 
2008. 
 
- J. E. Brady y G. E. Humiston. Química Básica. Principios y Estructura. 2da. Ed. Limusa. 1985. 
 
- B. M. Mahan y R. J. Myers. Química. Curso Universitario. 4ta. Ed. Addison. Wesley 
Iberoamericana. 1990. 
 
- W. L. Masterton y E.J. Slowinski. Química General Superior. 6ta. Ed. Mc Graw Hill. 1992. 
 
- P. Atkins and L. Jones. Chemistry, Molecules, Matter and Change. 3rd. Ed. W.H. Freeman & 
Co. 1997. 
 
- D. D. Ebbing. General Chemistry. 4ta. Ed. Addison Wesley. Iberoamericana. 1990. 
 
- A. B. Ellis. Teaching General Chemistry: A Materials Science Companion. American Chemical 
Society. 1993. 
 
- Cualquier otro libro de texto de Química General de nivel universitario. 
 
- Catálogo on-line de toda la bibliografía disponible en la Biblioteca de la Facultad de Ciencias 
Químicas – U.N.C. (http://fcq.biblio.unc.edu.ar) para cualquier consulta. 
 
 
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QUIMICA GENERAL I 
 
ACTIVIDADES 
 
Clases Teóricas: Inicio: lunes 16 de marzo NO OBLIGATORIAS 
 
Estas clases se dictan en la Batería de Aulas B y se repiten en dos turnos: 
Primer Turno: 
lunes 11:00 – 12:30 h Aula B 3 
miércoles 11:00 – 12:30 h Aula B 3 
 
Segundo Turno: 
lunes 16:00 – 17:30 h Aula B 3 
miércoles 16:00 – 17:30 h Aula B 3 
 
 
Clases de Seminario de Ejercicios y Problemas: Inicio: lunes 16 de marzo 
 
Se dictan en aulas de la Batería de Aulas B y comprende una clase semanal OBLIGATORIA 
para aprobar la asignatura por el régimen de PROMOCIÓN. 
 
COMISIÓN día horario / h aula 
1 viernes 18:00 – 21:00 B15 
2 miércoles 14:00 – 17:00 B10 
3 jueves 08:00 – 11:00 B10 
4 jueves 08:00 – 11:00 B09 
5 viernes 08:00 – 11:00 B10 
6 viernes 11:00 – 14:00 B10 
7 lunes 11:00 – 14:00 B10 
8 jueves 11:00 – 14:00 B10 
9 jueves 11:00 – 14:00 B09 
10 jueves 14:00 – 17:00 B10 
11 jueves 17:00 – 20:00 B10 
12 viernes 08:00 – 11:00 B16 
13 martes 14:00 – 17:00 B10 
14 lunes 17:00 – 20:00 B10 
15 viernes 17:00 – 20:00 B10 
16 lunes 14:00 – 17:00 B10 
17 martes 08:00 – 11:00 B10 
18 miércoles 14:00 – 17:00 B16 
19 martes 14:00 – 17:00 B16 
20 lunes 14:00 – 17:00 B16 
 
 
Exámenes Parciales: OBLIGATORIOS para aprobar por el regimen de PROMOCIÓN 
 
Ver cronograma 
 
 
 
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CRONOGRAMA Y TEMARIO A DESARROLLAR 
 
QUIMICA GENERAL I 
 
 
 
Semana 
 
Fecha 
Clases Teóricas Clases de Ejercicios y Problemas Observ. 
 
1 
16/03 
al 
20/03 
- Presentación del curso 
Estructura del Átomo Ejercicios de Repaso General 
Estructura del Átomo 
2 
Feriados 
23 y 
24/03 
23/03 
al 
27/03 
Sin clases 
Serie 1- Estructura del Átomo 
Feriados que 
se recuperan: 
Ejercicios y 
problemas Estructura del Átomo. 
Estructura Electrónica. 
3 
Feriado 
02/04 
30/03 
al 
03/04 
Estructura Electrónica. 
Propiedades Periódicas. Serie 2. Estructura Electrónica 
Propiedades Periódicas 
 
Feriado que 
se recupera: 
Ejercicios y 
problemas 
Estructura Electrónica. 
Propiedades Periódicas. 
4 
Feriados 
09 y 
10/04 
06/04 
al 
10/04 
Enlace Químico (A) 
Sin clases 
Feriados que 
no se 
recuperan: 
Ejercicios y 
problemas 
Enlace Químico (A) 
5 
13/04 
al 
17/04 
Enlace Químico (A) 
Serie 3- Enlace Químico (A) 
Enlace Químico (B) 
6 
20/04 
al 
24/04 
Enlace Químico (B) 
 
Serie 4- Enlace Químico (B) 
Enlace Químico (B) 
Estado Gaseoso 
7 
Feriado
01/05 
27/04 
al 
01/05 
Estado Gaseoso 
Serie 5- Estado Gaseoso 
Feriado que 
se recupera: 
Ejercicios y 
problemas Estado Gaseoso 
8 
04/05 
al 
08/05 1er. Examen Parcial 
Fecha a determinar 
2 al 16 de mayo de 2020 
 
9 
11/05 
al 
15/05 
10 
18/05 
al 
22/05 
Fase Condensada 
Serie 5- Estado Gaseoso 
Fase Condensada 
11 
Feriado
25/05 
25/05 
al 
29/05 
Sin clases 
Serie 6- Fase Condensada 
Serie 7- Fase Condensada 
Feriado que 
se recupera: 
Ejercicios y 
problemas 
Fase Condensada 
Termoquímica 
QUIMICA GENERAL I 2020 - FCQ - U.N.C. 
 
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12 
01/06 
al 
05/06 
Termoquímica 
Serie 7- Fase Condensada 
Termoquímica 
13 
08/06 
al 
12/06 
Equilibrio Físico 
Series 8- Termoquímica 
Equilibrio Físico 
14 
Feriado
15/06 
15/06 
al 
19/06 
Sin clases 
Series 9- Equilibrio Físico 
Feriado que 
se recupera: 
Ejercicios y 
problemas Equilibrio Físico 
 
15 
 
22/06 
al 
26/06 2do. Examen Parcial 
Fecha a determinar 
22 de junio al 3 de julio de 2020 
 
16 
29/06 
al 
03/07 
17 
 
06/07 
al 
 10/07 
Receso Invernal 
7 al 14 de julio de 2020 
 
18 
 
13/07 
al 
 17/07 
Recuperación Exámenes Parciales y Examen Final 
 Fecha a determinar 
15 al 21 de julio de 2020 
 
19 
 
20/07 
al 
24/07 
 
Examen Final: Fecha a determinar 
22 de julio al 1 de agosto de 2020 
 
 
20 
27/07 
al 
01/08 
 
RECUPERACIONES de CLASES de EJERCICIOS Y PROBLEMAS correspondientes a 
DIAS FERIADOS. Estas clases se recuperan en lugar, fecha y hora a informar oportunamente. 
 
Lunes 23 de marzo: feriado con Fines Turísticos. 
Martes 24 de marzo: feriado en ocasión del Día Nacional de la Memoria por la Verdad y la Justicia. 
 
Jueves 2 de abril: feriado en ocasión del Día del Veterano y de los Caídos en la Guerra de Malvinas. 
 
Viernes 1 de mayo: feriado en ocasión del Día del Trabajador. 
 
Lunes 25 de mayo: feriado en ocasión del Día de la Revolución de Mayo. 
 
Lunes 15 de junio: feriado en ocasión del Día Paso a la Inmortalidad del General Martín Miguel de 
Güemes (feriado trasladable del 17 de junio). 
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PRÓLOGO al estudio de la asignatura 
 
 El presente material de estudio constituye el único material oficial elaborado con el apoyo del 
personal docente encargado del dictado de la asignatura. 
 Debe considerarse sólo como un punto de partida y de orientación en el estudio de la asignatura, 
por lo que el alumno deberá recurrir indefectiblemente a los libros de texto aconsejados, a fin de 
cubrir el programa que se desarrolla a lo largo del cuatrimestre lectivo. 
 Los docentes de la asignatura esperamos que el alumno realice un estudio detallado de los 
conceptos teóricos de cada unidad, para posteriormente intentar su aplicación en los ejercicios 
correspondientes. 
 También queremos recomendar que el alumno adquiera la costumbre de realizar los ejercicios 
que en el libro de texto elegido se van desarrollando a lo largo de la presentación teórica, como así 
también los que el autor del texto propone al final de cada capítulo. 
 Toda esta metodología de trabajo sin dudas contribuirá a formar hábitos de estudio, de análisis 
crítico y de práctica en su aplicación que formarán la esencia de su futura actividad profesional en 
las Ciencias Químicas. 
 Les deseamos un muy buen comienzo en sus estudios en nuestra Facultad y deseamos que se 
acerquen a nosotros para expresarnos cualquier duda, comentario u opinión que tengan, a fin de 
realizar esta tarea de enseñanza-aprendizaje (de ustedes y nosotros) con el mayor gusto y beneficio 
posible. 
El plantel docente de Química General I
QUIMICA GENERAL I 2020 - FCQ - U.N.C. 
 
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QUIMICA GENERAL I 2020 - FCQ - U.N.C. 
 
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Plan de Acciones y Herramientas para prevenir,atender y sancionar las Violencias 
de Género en el ámbito de la UNC 
 
Si viviste una situación de violencia o discriminación por razones de género, 
existen espacios en la universidad donde podés acercarte en un marco de respeto, 
gratuidad y confidencialidad. 
La Comisión Interclaustro de Feminismos y Géneros (CIFeG) de la Facultad de Ciencias 
Químicas, comparte un resumen de los puntos principales del Plan de Acciones de la 
Universidad Nacional de Córdoba que comprende herramientas para prevenir, sancionar y 
erradicar las violencias de género en el ámbito de la universidad. 
Si estás interesadx en obtener más información y materiales para compartir con tus 
compañerxs podés acercarte a la SAE de la facultad. 
¿Cuál es el plan? 
Este Plan de Acciones fue aprobado por el Honorable Consejo Superior (HCS) de la UNC 
en el año 2015 (Resolución N° 1011/15). Se basa en las nuevas leyes e investigaciones 
que nuestro país y la UNC han producido en los últimos años: Ley Nacional N° 26.485; 
Declaración de Derechos Estudiantiles; Ordenanza de respeto a la Identidad de Género 
Autopercibida, entre los avances en materia de ampliación de derechos humanos. Es 
importante que conozcas tus derechos y las herramientas con que contás para 
defenderlos. ¡Compartí con tus compañerxs esta información! 
1. Objetivo del Plan: Promover en la comunidad universitaria un ambiente libre de 
violencias de género y discriminación de cualquier tipo por razones de género y/o 
identidad sexual. 
2. Destinatarixs: Toda la comunidad universitaria, docente, no docentes y 
estudiantes, de pregrado, grado, posgrado, de oficios y de los diferentes programas 
de la UNC; investigadorxs, becarixs o egresadxs, vinculadxs a la Universidad 
mediante beca, adscripción, equipo de investigación o extensión, y que 
pertenezcan en su condición a cualquiera de las unidades académicas, colegios 
preuniversitarios o dependencias de la UNC, incluyendo museos, hospitales, 
bibliotecas, observatorios, Área Central, Complejo Vaquerías y Campo Escuela. 
Como asimismo personas que presten servicios en los ámbitos de la UNC. 
3. Líneas de Acción: 
● Prevención: sensibilización, capacitación, información e investigación. 
● Sistematización de información y estadísticas. 
● Intervención institucional ante situaciones o casos de violencia de género. 
 
 
Principios rectores de la atención a personas afectadas por violencias de género: 
a. Gratuidad 
b. Respeto 
c. Confidencialidad 
d. Contención 
e. No revictimización 
f. Diligencia y Celeridad 
QUIMICA GENERAL I 2020 - FCQ - U.N.C. 
 
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Situaciones o casos de violencias de género: 
a. Uso de palabras escritas u orales que resulten discriminatorias, hostiles, 
humillantes u ofensivas para quien las reciba. 
b. Agresiones físicas, acercamientos corporales u otras conductas físicas y/o 
sexuales, indeseadas u ofensivas para quien las reciba. 
c. Requerimientos sexuales que impliquen promesas implícitas o expresas de 
un trato preferencial respecto a la situación actual o futura de estudio/trabajo, 
proyecto de investigación o extensión, de quien las recibe. 
d. Requerimientos sexuales que impliquen amenazas, implícitas o expresas, 
que provoquen daños o castigos referidos a la situación, actual o futura, de empleo, 
estudio, utilización o participación en un servicio administrativo, proyecto de 
investigación o acción social, de quien la recibe. 
e. Hechos de violencia sexual descritos bajo la rúbrica “Delitos contra la 
Identidad Sexual” ubicados en el Libro Segundo, Título III del Código Penal 
argentino, denominados “abuso sexual simple”, “abuso sexual calificado”, “abuso 
sexual con acceso carnal” o los que en el futuro pudieren tipificarse. 
f. Hechos de violencia sexual no descritas en los términos del artículo 119 y sus 
agravantes del Código Penal argentino y que configuran formas de acoso sexual. 
g. Acoso sexual: todo comentario reiterado o conducta con connotación sexual 
que implique hostigamiento y/o asedio que tenga por fin inducir a otra persona a 
acceder a requerimientos sexuales no deseados o no consentidos. Las situaciones 
presentes no limitan otras que pudieran surgir y tendrán que ser analizadas en su 
particularidad. 
Consultas y denuncias: Deben ser realizadas en la oficina del Plan, por la persona 
interesada o por alguien con conocimiento directo de los hechos, en forma personal, 
telefónica, o por correo electrónico. Serán receptadas por personas capacitadas para ello. 
Se garantizará un espacio físico adecuado para la privacidad de las personas. Será 
respetado el hecho de que por alguna causa la persona denunciante prefiere que otras 
personas no estén presentes. Se tramitará apoyo psicológico a las personas 
denunciantes, si así lo requieran. 
La persona que denuncia deberá exponer las circunstancias, lugar, tiempo, 
participes y todo elemento que pueda conducir a la comprobación del hecho. Se 
conformará un acta de denuncia donde conste fecha, nombre y apellido, documento y 
domicilio de la persona que denuncia, así como la declaración efectuada y las pruebas 
testimoniales o documentales si las hubiere. El acta será leída en voz alta y firmada por 
todas las personas partícipes en el acto. En el caso que la persona denunciante lo 
considere la denuncia podrá ser ampliada. 
En caso de realizarse una denuncia, ésta será remitida a la Fiscalía Permanente 
de la UNC para que inicie una investigación. 
 
IMPORTANTE: 
● Es responsabilidad de todas las personas que tomen conocimiento por 
situaciones de violencia de género la derivación y el acompañamiento a la 
Oficina del Plan. 
● La denuncia realizada allí no limita o excluye de la realización de una 
denuncia en unidades judiciales de distrito, en la línea gratuita o en la unidad 
judicial de violencia familia de la provincia de Córdoba. 
 
QUIMICA GENERAL I 2020 - FCQ - U.N.C. 
 
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Régimen sancionatorio: En caso de que se determinara culpable de ejercer cualquier 
tipo de violencia a la o las personas acusadas, se sancionaran según consignan los 
artículos del punto 5 del Plan de Acciones, en acuerdo con lo establecido en la Ordenanza 
del Honorable Consejo Superior 9/12 y su texto ordenado aprobado por Resolución 
Rectoral 204/2016. 
En el caso de que la sanción sea aplicada a unx o más estudiantes, se respetará 
su derecho a la educación establecido en la declaración 8/2009 de Derechos 
Estudiantiles. 
En todos los casos, la reincidencia se considerará un agravante y se atenderán a 
las circunstancias de tiempo, lugar y modo para el encuadramiento de la conducta. 
 
 
 
¿Dónde realizar consultas y/o denuncias? 
Comisión Interclaustro de Feminismos y Géneros (CIFeG) de la Facultad de 
Ciencias Químicas. 
Correo electrónico: cifegfcqunc@gmail.com, genero@fcq.unc.edu.ar 
Oficina del Plan: 
Consultorio 133, planta alta - Sede DASPU de Ciudad Universitaria. 
Atención: 
● Lunes y miércoles de 15 a 18 hs. 
● Martes y jueves de 9 a 12 hs. 
Tel. 0351-5353629 
Correo electrónico: violenciasdegenero@extension.unc.edu.ar 
 
 
QUIMICA GENERAL I 2020 - FCQ - U.N.C. 
 
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¿Sabías que existe una comisión de feminismos y géneros en la facu? 
 
La Comisión Interclaustros de Feminismos y Géneros (CIFeG) de 
la Facultad de Ciencias Químicas es un espacio de participación 
abierto y de construcción colectiva: cualquier persona dentro de la facu 
puede sumarse a nuestras reuniones. 
 
Tenemos como objetivo promover un ambiente de respeto hacia la 
diversidad y las disidencias sexuales, libre de violencias de género y 
discriminación de cualquier tipo. Para contactarnos, podés escribirnos un mail a: 
 
 genero@fcq.unc.edu.ar o cifegfcqunc@gmail.com 
 
 Comisión Interclaustro de Feminismos y Géneros - FCQ 
¡Te esperamos! 
 
Datos Útiles: 
● Secretaría de Lucha contra la Violencia a la Mujer y Trata de Personas (Polo de la 
Mujer): Entre Ríos 680, Córdoba. Teléfono: (0351)4288700/01 
● Centro de Atención Integral para varones:Rondeau 258, Córdoba. Teléfono: (0351) 
4342188/9 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Series de 
EJERCICIOS 
y 
 PROBLEMAS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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QUÍMICA GENERAL I 
 
 Serie Nº 0 GUÍA de EJERCITACIÓN de REPASO 
 
 
 HABILIDADES 
 Las siguientes son algunas de las habilidades iniciales que un estudiante debe dominar como 
paso previo al estudio del curso de QUÍMICA GENERAL I. 
 
- Conocimiento de los estados de oxidación de los elementos más comúnmente utilizados en 
química. 
- Escribir correctamente fórmulas y ecuaciones químicas. 
- Dada una fórmula química dar el nombre del compuesto, y a partir del nombre de un compuesto, 
escribir su fórmula química. 
- Balancear ecuaciones químicas. 
- Identificar diferentes clases de reacciones químicas según el tipo de reactivo y producto: 
formación (o síntesis), descomposición, desplazamiento, combustión, corrosión, oxidación, etc.; o 
según el tipo de proceso: desprendimiento de gases, precipitación, neutralización, óxido-
reducción, etc. 
- Conocimiento de los diferentes tipos de unidades de las magnitudes fundamentales (longitud, 
masa, tiempo, cantidad de sustancia), sus unidades derivadas (superficie, volumen, densidad, 
velocidad, aceleración, fuerza, energía, potencia) en distintos sistemas de medición. 
- Conocimiento de los diferentes múltiplos (deca, hecto, kilo, etc.) y submúltiplos (deci, centi, mili, 
etc.) con que se puede expresar una magnitud, y los prefijos correspondientes con que se los 
denomina. 
- Interconvertir unidades entre diferentes sistemas de unidades. 
- Deducción de factores de conversión de unidades. 
- Utilización de notación científica para expresar números muy grandes o muy pequeños. 
- Reconocimiento e identificación de propiedades extensivas e intensivas de un sistema. 
- Identificación de propiedades físicas y químicas, estados físicos y cambios de estado de la materia. 
- A partir de la fórmula química de un compuesto saber determinar la composición porcentual de 
sus elementos, y a la inversa, desde la composición porcentual de los elementos saber determinar 
la fórmula mínima o empírica del compuesto. 
- Pasaje de términos en ecuaciones matemáticas. 
- Interpretación de gráficos. 
- Utilización del número adecuado de cifras significativas a través de un proceso de cálculo y en la 
expresión del resultado final. 
 
 A través de la ejercitación siguiente se pretende que Ud. repase y verifique sus conocimientos y 
manejo de algunos temas generales que forman parte de los conceptos necesarios como etapa previa 
al estudio del curso regular de QUIMICA GENERAL I. Algunos de estos temas fueron 
desarrollados en la asignatura Introducción al Estudio de las Ciencias Químicas (Ciclo de 
Nivelación) por lo que suponemos que Ud. está familiarizado con ellos. Si no fuera así, este período 
inicial de clase es un buen momento para reflexionar sobre ello y tomar los recaudos necesarios 
para solucionar éste déficit de conocimientos. 
 A lo largo de las discusiones de esta Guía intentaremos hacer hincapié en los siguientes aspectos: 
 - Planteo de la situación problema a resolver. Estrategia de acción. 
 - Expresión de resultados numéricos. 
 - Análisis de unidades (o dimensional) en el resultado numérico. 
 - Concepto y uso de las cifras significativas. 
 - Expresión de ideas y respuestas. 
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Ejercitación de Repaso 
 
Sistemas Materiales 
 
1- Identifique cambios físicos y químicos: 
a) La conversión de hielo en gas. 
b) Combustión de gas natural. 
c) Evaporación de etanol. 
d) Pérdida de gas de la cerveza. 
e) Cortar un trozo de carne. 
f) Azúcar que se carameliza. 
g) Disolución de sal en agua. 
Rta.: a) físico, b) químico, c) físico, d) físico, e) físico, f) químico, g) físico. 
 
2- a) Busque el concepto de destilación en un libro de texto. Analice los conceptos fundamentales 
de esta técnica de separación. 
 
b) Se destila un sistema homogéneo y se obtiene como resultado cloruro de sodio y agua. Indique si 
las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: 
 i) El estado inicial corresponde a una solución de dos componentes. 
 ii) En el estado final se obtienen dos sustancias puras compuestas. 
 iii) En el estado inicial la composición es fija es decir no se puede preparar la solución de otra 
manera. 
 iv) En el estado final la composición es variable, es decir, las proporciones de cloro y sodio en 
la sal, y de hidrógeno y oxígeno en el agua pueden variar. 
 v) Durante la destilación la temperatura asciende y luego se mantiene constante. 
 
Rta.: i) V, ii) V, iii) F, iv) F v) V 
 
3- Indicar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: 
a) Una sustancia pura: 
 i) es un sistema homogéneo. 
 ii) tiene todas sus moléculas iguales. 
 iii) siempre está formada por un solo tipo de elemento. 
 
b) Las soluciones: 
i) tienen las mismas propiedades intensivas en todos sus puntos. 
ii) se preparan manteniendo una proporción fija. 
 iii) se pueden separar por métodos de separación de fases. 
 
c) Los métodos de separación de fases se emplean para separar: 
 i) sistemas homogéneos. 
 ii) sistemas heterogéneos. 
 iii) sustancias puras. 
 
d) En las reacciones químicas: 
 i) se conserva la masa. 
 ii) no se altera la composición de las sustancias que intervienen. 
 iii) ocurren cambios en los núcleos atómicos. 
 
 
Rta.: a) i. V, ii. V, iii. F; b) i. V, ii) F, iii. F; c) i. F, ii. V, iii. F; d) i. V, ii. F, iii. F. 
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4- Clasificar las siguientes sustancias en simples, compuestas, soluciones o mezclas. 
 a) Vino d) Helio g) Agua con hielo 
b) Gaseosa e) Aluminio h) Cloruro de sodio 
 c) Tinta f) Agua mineral 
 
 Rta.: a) mezcla homogénea o solución, b) mezcla heterogénea, c) mezcla homogénea o solución, d) y 
e) sustancia pura simple, f) mezcla homogénea o solución, g) mezcla heterogénea, h) sustancia pura compuesta. 
 
5- Indicar si las siguientes afirmaciones son Verdaderas o Falsas: 
a) Aplicando métodos físicos tales como centrifugación o filtración es posible separar los 
componentes de un sistema homogéneo. 
b) El aire constituye un ejemplo de sistema material homogéneo gas-gas. 
c) Los componentes de las mezclas heterogéneas conservan sus propiedades fìsicas y son 
separables por métodos físicos. 
d) Las aleaciones metálicas son ejemplos de mezclas heterogéneas. 
e) Un sistema heterogéneo puede estar formado por moléculas iguales. 
 
Rta.: a) F, b) V, c) V, d) F, e) V. 
 
 Fórmulas Químicas. Cálculos Estequiométricos. 
 
6- Determine el estado de oxidación para cada elemento en los siguientes compuestos (teniendo en 
cuenta que el estado de oxidación del oxígeno es 2, y el de hidrógeno es +1) 
 a) H2TeO4 e) B2O3 
 b) H2SO4 f) HVO3 
 c) CrO3 g) NaIO3 
 d) I2 h) CaCO3 
Rta: a) +6, b) +6, c) +6, d) 0, e) +3, f) +5, g) +5, h) +4 
 
7- Formule o nombre los compuestos (con nomenclatura tradicional y sistemática) en el caso que 
corresponda: 
 a) Ácido perclórico g) BaSO4 
 b) NaNO3 h) Ácido ortoarsénico 
 c) Tris[trioxocarbonato (IV)] de dialuminio i) Ácido arsenioso 
 d) Ortofosfato de aluminio j) Dicromato de amonio 
 e) MgSO4 k) Hidrógeno tetraoxosulfato (VI) de litio 
 f) Bis [dioxoclorato (III)] de estaño (II) l) Hidróxido de plomo (II) 
 
8- ¿Cuantos átomos totales están contenidos en una muestra de agua cuya masa es de 9,00 g? 
 
Rta.: 9,03×1023 átomos 
 
9- En que sistema hay mayor número de moléculas: 
 a) un mol de O2 d) 22,4 g de N2 
 b) 22,4 L de N2 en CNPT e) 2,24 moles de H2 
 c) 22,4 g de H2 f) 32,0 g de O2 
 Rta.: c) 
 
10- Calcular el número de moles de moléculas y átomos totales contenidos en:a) 4,25 g de amoniaco (NH3). 
 b) 4,18 L de metano (CH4) a 0 ºC y 1 atm. 
 
Rta.: a) 0,25 mol, 1,505×10 23 moléculas, 0,6×1024 átomos; b) 0,2 mol; 1,205×1023 moléculas, 6,023×1023 átomos. 
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11- En un recipiente que se mantiene en CNPT existen 2,408×1024 moléculas de oxígeno. Calcule: 
a) La cantidad de átomos, gramos y litros de oxígeno contenidos en el recipiente. 
b) Los litros de hidrógeno necesarios para reaccionar con la cantidad total de oxígeno y gramos 
de agua que se forman. 
 
Rta.: a) 4,8×10 24 átomos de O, 128 g O2, 89,6 L O2, b) 179,2 L y 144 g. 
 
12- En cada uno de los siguientes compuestos establezca su composición centesimal. 
 a) PH3 b) SiO2 c) K2CO3 d) ZnF2 e) Al2(SO4)3 
 
Rta.: a) P: 91,17% H: 8,83%, b) Si: 46,73% O: 53,26%, c) K: 56,52% C: 8,69% O: 34,78%, d) Zn: 63,24% F: 36,75%, 
e) Al: 15,78% S: 28,07% O: 56,14%. 
 
13- ¿Qué relación hay entre una fórmula empírica y una fórmula molecular o verdadera? Defina 
ambas. 
 
14- A partir de las siguientes composiciones centesimales, establezca la respectiva fórmula 
empírica. 
a) C: 64,00 % H: 4,44% Cl: 31,56 % 
b) C: 28,91 % H: 4,82 % O: 38,55 % Na: 27,72 % 
 
Rta. a) C6H5Cl, b) C2H4O2Na 
 
15- A continuación, se presentan las fórmulas moleculares de varios compuestos. Indique la 
fórmula empírica y la composición centesimal para cada caso. 
 a) C2H6 b) H2O2 c) Na2O d) C2H2 e) C8H18 
 
Rta.: a) CH3, C: 80,00 % H: 20,00 %; b) HO, H: 5,89 % O: 94,11 %; c) Na2O, Na: 74,19 % O: 25,8 %; 
d) CH C: 92,3 % H: 7,69 %; e) C4H9 C: 84,21 % H: 15,78 %. 
 
16- En cada uno de los siguientes casos determine la fórmula empírica: 
a) 1,00 g de S se combina con 1,00 g de O 
b) 22,68 g de Fe se combinan con 13,02 g de S 
Rta.: a) SO2, b) FeS. 
 
17- Si 6,66 moles de átomos de carbono reaccionan con 13,4 moles de átomos de hidrógeno y 6,66 
moles de átomos de oxigeno para formar un compuesto cuyo peso molecular es 180 g, ¿cuál es 
la fórmula molecular del compuesto? 
Rta.: C6H12O6 
 
18- Un químico obtuvo una sustancia en el laboratorio, de la cual conocía que estaba formada sólo 
por hidrógeno y oxígeno y que, además, la proporción de oxígeno era de 94,12 % ¿La sustancia 
se tratará de agua? Si luego e conoce que su peso molecular es igual a 34,014, ¿sus fórmulas 
empírica y molecular coinciden? 
Rta.: H2O2 
 
19- Calcule la fórmula molecular a partir de las siguientes fórmulas empíricas y pesos moleculares: 
 
a) C2H5 y 58,1 g 
b) CH2O y 60,0 g 
c) KClO3 y 125 g 
Rta.: a) C4H10, b) C2H4O2, c) KClO3 
 
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20- La hormona adrenalina es una sustancia química que tiene la siguiente composición química (en 
porcentaje en peso): 59,0 % de carbono; 26,2 % de oxígeno; 7,10 % de hidrógeno y 7,65 % de 
nitrógeno. ¿Cuál es su fórmula mínima o empírica? 
 
21- La sacarosa o azúcar común tiene la siguiente fórmula molecular: C12H22O11. Determine el 
porcentaje en peso de cada elemento que la compone. 
 
Ecuaciones Químicas. Coeficientes estequiométricos. 
 
22- Balancee las siguientes ecuaciones químicas: 
a) Ca3(PO4)2(s) + H2SO4(ac) → H3PO4(ac) + CaSO4 (s) 
b) WO3(s) + H2(g) → W(s) + H2O(l) 
c) PbS(s) + O2(g) → PbO(s) + SO2(g) 
 
23- El amoníaco (NH3) es una materia prima muy usada a nivel industrial. Su síntesis se lleva a 
cabo según el proceso propuesto por el químico Fritz Haber (1868-1934) en 1905, representado 
por la siguiente ecuación química: 
 
 N2(g) + H2(g) → NH3(g) 
 
a) Balancee la ecuación química. ¿Qué ley se cumple? 
b) ¿Cuántos moles de NH3 se producen por mol de N2? 
c) ¿Cuántas moléculas de H2 reaccionan? 
d) Calcular la composición centesimal del NH3. 
 
Rta: a) ley de conservación de la masa, b) 2 moles, c) 3 veces el NA de moléculas, d) H: 17,64% N: 82,35%. 
 
24- Para la siguiente ecuación química: 
 
 MnCl2 + Br2 + 4 NH4HO → MnO2 + 2 NH4Cl + 2 NH4Br + 2 H2O 
 
 Indique: 
a) ¿Cuántos moles de Br2 se requieren para reaccionar con un mol de MnCl2? 
b) ¿Cuántos moles de NH4HO se requieren para reaccionar con tres moles de Br2? 
c) ¿Cuántas moléculas de NH4Br se obtienen cuando reaccionan 3 moles de Br2? 
d) ¿Cuántos moles de MnCl2 se requieren para producir 321 g de NH4Cl? 
 
Rta.: a) 1 mol, b) 12 moles, c) 6 x 6,02×1023 d) 3 moles. 
 
25- ¿Cuántos gramos de NaOH se pueden obtener a partir de 2 moles de Na2CO3 y un exceso de 
Ca(OH)2? 
 Na2CO3 + Ca(HO)2 → NaHO + CaCO3 
Rta.: 160 g. 
26- Dada la siguiente ecuación química: 
H2 + P4 → PH3 
 
a) ¿Cuántos moles de hidrógeno molecular reaccionan con 1 mol de fósforo? 
b) ¿Cuántos gramos de fósforo se combinan con 100 g de hidrógeno? 
c) ¿Cuántos gramos de fosfina (PH3) se forman a partir de 1 mol de fósforo? 
d) ¿Cuántas moléculas de fosfina se forman a partir de 9 moles de hidrógeno? 
 
Rta.: a) 6 moles de H2, b) 1033,3 g de P, c) 1 mol de PH3: 34 g, d) 6 moles de PH3 = 6 x 6,02×1023 moléculas de PH3 
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27- El hidróxido de bario reacciona con el dióxido de carbono para producir carbonato de bario y 
agua de acuerdo a la siguiente ecuación química: 
 
Ba(HO)2(ac) + CO2(g) → BaCO3(s) + H2O 
 
a) ¿Cuántos gramos de BaCO3 se producen cuando se hace burbujear un exceso de CO2 en una 
solución con 0,5 moles de Ba(OH)2? 
b) ¿Cuántos moles de CO2 se requieren para reaccionar completamente con 2 moles de 
Ba(OH)2? 
c) ¿Cuántos gramos de agua se producen a partir de 3,01×1023 moléculas de Ba(OH)2? 
d) ¿Cuántos litros de CO2 en CNPT se debe hacer burbujear para obtener 3,00 moles de BaCO3? 
 
Rta.: a) 98,65, b) 2 moles, c) 9 gramos, d) 67,2 litros. 
 
28- Dada la siguiente ecuación química: 
 
CaH2 + H2O → Ca(HO)2 + H2 
 
 Establezca, en cada caso, cual es el reactante límite: 
a) 10 gramos de CaH2 y 2,78 mol de H2O 
b) 0,1 gramos de CaH2 y 0,5 gramos de H2O 
c) 11,9 mol de CaH2 y 11,1 mol de H2O 
d) 4,75 mol de CaH2 y 27,8 mol de H2O 
e) 1 kilogramo de CaH2 y 3 kilogramos de H2O 
Rta.: a) b) d) y e) CaH2, c) agua. 
 
 
29- El cloro y el metano reaccionan para formar el cloroformo, según la siguiente ecuación química: 
 
CH4 + Cl2 → CHCl3 + HCl 
 
 Para cada uno de los siguientes casos, establezca cuál es la masa total de productos formado: 
a) 1,5 moles de Cl2 y 1,5 moles de CH4 
b) 142 g de Cl2 y 3,0 moles de CH4 
c) 0,8 moles de Cl2 y 0,2 moles de CH4 
d) 20 moles de Cl2 y 7 moles de CH4 
 
¿Se cumple en estos casos la ley de conservación de la masa enunciada por Lavoisier? 
 
 
30- Cuando el tribromuro de fósforo (gas) reacciona con agua, se producen bromuro de hidrógeno 
gaseoso y ácido ortofosforoso líquido. Escriba la ecuación química balanceada correspondiente. 
 
 Si se mezclan 10 g de agua con 0,10 mol de PBr3, averiguar: 
a) ¿Cuál es el reactivo limitante? 
b) ¿Qué masa del reactivo en exceso queda sin reaccionar? 
 
Rta.: a) RL: PBr3, b) 4,6 g de agua 
 
 
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31- Se sabe que cuando E reacciona con G se obtienen J y W, de acuerdo con la siguiente ecuación 
química balanceada: 
3E + 2G → J + x W 
 
 Si las masas molares son 112 g mol-1 para E; 98,0 g mol—1 para G; 172 g mol1 para J y 120 g 
mol-1 para W, ¿Cuál es el valor del coeficiente estequiométrico x? 
 
 
Unidades y conversión de unidades 
 
32- Considerando que la masa de aire contenida en una columna de 1 cm2 de superficie y que se 
extiende a través de toda la atmósfera desde el nivel del mar y hasta el “infinito” (estrictamente 
hasta donde la atmósfera “desaparece” en el espacio, considerado que ocurre a unos 100 km de 
altura) es de 1.030 gramos, calcule la presión que ejerce esta columna de aire sobre la 
superficie, en unidades del Sistema Internacional (SI). 
 
33- A la presión obtenida en el ejercicio anterior se la considera como “una atmósfera normal” o 1 
atm. Entonces establezca el factor de conversión o equivalencia entre las unidadesde la presión 
en atmósferas y la que corresponde en el Sistema Internacional. 
 
34- En las estaciones de servicio y gomerías se suele medir la presión para inflar los neumáticos de 
los automóviles en unidades vulgarmente llamadas “libras”. 
 a) ¿Es correcto este término para denominar a una presión? 
 b) ¿Qué es la unidad de presión “psi”? 
 c) ¿Qué presión, expresada en atm y en el sistema SI, tiene un neumático de automóvil inflada a 
32 “libras”? 
 
35- A partir del valor de la constante universal de los gases en la forma de R=0,08206 atm L mol–1 
K–1, determine el valor correspondiente de R en unidades de: 
 
 a) Pa L mol–1 K–1 b) bar L mol–1 K–1 c) J mol–1 K–1 
 
36- Es conocido que el volumen que ocupa un mol de gas ideal bajo condiciones normales de 
presión y temperatura (CNPT) es de 22,4 L. Pero este valor es así porque se considera como 
“presión normal” a la presión de 1 atm. 
 ¿Cuál sería el volumen molar de un gas ideal si se considera como “presión normal” a 1 bar (o 
100 kPa)? 
 
37- Determine el factor de conversión (o equivalencia) entre las unidades de energía joule y ergio. 
 
38- ¿Cuál es el equivalente en gramos de las siguientes masas? 
 
a) la masa de un mol de átomos de cobre. 
b) la masa de un átomo de cromo. 
c) la masa de 1 kg de moléculas de NH3. 
d) la masa de 12 moléculas de C6H6. 
e) la masa de 200,5 u.m.a. de átomos de calcio. 
 
 
QUIMICA GENERAL I 2020 - FCQ - U.N.C. 
 
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39- Realice los siguientes cambios de unidades: 
 
a) 343,5 cm a nm. b) 192 pm3 a cm3. c) 43,6 cm2 a km2. d) 72 pm a nm. e) 135 Gm a km. 
 
40- La cantidad de iones, átomos o moléculas en una muestra se expresa en moles, y la constante de 
Avogradro, NA, se utiliza para hacer la conversión entre el número de estas partículas y el número 
de moles. 
Sabiendo que una muestra conocida de vitamina C contiene 1,29×1024 átomos de hidrógeno, 
además de otro tipo de átomos, ¿cuál es la cantidad química (moles) de átomos de hidrógeno?
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QUIMICA GENERAL I 
 Serie Nº 1 Capítulo I: La estructura del átomo 
 
Conceptos centrales de esta unidad: 
- Naturaleza eléctrica de la materia. 
- Experimentos de Thompson, de Millikan y 
de Rutherford. 
- La estructura básica del átomo: modelo 
nuclear del átomo. 
- Partículas elementales. 
- La estructura del núcleo. Procesos de 
desintegración nuclear. 
- Radioactividad y dispersión de partículas 
alfa. 
- Los electrones en los átomos. 
- Efecto fotoeléctrico. 
- La naturaleza dual de la luz: ondulatoria y 
corpuscular. 
- La cuantización de la energía y los fotones. 
- Espectros continuos y de líneas. 
- La teoría de Bohr para el átomo de 
hidrógeno. 
- Postulados de Bohr. 
- La mecánica cuántica. 
- La relación de De Broglie. 
- El Principio de Incertidumbre de 
Heisenberg. 
- Función de onda y densidad de probabilidad 
electrónica. 
- Los números cuánticos y los orbitales 
atómicos. 
 
Ejercicios 
 
1- Cada uno de los siguientes nucleídos se emplean en medicina. Consultando la tabla periódica 
indique el número de protones y neutrones que hay en cada uno. 
 a) Cobalto - 60 d) Fósforo - 32 
 b) Yodo - 131 e) Cromo - 51 
 c) Tecnecio - 99 f) Hierro - 59 
 
 2- El boro naturalmente presenta dos isótopos 10B y 11B cuyas masas atómicas se dan en la 
siguiente tabla. Sabiendo que el peso atómico del B es 10,811 u.m.a.: 
 a) Diga cuál es el isótopo más abundante. 
 b) Calcule las abundancias relativas. 
 
 
Isótopo 
 
Masa atómica (u.m.a.) 
 
Abundancia Natural 
 
10B 
 
10,013 ¿? 
 
11B 
 
11,009 
 
¿? 
 
3- Un estudiante determinó la relación masa/carga (m/q) del electrón como 5,64×10–12 kg/C. En 
otro experimento, como el realizado por Millikan, obtuvo para la carga del electrón el valor de 
1,605×10–19 C, ¿cuál sería la masa del electrón de acuerdo a estos datos? 
 
4- Para una radiación electromagnética que se propaga en el vacío, responda justificando su 
respuesta: 
 a) ¿Cuánto varía la frecuencia si se triplica la longitud de onda? 
 b) ¿Cuánto varía la frecuencia si disminuye la longitud de onda a la mitad? 
 c) ¿Cuánto varía la longitud de onda si se duplica la frecuencia? 
 d) ¿Cuánto varía la velocidad de propagación de la radiación electromagnética si se duplica la 
frecuencia? 
e) ¿Cuál es la velocidad de la luz azul (435 nm) y roja (680 nm) propagándose en el vacío? 
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5- Indique en forma clara y concisa qué hechos, ideas o magnitudes importantes en el desarrollo 
histórico de la teoría cuántica se determinaron o verificaron desde cada uno de los siguientes 
experimentos: 
 a) radiación del cuerpo negro 
 b) efecto fotoeléctrico 
 
 6- a) ¿Cuál es la longitud de onda de la radiación cuya frecuencia es 4,62×1014 s–1? 
 b) ¿Cuál es la frecuencia de radiación cuya longitud de onda es 180 nm? 
 c) ¿Se podrían detectar algunas de las radiaciones especificadas en los ítems a) y b) con un 
detector ultravioleta? 
 d) ¿Qué distancia viaja la luz en 0,50 ps? 
 
7- a) Calcule la energía de un cuanto de radiación de longitud de onda de 381 nm. 
 b) Calcule la energía de un fotón a una frecuencia de = 3,6×1013 s–1. 
 c) ¿Cuántos ciclos de la radiación de un láser de He-Ne ( = 632,8 nm) caben en 1 cm? 
 
8- Un láser de alta energía opera durante 100 ns. La energía total emitida es de 8300 J. Si la 
longitud de onda de la señal es de 351 nm, ¿cuántos fotones se han emitido? 
 
9- Explique sintéticamente cuál es el proceso que ocurre durante el experimento conocido como 
efecto fotoeléctrico. Realice un esquema que le permita interpretar el experimento. 
 
10- La función trabajo o energía umbral para el mercurio es igual a 435 kJ mol-1. 
 
a) Defina energía umbral. Mencione qué efecto produce aplicar una energía mayor a la energía 
umbral. 
b) ¿Puede producirse el efecto fotoeléctrico en el mercurio utilizando luz visible (400-700 nm)? 
J.S.R. 
c) ¿Cuál es la energía cinética, expresada en joules, de cada electrón emitido cuando una luz de 215 
nm incide sobre una superficie de mercurio? 
 
11-Teniendo en cuenta que la frecuencia umbral del molibdeno metálico es 1,09×1015 s–1: 
 a) ¿Cuál es la mínima energía requerida para producir el efecto fotoeléctrico? 
b) ¿Cuál será la longitud de onda de la radiación correspondiente a la energía umbral? 
 c) Si el molibdeno se irradia con luz cuya longitud de onda es 120 nm ¿cuál es la energía cinética 
máxima posible de los electrones emitidos? 
 
12- El cesio es un metal muy utilizado en dispositivos fotoeléctricos debido a la baja energía 
necesaria para eyectar electrones de su superficie. Su energía umbral es de sólo 207 1kJ mol . 
a) ¿A fotones de qué longitud de onda, expresada en nm, corresponde esta energía umbral? 
b) Si se irradia la superficie de cesio con fotones cuya energía por mol es el triple de su energía 
umbral, ¿cuál es la energía cinética de los electrones eyectados expresada en 1kJ mol ? 
c) Considerando los electrones eyectados en el experimento del punto b), ¿cuál es la velocidad 
de un electrón, expresada en m s–1? 
d) ¿Cuál es la energía umbral para eyectar un único electrón? ¿A fotones de que longitud de 
onda, expresada en nm, corresponde está energía umbral? 
 
 
 
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- 27- 
 
13- La energía umbral de la plata metálica, determinada a partir de experimentos de efecto 
fotoeléctrico, es de   1 139 2 10 kJ mol . 
a) En base a este intervalo de energía, ¿cuál es el intervalo de longitudes de onda capaz de eyectar 
electrones de la superficie de la plata metálica? 
 
b) ¿puede un fotón, cuya longitud de onda es igual a  325 5 nm , eyectar electrones de la plata 
metálica? 
 
14- Una lámina de potasio y otra de sodio son expuestas a radiación electromagnética cuya longitud 
de onda es de 300 nm. Considere que la energía umbral de potasio es de 193,68 10 J y la de sodio 
es de 194,41 10 J. 
a) Sin realizar cálculos indique desde cuál de los metales se eyectan los electrones con la mayor 
velocidad. J.S.R. 
b) ¿Cuál es el valor de la energía cinética de los electrones eyectados por cada uno de los metales? 
Justifique su respuesta con cálculos. 
c) ¿Cuál es la mayor longitud de onda que producirá el efecto fotoeléctrico en cada una de las 
láminas? 
 
15- Calcule la longitud de onda de De Broglie asociada a: 
 a) Una pelota de tenis de 58,0 g que viaja a 200 km h–1. 
 b) Una persona de 85,0 kg esquiando a 60 km h–1. 
 c) Un átomo de helio que tiene una velocidad de 1,5×105 m/s. 
 d) Un electrón viajando al 50% de la velocidad de la luz. 
 e) Un electrón que se mueve con una energía cinética igual a 4,55×10–25 J. 
 ¿Qué conclusión obtiene de los resultados? 
 
16- De acuerdo con el modelo de Bohr del átomo de hidrógeno, el electrón en el estado fundamental 
o basal se mueve en una órbita circular de 100,529 10 m de radio (conocido como radio de Bohr). 
De acuerdo al principio de incertidumbre de Heisenberg ¿Es realista este modelo? Justifique su 
respuesta calculando la incertidumbre en la velocidad con la masa del electrón. 
 
17- Un electrón ( 31m 9,11 10 kge
  ) y una bala ( m 0,02kg ) poseen una velocidad de magnitud 
1500ms , con una precisión dentro de 0,01 %. ¿En qué límites es posible determinar la posición 
del electrón y la bala a lo largo de la dirección de la velocidad? 
 
18- El Prochlorococcus es el organismo más pequeño capaz de realizar la fotosíntesis y posee una 
masa de 163 10 kg . Cuando se lo observa con un microscopio electrónico, se determina su 
posición con una precisión de 10nm . ¿Cuál es la máxima precisión con que se puede conocer su 
momento lineal o cantidad de movimiento? 
 
19- Con relación al átomo de hidrógeno y según el modelo de Bohr: 
 a) Justifique mediante un diagrama energético si existe un nivel de energía En= ˗RH×0,033. 
 b) Para las siguientes transiciones: 
 a) n = 4 a n = 1 
 b) n = 2 a n = 3 
 c) n = 4 a n = 16 
 
 Indique, justificando su respuesta: 
 i) Si se absorbe o emite energía. 
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- 28- 
 
 ii) Cuál es la transición que involucra mayor energía (E). 
 
 c) Teniendo en cuenta la siguiente figura a que zona del espectro electromagnético 
corresponderá la absorción o emisión de energía de cada transición. 
 
20- Una de las líneas de la serie de Balmer del espectro de emisión del átomo de hidrógeno 
corresponde a 397 nm. Esta línea del espectro de emisión resulta de la transición desde un nivel 
superior hasta el nivel n = 2. ¿Cuál es el número cuántico principal del nivel superior? 
 (RH = 2,179 ×10–18 J). 
 
21- a) Calcule la energía, la frecuencia y la longitud de onda de la radiación asociada a las 
transiciones electrónicas siguientes en el átomo de hidrógeno. 
 i) de n = 1 a n = 3 
 ii) de n = 2 a n = 5 
 iii) de n = 6 a n = 7 
 
 b) Durante estas transiciones, ¿se absorbe o emite energía? ¿En cuál de las transiciones 
anteriores el electrón se encontraba inicialmente en el estado fundamental? 
c) Para el fotón de mayor energía que puede ser absorbido por el átomo de hidrógeno, calcule el 
valor de esa energía e indique como se denomina. JSR. 
 
22- De acuerdo a la teoría cuántica, para el átomo de hidrógeno: 
 a) ¿Cuáles son los valores posibles de l para n = 5? 
 b) ¿Cuáles son los valores posibles de ml para l = 3? 
 
23- ¿Cuántos orbitales con distinto número cuántico magnético orbital (ml) se pueden generar a 
partir de cada uno de los siguientes casos? J.S.R. 
 a) 2s c) 4p 
 b) 5f d) 5d 
 
 24- De los siguientes conjuntos de números cuánticos: 
n l ml Tipo de Orbital 
3 2 ˗1 
2 4 ˗1 
4 0 ˗1 
5 2 ˗1 
3 3 ˗3 
5 3 ˗2 
 
Indique cuáles están permitidos e indique el tipo de orbital que le corresponde. 
 
 
n=5 
n=4 
n=3 
 
n=2 
 
n=1 
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- 29- 
 
25- Suponiendo que inicialmente el único electrón del átomo de H puede encontrarse en uno de los 
siguientes estados cuánticos: 
 a) n = 2 l = 0 ml = 0 ms = 1/2 
 b) n = 2 l = 1 ml = 0 ms = 1/2 
 c) n = 3 l = 0 ml = 0 ms = ˗1/2 
 d) n = 1 l = 0 ml = 0 ms = 1/2 
 
 Indique JSR sin realizar cálculos: 
i) De todas las transiciones posibles entre los mencionados estados cuánticos, cuál o cuáles son 
las que involucran menor energía. 
 ii) Si la remoción del electrón a partir del estado “a” involucrará mayor, menor, o igual energía 
que a partir del estado “c”. 
 iii) Si la remoción del electrón a partir del estado “c” involucrará mayor, menor, o igual energía 
que a partir del estado “d”. 
 
26- Usando la expresión de los niveles de energía permitidos por un átomo hidrogenoide: 
 
 
2
2
n
RZ
E Hn

 (RH = 2,179 ×10–18 J). 
 Calcule: 
 a) La energía, expresada en joules, del menor nivel del ion He+. 
 b) La energía, expresada en joules, del nivel n = 3, del ion Li2+. 
 
 Realice un diagrama energético considerando n HE R en función de n para cada átomo 
hidrogenoide. Elija el esquema adecuado para cada ion. 
 
 
 
 
27- Indique si ambos conjuntos de números cuánticos, para un electrón, son permitidos. J.S.R., 
brevemente. 
 a) n = 2; l = 1; ml = 1; ms = 1/2 
 b) n = 3; l = 3; ml = ˗3; ms = ˗1/2 
 
28- Los siguientes conjuntos de números cuánticos (n, l, ml, ms) describen cinco estados posibles del 
electrón del átomo de hidrógeno. 
 a) (2, 1, 1, 1/2) d) (2, 0, 0, 1/2) 
 b) (2, 1, ˗1, 1/2) e) (1, 0, 0, ˗1/2) 
 c) (3, 1, 1, ˗1/2) 
 
 i) ¿Cuántos y cuáles estados electrónicos son equivalentes en energía? 
 ii) Justifique cuáles corresponden a estados excitados. 
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- 30- 
 
 
29- Los siguientes conjuntos de números cuánticos (n, l, ml, ms) describen el estado de 5 (cinco) 
electrones de un átomo multielectrónico. 
 a) (4, 0, 0, 1/2) d) (2, 1, 1, ˗1/2) 
 b) (3, 1, 1, 1/2) e) (3, 0, 0, 1/2) 
 c) (3, 1, ˗1, 1/2) 
 i) ¿Cuántos y cuáles estados electrónicos son equivalentes en energía? 
 ii) Ordene los estados electrónicos en orden creciente de energía. 
 
 
RESULTADOS DE ALGUNOS PROBLEMAS NUMÉRICOS 
Serie No 1 La Estructura del Átomo 
2- b) 10B=19,88 %, 11B=80,12 % 
3- masa = 9,0522×10–31 kg 
6- a) 649,3nm b) 1,66×1015 Hz d) 0,15 mm 
7- a) 5,21×10–19 J b) 2,3832×10–20 J c) 15802,78 ciclos 
8- 1,467×1022 fotones 
11- i) 7,22×10–19 J ii) 275 nm iii) 9,33×10–19 J 
15- a) 2,05×10–25 nm b) 4,68×10–28 nm c) 6,65×10–4 nm 
19- i) NO. n es un número no entero 
20- n = 7 
21- a) i) 1,94×10–18 J 2,92×1015 s–1 103 nm 
ii) 4,58×10–19 J 6,90×1014 s–1 435 nm 
iii) 1,6×10–20 2,43×1013 s–1 11,68 nm 
c) 2,179×10–18 J 
26- a) –8,716×10–18 J b) –2,179×10–18 J 
 
 
 
 
 
Ejercitación adicional 
 
 
1- Se tienen dos metales "Z" y "V", cuyas energías umbral para la emisión de fotoelectrones son 
274,46 y 330,57 kJ/mol, respectivamente, a los que se les hace incidir un haz de radiación de  
= 236 nm. Diga, realizando los cálculos necesarios: 
 a) Si observará efecto fotoeléctrico en estos metales. 
 b) En caso de que observara el efecto; ¿cuál es la energía cinética máxima de los electrones 
eyectados de la superficie? 
 c) Si el haz de luz incidente hubiera sido de frecuencia  = 7,41×1014 s-1, ¿cómo respondería a 
los incisos a) y b)? 
 
2- Diga si las siguientes afirmaciones son Verdaderas o Falsas y en el caso de las falsas escriba la 
respuesta correcta, justificando brevemente su respuesta: 
 a) En una especie hidrogenoide la energía del orbital 1s sólo depende de n y es independiente de 
la naturaleza del elemento. 
 b) Para el mismo número cuántico principal, los orbitales de menor número de nodos son los de 
mayor energía. 
 c) El conjunto de números cuánticos n = 3; l = 2; ml = 1/2; ms = ˗1/2, describe el estado de un 
electrón en un orbital 3d. 
 
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- 31- 
 
3- El proyectilque dispara un fusil tiene una masa aproximada de 1,50 g y sale desde el cañón del 
arma con una energía cinética de 72,5 J. 
a) Indique cuál será la longitud de onda de De Broglie asociada al proyectil del fusil, en 
nanómetros. 
b) Discuta el significado físico de este concepto, quién lo enunció y cuál es su interpretación. 
 
4- a) Calcule la longitud de onda de la primera línea (línea de más baja energía) observadas en la 
Serie de Balmer y en la Serie de Lyman para un tubo de descarga con gas hidrógeno. 
b) Indique en qué región del espectro electromagnético se ubican estas dos líneas. 
c) Al momento en que se realizaron estos experimentos (años 1880-1890) ¿qué explicación se 
daba a la observación de estas series (o grupos) de líneas en el espectro de emisión del gas 
hidrógeno? 
 
5- Para las siguientes afirmaciones indique si son Verdaderas o Falsas, y justifique brevemente: 
a) El modelo atómico de órbitas y niveles de energía de Bohr se aplicó bien sólo para los átomos 
de los elementos más livianos: H, He, Li y Be. 
b) Utilizando las energías dadas por el modelo de Bohr para cada nivel electrónico posible en el 
átomo de hidrógeno se pudieron explicar correctamente las Series de Lyman, Balmer, etc., en 
el espectro de emisión de este gas. 
c) La luz blanca que atraviesa un tubo de gas hidrógeno a baja presión y posteriormente pasa por 
un prisma, se descompone en un espectro de líneas. 
 
6- Un balón cerrado contiene una mezcla gaseosa de átomos de H y de iones He+. Al darle energía 
de forma apropiada se logra la excitación del electrón en cada especie hasta el nivel n = 3. Tras 
ello, al retornar a sus niveles fundamentales se observa emisión de luz a seis longitudes de onda 
diferentes, siendo sólo una de ellas (la de menor energía) observable en el visible, con un color 
anaranjado. 
a) Esquematice en un diagrama de energías todas las posibles transiciones electrónicas que 
producirían las emisiones desde el nivel n = 3 para ambas especies, y ordene estas 
transiciones en forma creciente de la energía involucrada. 
Determine a qué especie y qué transición electrónica le corresponde la emisión de color anaranjado. 
Justifique. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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- 32- 
 
 
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- 33- 
 
QUÍMICA GENERAL I 
 
 Serie Nº 2 Capítulo II: La estructura electrónica de los átomos 
 
Conceptos centrales de esta unidad: 
 - Configuración electrónica de los átomos. 
 - Relación entre la estructura electrónica de los átomos y la periodicidad de ubicación de 
los elementos en la Tabla Periódica. 
 - El spin del electrón y el principio de exclusión de Pauli. 
 - Diagrama de orbitales de los átomos. 
 - La regla de Hund. 
 - Las propiedades magnéticas de los átomos. 
 - Electrones internos y electrones de valencia. 
 - Orbitales de valencia. 
 - Carga nuclear efectiva 
 - Algunas propiedades periódicas: radio atómico, energía de ionización, energía de 
afinidad electrónica, electronegatividad. 
 - Tendencias de las propiedades periódicas a lo largo de la Tabla Periódica. 
 
Ejercicios 
 
1- ¿Qué números cuánticos deben ser iguales para que los orbitales sean degenerados (tengan la 
misma energía)? 
a) En un átomo de hidrógeno 
b) En un átomo multielectrónico. 
Realice un diagrama que indique el ordenamiento de los niveles de energía de los orbitales para 
ambos casos. 
 
2- 
a) El principio que dice: “en un átomo dos electrones no pueden tener el mismo conjunto de cuatro 
números cuánticos iguales”, ¿se opone al que dice? “ningún orbital atómico puede contener más de 
dos electrones”. Justifique su respuesta tanto sí es afirmativa como negativa. 
 
b) ¿Qué valor de número cuántico l le corresponde a los orbitales s, p, d y f? ¿Cuántos orbitales s, p, 
d y f hay en un átomo y qué número cuántico está asociado a cada uno de ellos? 
Represéntelos gráficamente. 
 
 
3- Cuál es el número máximo de electrones que se pueden ubicar en: 
i) una subcapa p. 
ii) la subcapa 3d. 
iii) la subcapa 5f. 
 
4- 
a) Escriba la configuración electrónica de un átomo con 16 electrones. 
 
b) Represente estos electrones en los niveles y subniveles de energía correspondientes de modo de 
cumplir con el Principio de Aufbau pero que violen la Regla de Hund. 
 
c) Indique si el átomo con esta configuración electrónica particular será paramagnético o 
diamagnético. Justifique su respuesta. 
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- 34- 
 
5- a) Cuáles de los siguientes diagramas de orbitales son permitidos y cuáles no de acuerdo al 
principio de exclusión de Pauli y a la regla de Hund para el estado fundamental de cada elemento. 
 
 
 
 
Elemento 
 
1s 
 
2s 
 
2p 
 
 
 
a      
 
 
 
b     
 
 
 
c     
 
 
 
d      
 
b) Para los permitidos escriba la configuración electrónica correspondiente. 
c) Escriba el conjunto de los cuatro números cuánticos del quinto electrón del átomo “a” y el 
primero y segundo electrón del elemento “c”. 
 
6- a) Indique cuál de los siguientes conjuntos de números cuánticos en un átomo no es correcto. 
J.S.R. 
(i) (1, 0, 1/2, 1/2) 
(ii) (3, 0, 0, 1/2) 
(iii) (2, 2, 1, 1/2) 
(iv) (4, 3, -2, -1/2) 
(v) (3, 2, 1, 1) 
 
b) Las siguientes configuraciones electrónicas de estado fundamental no son correctas. Explique 
cuál es el error y escriba las configuraciones electrónicas correctas. 
 
2 2 4 2 3Al : 1s 2s 2p 3s 3p 2 2 5B: 1s 2s 2p 2 1 6F: 1s 2s 2p 
 
 
7- Indique cuál de las siguientes configuraciones electrónicas son posibles para un átomo neutro en 
su estado fundamental e identifique, con la ayuda de una Tabla Periódica, el elemento 
correspondiente. 
i) 1s2, 2s3, 2p6 iv) 1s2, 2s2, 2p6, 3s1, 3d9 
ii) 1s2, 2s2, 2p8, 3s2, 3p6 v) 1s2, 2s1, 2p6 
iii) 1s2, 2s2, 2p5 
 
 
8- Escriba la configuración electrónica del estado fundamental de los siguientes átomos. Para 
simplificar la notación, utilice la configuración del gas noble anterior e indique si son 
diamagnéticos o paramagnéticos. 
a) fósforo b) vanadio c) titanio 
d) oxígeno e) sodio f) cloro 
 
9- De las configuraciones electrónicas de los elementos del problema anterior deduzca el período y 
el grupo al que pertenece cada uno. 
 
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- 35- 
 
10- La configuración electrónica del estado fundamental de un átomo neutro es [Ar] 3d1 4s2. ¿A qué 
período y grupo pertenece este elemento? Indique si es un elemento representativo o de 
transición. 
 
11- Siguiendo la convención de Peter Atkins, el proceso de Afinidad Electrónica es definido como: 
A (g) + e → A- (g) 
 
siendo su cambio de energía:  A(g) (A (g))aeE E E   . 
En este marco, una afinidad electrónica positiva significa que se libera energía cuando un electrón 
se une a un átomo neutro para formar un anión. 
 
Para los siguientes procesos: 
He (g) + e˗ → He˗ (g) 121kJ molaeE
  
Li (g) + e˗ → Li˗ (g) 160kJ molaeE
  
Be (g) + e˗ → Be˗ (g) 119kJ molaeE
  
Explique la diferencia en los valores de las afinidades electrónicas en términos de sus 
configuraciones electrónicas. 
 
12- a) Explique brevemente qué entiende por una Propiedad Periódica. 
b) Comente qué aspecto de la configuración electrónica de los elementos se mantiene constante y 
qué aspecto cambia, a lo largo de un período y a lo largo de un grupo. 
c) Tanto a lo largo de un período como a lo largo de un grupo el número total de electrones de cada 
elemento sucesivo va en aumento, por lo que sería lógico pensar que el radio atómico también vaya 
en aumento en ambos casos. ¿Es esto correcto? Justifique. 
 
13- Dadas las tres especies de cada inciso (átomos y/o iones) marque con un círculo aquella que 
cumpla con la propiedad requerida. 
 
a) mayor número de electrones desapareados: Cu Ni Zn 
b) mayor radio iónico: Na+ K+ Rb+ 
c) mayor radio:O2˗ F F˗ 
 
14- Dados el siguiente grupo de elementos: 
 Na Mg P 
a) Escriba la configuración electrónica de cada átomo, y en base a ella, la configuración del ion más 
estable que puede formar cada uno (indique si esta especie será un catión o un anión). 
 
b) Ordene la secuencia de estos elementos en orden creciente de: 
i) radios atómicos iii) primera energía de ionización (I1) 
ii) radios iónicos iv) segunda energía de ionización (I2) 
 
15- Dado el siguiente esquema de la tabla periódica: 
 
 
 
 
 
 
 
 
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- 36- 
 
Ubique en el casillero correspondiente de la Tabla Periódica al elemento cuya propiedad se indica 
en cada ítem a continuación y justifique su respuesta: 
a) Elemento con el menor radio atómico en el grupo 16 (grupo VIA). 
b) Elemento cuya configuración electrónica es [Ne]3s23p3. 
c) Elemento del periodo 4 cuyo anión con carga -2 es isoelectrónico con su gas noble más próximo. 
d) Elemento con la mayor primera energía de ionización del periodo 3. 
e) Elemento del grupo 17 (grupo VIIIA) con la mayor afinidad electrónica. 
f) Elemento de transición con la mayor electronegatividad del periodo 5. 
16- Ordene los siguientes elementos según el carácter metálico creciente: 
 a) As, P, Bi, Sb, N 
 b) S, Hg, Ge, F, In 
 
17- Se tienen dos elementos representativos X e Y, los cuales poseen Z = 11 y Z = 17. Sin recurrir 
a la Tabla Periódica responda: 
a) En qué grupo y período de la Tabla Periódica se encuentra cada uno de ellos. 
b) Realice un análisis comparativo de la energía de ionización y la afinidad electrónica de los 
elementos X e Y. 
c) Si X e Y formaran un compuesto estable, ¿Cuál sería la fórmula del mismo? 
 
18- a) ¿Cuál es la energía involucrada para ionizar 2,3 mg de Na(g) a Na+(g), si la primera energía 
de ionización del Na es 496 kJ/mol? 
b) ¿Cuál es la energía involucrada para producir 3,55 mg de Cl˗(g) a partir del Cl(g) si la afinidad 
electrónica es de ˗349 kJ/mol? 
 
19- Diga sí las siguientes proposiciones son VERDADERAS o FALSAS. J.S.R. 
a) En los átomos multielectrónicos, para un mismo valor de n, todos los orbitales tienen la misma 
energía. 
b) En un grupo, el radio atómico aumenta cuando aumenta Z, porque aumenta la cantidad de 
protones y de electrones. 
c) Los halógenos tienen valores de afinidad electrónica muy negativa debido a sus pequeños radios 
atómicos. 
d) Si se comparan las energías de ionización de dos átomos, siempre será mayor la del átomo con 
mayor Z. 
 
20- a) ¿Tiene sentido el concepto de electronegatividad en un átomo aislado? 
b) ¿Cuál es la utilidad de una tabla que asigna valores de electronegatividad a cada elemento? 
c) ¿Qué correlación general existe entre la energía de ionización y la electronegatividad? 
 
21- Se conocen los valores de Afinidad Electrónica (Eae) de los siguientes elementos: 
 
 Elemento: Na Mg N F 
 Eae (kJ/mol): +53 -19 -7 +328 
 
a) Explique estos valores en forma comparativa para cada elemento teniendo en cuenta la 
configuración electrónica respectiva. 
b) ¿Qué representaría físicamente para un elemento tener un valor de Afinidad Electrónica 
positiva? Explique brevemente. 
 
 
 
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- 37- 
 
22- Dados los siguientes cinco elementos y su ubicación en la Tabla Periódica: 
 
Elemento Grupo Período 
A 1 (IA) 3 
B 1 (IA) 5 
C 14 (IVA) 2 
 D 17 (VIIA) 3 
E 2 (IIA) 4 
 
 Justificando en cada caso su respuesta, responda: 
 
a) ¿Cuál de ellos presenta mayor afinidad electrónica? 
b) ¿Qué elemento tiene mayor radio atómico? 
c) ¿Qué elemento tiene mayor carácter metálico? 
d) ¿Qué elemento es más electronegativo? 
 
RESULTADOS DE LOS PROBLEMAS NUMÉRICOS 
Serie No 2, Estructura Electrónica de los Átomos 
 
18- a) 0,0496 kJ b) –0,0349 kJ 
 
 
Ejercicios Adicionales 
 
1- Para el diagrama de energía indicado más abajo: 
 a) Indique, justificando su respuesta, con que especie hidrogenoide se corresponde (indique el 
valor del número atómico de la especie). 
b) Sobre las transiciones señaladas, indique si corresponden a una emisión o absorción de 
energía. 
c) Calcule la longitud de onda asociada a cada una de las tres transiciones e indique si alguna 
de ellas corresponde a la zona visible del espectro electromagnético. 
2- a) Diga si los conjuntos de números cuánticos de la tabla dada son permitidos o no para 
electrones en un átomo multielectrónico. 
-2R
H
-(1/4)R
H
-(4/9)R
H
-R
H
n = 4
n = 3
n = 2
E
n
e
rg
ia
n = 1-4RH
0
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 b) Para aquéllos conjuntos permitidos, ordénelos en forma creciente de Energía en la tabla de la derecha. 
 c) ¿Hubiera cambiado el ordenamiento anterior si dichos conjuntos correspondieran a un 
único electrón de un átomo de hidrógeno? J.S.R. 
 
3- Explique cuál de las siguientes especies: Li, Na y Na+, tendrá mayor Energía de Ionización, y 
porqué. 
 
4- La afinidad electrónica del elemento cloro es muy negativa, mientras que la de su vecino 
inmediato, el Ar es positiva. Explique brevemente esta diferencia. 
 
 
5- a) Para las siguientes configuraciones electrónicas indique cuáles son permitidas y cuáles no. 
Justifique su respuesta. 
 
b) De aquellas configuraciones permitidas, indique cuales corresponden a un elemento en su 
estado fundamental y cuáles a un estado excitado. Justifique su respuesta. 
c) Para el átomo de potasio indique a qué transición entre niveles y subniveles cuánticos le 
correspondería: 
 i) Pasar al primer estado excitado. ii) La segunda energía de ionización. 
 
 
 
n l ml ms 
2 1 0 1/2 
2 0 0 ˗1/2 
2 1 ˗2 ˗1/2 
3 2 ˗1 1/2 
n l ml ms 
 
 
 
 
i) ii) 
iii) iv) 
1s 2s 2p 2p 1s 2s 
1s 2s 2p 1s 2s 2p 
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QUÍMICA GENERAL I 
 Serie Nº 3 Capítulo III: Conceptos fundamentales del enlace químico - Parte A 
 
Conceptos centrales de esta unidad: 
 
- Significado de un enlace químico. 
- Energías involucradas en la unión química: 
Energía de Enlace. 
- Símbolos de Lewis o de electrón-punto. 
- Regla del octeto. 
- Descripción del enlace iónico. 
- Configuraciones electrónicas de los iones. 
Radio iónico. 
- Energías de red cristalina. 
- Descripción del enlace covalente. 
- Estructuras de Lewis. 
- Enlaces simples y múltiples. 
- Enlace covalente coordinado. 
- Electronegatividad y Polaridad de un enlace. 
- Momento dipolar de un enlace. 
- Longitud de un enlace 
- Angulo de un enlace. 
- Geometría molecular y la teoría del enlace 
químico: los enlaces dirigidos. 
- Modelo de la Repulsión de los Pares de 
Electrones de Valencia. 
- Pares electrónicos enlazantes y no 
enlazantes. 
- Geometría de dominio de electrones. 
- Geometría molecular y momento dipolar 
global de una molécula. 
- Teoría del enlace de valencia. 
- Hibridización y Orbitales híbridos. 
- Enlaces sigma () y enlaces pi (.) 
- Enlace deslocalizado y Resonancia. 
- Teoría de Orbitales Moleculares. 
- Orden de enlace. 
- Diamagnetismo y paramagnetismo. 
- Enlace metálico. 
 
Ejercicios 
 
1- Dibuje una curva de energía potencial para la molécula de Cl2. En ese diagrama indique la 
longitud de enlace (1,94 Å) y la energía de disociación de enlace (240 kJ mol–1). 
 
2- ¿Qué relación cualitativa puede establecer entre diferencias de electronegatividades y polaridad 
de enlace? 
 
3- Ordene los siguientes elementos en orden creciente de electronegatividad. JSR. 
 a) O, P, S c) S, Cl, Br 
 b) Mg, Al, Si d) C, Si, N 
 
4- Ordene los siguientes enlaces en orden creciente de polaridad. JSR. 
 a) Pb-Cl, Pb-Pb, Pb-C 
 b) H-F, F-F, Be-F 
 c) C-S, B-F, N-O 
 
5- Dadas los siguientes átomos: 
C(Z=6) Li (Z=3) F (Z=9) N(Z=7) Na (Z=11) 
a) Escriba la configuración electrónica en forma de casillas cuánticas para cada átomo. Indique que 
regla o principio utilizapara escribir la configuración electrónica del estado fundamental para cada 
átomo. 
b) Indique que tipo de especies (anión o catión) formará cada átomo y la carga respectiva de la 
misma. Justifique su respuesta 
c) Ordene los distintos átomos en orden creciente de radio atómico. Justifique este orden 
d) Ordene los átomos en orden decreciente de primera energía de ionización 
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e) Entre que pares de átomos espera una mayor diferencia de electronegatividades. Considerando su 
respuesta indique que tipo de enlace (covalente o iónico) formarán entre sí este par de átomos y 
especifique sus atomicidades. 
 
6- Dibuje las estructuras de Lewis para cada una de las siguientes especies: 
 SiH4 H2O K2O ClO2– NOCl CaCO3 NH4NO3 
 
7- a) En el caso particular del ion amonio, existe un enlace coordinado en el que un par de 
electrones compartido por dos átomos es aportado por uno de ellos. ¿El enlace coordinado 
presenta propiedades diferentes a los restantes enlaces? 
 b) Analice las características que debe tener una especie (átomo o molécula) para generar un 
enlace coordinado con el BCl3. Considere la estructura de Lewis de ambos. 
 
 
8- Los tres compuestos: CH3CH2OH H2CO y CO 
tienen un enlace carbono-oxígeno. 
a) ¿Cuál de los enlaces carbono-oxígeno es el de mayor longitud y cuál el de mayor energía? 
b) ¿Cuál es el orden de enlace carbono-oxígeno en cada molécula? 
c) ¿Cuál de los elementos, oxígeno o carbono, tiene mayor electronegatividad? 
 
 
9- Dibuje estructuras de resonancia para cada una de las siguientes especies: 
 a) anión trioxocarbonato (IV) 
 b) trioxonitrato (V) de hidrógeno y anión trioxonitrato (V) 
 
10- a) ¿Qué entiende por orden de enlace? ¿Puede esta magnitud tomar valores no enteros? J.S.R 
con un ejemplo. 
 
11- Para las especies NO2+ y NO3– 
 
 a) ¿Cuál de los compuestos anteriores posee mayor orden de enlace O-N? 
 b) ¿Cuál de los compuestos anteriores tendrá la mayor longitud de enlace? 
 
12- a) De acuerdo a las estructuras de Lewis, ordene las siguientes especies en forma creciente de 
longitud de enlace: 
CO2 CO32– CO 
 b) Ordene las especies en forma creciente de energía de enlace. Indique también el orden de 
enlace. 
 
13- De los siguientes compuestos que contienen oxígeno: 
O2 H2CO SrO K2O H2O 
 
a) Indique cuáles presentan enlace iónico, covalente polar o covalente puro con el oxígeno. ¿Qué 
propiedad determina el carácter (iónico, covalente o covalente polar) del enlace? 
b) Indique en las que presentan enlace covalente polar cuál átomo en el enlace posee mayor 
densidad electrónica o tiene la capacidad de atraer más los electrones que se comparten. 
c) Dibuje las estructuras de Lewis para cada uno de los compuestos. 
 
 
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QUÍMICA GENERAL I 
 
 Serie Nº 4 Capítulo III: Conceptos fundamentales del enlace químico - Parte B 
 
Conceptos centrales de esta unidad: 
 Los mismos que los descriptos en la Serie No 3. 
 
Una experiencia interesante es armar modelos moleculares. Para eso se pueden utilizar alfileres con 
cabeza plástica redonda en lo posible de más de un color, alfileres comunes (cabeza metálica) 
y esferas de telgopor. Se pueden representar los átomos centrales con las esferas de telgopor y los 
demás átomos con los alfileres de colores. Los electrones no enlazantes se pueden representar con 
los alfileres de cabeza metálica. ¿Es esta actividad obligatoria? No, nadie está obligado, pero esta 
actividad nos puede ayudar a “ver” las estructuras en 3D. 
Ejercicios 
 
1- Suponiendo que X representa átomos de un mismo elemento y E representa pares de electrones 
no enlazantes, clasifique las siguientes moléculas en polares y no polares utilizando el modelo de 
RPENV para determinar sus formas. Dé ejemplos de cada una de ellas y dibújelas. 
 
a) AX5 b) AX3E2 c) AX4 
 
 
2- Utilice la teoría de enlace de valencia para describir: 
 
a) los enlaces y la geometría de la molécula de H2O. 
 b) los enlaces y la geometría de la molécula de XeF4. 
 
 
3- a) Si la coordenada z define la línea que une dos núcleos; diga si se formará un enlace  o un 
enlace  cuando se solapan los siguientes orbitales: 
 
i) 2px, 2px 
ii) 2s, 2py 
iii) 2pz, 2pz 
iv) 2py, 2pz 
v) sp2, sp2 
 
b) De acuerdo a su respuesta anterior; ¿Cuál es la diferencia entre un enlace  y un enlace ? 
 
4- Describa los enlaces y la geometría de la molécula de etileno (H2C=CH2) en base a la teoría del 
enlace de valencia. 
 
 
5- Considere las siguientes moléculas: XY3 y ZY3. 
Se sabe que los 3 enlaces del átomo central con Y en cada molécula son equivalentes, y además 
que Z tiene un par de electrones no enlazantes y X no lo tiene. Para cada molécula indique: 
 a) ¿cuál es la hibridación del átomo central y la geometría molecular? 
 b) ¿alguna de las moléculas es plana? 
 
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6- En la siguiente figura se muestran las moléculas planas de metanal (CH2O) y metileno (C2H4) y 
algunos los ángulos de enlace. 
 
 
a) describa la geometría molecular en base al modelo RPENV. 
b) describa la geometría molecular según la teoría del enlace de valencia indicando: 
 i) hibridación del átomo de C en el metanal. 
 ii) hibridación de C en el etileno. 
 iii) identifique los enlaces  y  
c) Según el modelo RPENV a qué se atribuye el hecho de que el ángulo H-C-O en el metanal y el 
ángulo H-C-H en el etileno no sean 1200. 
 
7- I) Prediga la geometría electrónica y molecular de las siguientes especies en base al modelo 
RPENV. 
 
 a) tetracloruro de carbono b) cloruro de aluminio (III) c) bromuro de berilio 
 d) sulfuro de carbono (IV) e) NH3 f) sulfuro de hidrógeno 
 g) cloruro de fósforo (III) 
 
II) De acuerdo a la teoría del enlace de valencia, ¿Cuál es la hibridación del átomo central en cada 
una de las moléculas anteriores? 
 III) Proponga, para cada molécula, al menos una especie que presente el mismo tipo de 
hibridación y/o geometría. 
 
8- a) Prediga la geometría electrónica y molecular de los siguientes iones usando el modelo 
RPENV: 
 a) NO2– b) IF4– c) BrF6+ d) ClO2– 
 e) H3O+ f) AlCl4– g) BrO3– h) PF6– 
 
b) De acuerdo a la teoría del enlace de valencia, ¿Cuál es la hibridación del átomo central en cada 
uno de los iones anteriores? 
 
9- El HCN es un gas venenoso que huele a almendras amargas. Dé una descripción de esta 
molécula usando la teoría de enlace de valencia. Considere que el C es el átomo central. 
Compare con la molécula de acetileno (HCCH). 
 
10- El momento dipolar del HCl es 1,03 D. Si la longitud de enlace H-Cl es 1,27 Å, calcule: 
123º 
 
122º 
116º 
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1,06 Å 
1,21 Å 
1,46 Å 
120º 123º 
1,21 Å 
1,08 Å 
Figura 1 
a) La cantidad de carga  que reside en cada núcleo. 
b) La fracción de carga del electrón transferida al átomo de 
Cl. 
 
 Prediga el tipo de enlaces ( y ) y la geometría 
consistente con los valores de longitudes y ángulos de 
enlace para el propinal HC≡C−CH=O (ver la Figura 
1). 
 Las distancias de enlace se expresan en Angstrom y 
los ángulos de enlace en grados. 
 
 
11- En el NO2Cl, los dos átomos de O y el átomo de Cl 
están ligados al átomo de N central. Todos los átomos 
se encuentran en un plano. 
 a) ¿Cuál es la hibridación del átomo central? 
 b) Prediga ángulos de enlace y momento dipolar. 
c) Dibuje las estructuras resonantes. 
13- ¿Cuál de las siguientes moléculas tiene momento dipolar igual a cero? 
a) cloruro de aluminio (III) 
b) tetracloruro de silicio 
c) fluoruro de azufre (VI) 
d) cloruro de fósforo (III) 
e) ClF5 
 
16- La molécula N2F2 es plana y presenta los ángulos y 
longitudes de enlace que se dan en la Figura 2. 
 Indique de acuerdo a la teoría del enlace de valencia 
 a) La hibridación de los átomos de N. 
 b) El tipo de enlace N-N. 
 c) Si presentará isómeros geométricos, en cuyo caso 
determine